Opće karakteristike IVA skupine periodnog sustava. Elementi skupine IVA Opće karakteristike elemenata skupina IIIA, IVA i VA
IVA grupa sadrži najvažnije elemente bez kojih ne bi bilo ni nas ni Zemlje na kojoj živimo. Ovaj ugljik je osnova cjelokupnog organskog života, a silicij je "monarh" mineralnog kraljevstva.
Ako su ugljik i silicij tipični nemetali, a kositar i olovo metali, tada germanij zauzima srednji položaj. Neki ga udžbenici klasificiraju kao nemetale, dok ga drugi svrstavaju u metale. Srebrno-bijele je boje i ima metalni izgled, ali ima kristalnu rešetku poput dijamanta i poluvodič je poput silicija.
Od ugljika do olova (sa smanjenjem nemetalnih svojstava):
w smanjuje se stabilnost negativnog oksidacijskog stanja (-4)
w smanjuje se stabilnost najvišeg pozitivnog oksidacijskog stanja (+4)
w povećava se stabilnost niskog pozitivnog oksidacijskog stanja (+2)
Ugljik je glavna komponenta svih organizama. U prirodi postoje i jednostavne tvari sastavljene od ugljika (dijamant, grafit) i spojevi (ugljikov dioksid, razni karbonati, metan i drugi ugljikovodici u prirodnom plinu i nafti). Maseni udio ugljika u kamenom ugljenu doseže 97%.
Atom ugljika u osnovnom stanju može oblikovati dvije kovalentne veze mehanizmom izmjene, ali u normalnim uvjetima takvi spojevi ne nastaju. Kada atom ugljika uđe u pobuđeno stanje, on koristi sva četiri valentna elektrona.
Ugljik stvara dosta alotropskih modifikacija (vidi sl. 16.2). To su dijamant, grafit, karabin i razni fulereni.
U anorganskim tvarima oksidacijsko stanje ugljika je +II i +IV. Uz ova oksidacijska stanja ugljika, postoje dva oksida.
Ugljikov monoksid (II) je otrovni plin bez boje i mirisa. Trivijalni naziv je ugljikov monoksid. Nastaje tijekom nepotpunog izgaranja goriva koje sadrži ugljik. Elektronsku strukturu njegove molekule vidi na stranici 121. CO je prema kemijskim svojstvima oksid koji ne stvara soli, a zagrijavanjem pokazuje redukcijska svojstva (mnoge okside slabo aktivnih metala reducira u metal).
Ugljikov monoksid (IV) je plin bez boje i mirisa. Trivijalni naziv je ugljikov dioksid. Kiseli oksid. Malo je topljiv u vodi (fizički), djelomično reagira s njom, tvoreći ugljičnu kiselinu H2CO3 (molekule ove tvari postoje samo u vrlo razrijeđenim vodenim otopinama).
Ugljična kiselina je vrlo slaba dvobazna kiselina koja tvori dva niza soli (karbonate i bikarbonate). Većina karbonata je netopljiva u vodi. Od hidrokarbonata postoje samo hidrokarbonati alkalnih metala i amonija kao pojedinačne tvari. I karbonatni ion i bikarbonatni ion su bazne čestice, stoga i karbonati i bikarbonati u vodenim otopinama podliježu hidrolizi na anionu.
Od karbonata najvažniji su natrijev karbonat Na2CO3 (soda, natron soda, soda za pranje), natrijev bikarbonat NaHCO3 (soda bikarbona, soda bikarbona), kalijev karbonat K2CO3 (potaša) i kalcijev karbonat CaCO3 (kreda, mramor, vapnenac).
Kvalitativna reakcija na prisutnost ugljičnog dioksida u plinskoj smjesi: stvaranje taloga kalcijevog karbonata pri prolasku ispitivanog plina kroz vapnenu vodu (zasićena otopina kalcijevog hidroksida) i naknadno otapanje taloga pri daljnjem prolasku plina. Reakcije koje se odvijaju:
Ca2 + 2OH + CO2 = CaCO3 + H2O;
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca2 +2HCO3.
U farmakologiji i medicini naširoko se koriste razni ugljikovi spojevi - derivati ugljične kiseline i karboksilnih kiselina, različiti heterocikli, polimeri i drugi spojevi. Tako se karbolen (aktivni ugljen) koristi za apsorpciju i uklanjanje raznih otrova iz tijela; grafit (u obliku masti) - za liječenje kožnih bolesti; radioaktivni izotopi ugljika - za znanstvena istraživanja (radiokarbonsko datiranje).
Ugljik je osnova svih organskih tvari. Svaki živi organizam sastoji se uglavnom od ugljika. Ugljik je osnova života. Izvor ugljika za žive organizme je obično CO 2 iz atmosfere ili vode. Fotosintezom ulazi u biološke prehrambene lance u kojima živa bića jedu jedni druge ili ostatke jedni drugih i na taj način dobivaju ugljik za izgradnju vlastitih tijela. Biološki ciklus ugljika završava ili oksidacijom i povratkom u atmosferu ili zakopavanjem u obliku ugljena ili nafte.
Analitičke reakcije karbonatnog iona CO 3 2-
Karbonati su soli nestabilne, vrlo slabe ugljične kiseline H 2 CO 3, koja je u slobodnom stanju u vodenim otopinama nestabilna i razlaže se uz oslobađanje CO 2: H 2 CO 3 - CO 2 + H 2 O
Amonij, natrij, rubidij i cezij karbonati topljivi su u vodi. Litijev karbonat slabo je topiv u vodi. Karbonati drugih metala slabo su topljivi u vodi. Hidrokarbonati se otapaju u vodi. Karbonatni ioni u vodenim otopinama su bezbojni i podliježu hidrolizi. Vodene otopine hidrogenkarbonata alkalnih metala ne postaju obojene kada im se doda kap otopine fenolftaleina, što omogućuje razlikovanje otopina karbonata od otopina bikarbonata (farmakopejski test).
1.Reakcija s barijevim kloridom.
Ba 2+ + CO3 2 - -> BaCO 3 (bijeli fini kristalni)
Slične karbonatne taloge proizvode kationi kalcija (CaCO 3 ) i stroncija (SrCO 3 ). Talog se otapa u mineralnim kiselinama i octenoj kiselini. U otopini H 2 SO 4 nastaje bijeli talog BaSO 4.
Talogu se polagano kap po kap dodaje otopina HC1 dok se talog potpuno ne otopi: BaCO3 + 2 HC1 -> BaCl 2 + CO 2 + H 2 O
2. Reakcija s magnezijevim sulfatom (farmakopejska).
Mg 2+ + COZ 2 - ->MgCO 3 (bijelo)
Hidrokarbonat - HCO 3 ion - stvara talog MgCO 3 s magnezijevim sulfatom samo pri vrenju: Mg 2+ + 2 HCO3- -> MgCO 3 + CO 2 + H 2 O
MgCO 3 talog se otapa u kiselinama.
3. Reakcije s mineralnim kiselinama (farmakopejski).
CO 3 2- + 2 H 3 O = H 2 CO 3 + 2 H 2 O
HCO 3 - + H 3 O + = H 2 CO 3 + 2 H 2 O
H2CO3 -- CO2 + H20
Oslobođeni plinoviti CO 2 detektira se zamućenjem baritonske ili vapnene vode u uređaju za detekciju plinova, plinskim mjehurićima (CO 2), au prijemnoj epruveti - zamućenjem otopine.
4. Reakcija s uranil heksacijanoferatom (II).
2CO 3 2 - + (UO 2) 2 (smeđa) -> 2 UO 2 CO 3 (bezbojno) + 4 -
Smeđa otopina uranil heksacijanoferata (II) priprema se miješanjem otopine uranil acetata (CH 3 COO) 2 UO 2 s otopinom kalijevog heksacijanoferata (II):
2(CH 3 SOO) 2 GO 2 + K 4 -> (UO 2) 2 + 4 CH 3 SOOK
U dobivenu otopinu dodaje se kap po kap otopina Na 2 CO 3 ili K 2 CO 3 uz miješanje dok ne nestane smeđe boje.
5. Odvojeno otkrivanje karbonatnih i bikarbonatnih iona reakcijama s kalcijevim kationima i amonijakom.
Ako su karbonatni ioni i bikarbonatni ioni istovremeno prisutni u otopini, tada se svaki od njih može zasebno otvoriti.
Da biste to učinili, prvo dodajte suvišak otopine CaCl 2 u analiziranu otopinu. U ovom slučaju, CO3 2 se taloži u obliku CaCO 3:
CO3 2 - + Ca 2+ = CaCO 3
Bikarbonatni ioni ostaju u otopini, budući da su otopine Ca(HCO 3) 2 u vodi. Talog se odvoji od otopine i u potonju se doda otopina amonijaka. HCO 2 - anioni s kationima amonijaka i kalcija ponovno daju talog CaCO 3: HCO 3 - + Ca 2+ + NH 3 -> CaCO3 + NH 4 +
6. Ostale reakcije karbonatnog iona.
Karbonatni ioni, kada reagiraju sa željeznim (III) kloridom FeCl 3, tvore smeđi talog Fe (OH) CO 3, sa srebrnim nitratom - bijeli talog srebrnog karbonata Ag 2 CO3, topiv u HbTO3 i raspadajući se kuhanjem u vodi do tamni talog Ag 2 O ISO 2: Ag 2 CO 3 -> Ag 2 O + CO 2
Analitičke reakcije acetatnog iona CH 3 COO"
Acetat - ion CH 3 COO- - anion slabe monobazične octene kiseline CH 3 COOH: bezbojan u vodenim otopinama, podvrgava se hidrolizi, nema redoks svojstva; Prilično je učinkovit ligand i tvori stabilne acetatne komplekse s kationima mnogih metala. Kada reagira s alkoholima u kiseloj sredini, proizvodi estere.
Acetati amonija, alkalijskih i većine drugih metala vrlo su topljivi u vodi. Acetati srebra CH 3 COOAg i žive (I) manje su topljivi u vodi nego acetati drugih metala.
1. Reakcija sa željezovim (III) kloridom (farmakopejski).
Pri pH = 5-8 acetatni ion s Fe(III) kationima stvara topljivi tamnocrveni (boje jakog čaja) acetat ili željezov (III) oksiacetat.
U vodenoj otopini je djelomično hidroliziran; zakiseljavanje otopine mineralnim kiselinama potiskuje hidrolizu i dovodi do nestanka crvene boje otopine.
3 CH3COOH + Fe --> (CH 3 COO) 3 Fe + 3 H +
Pri vrenju iz otopine se taloži crveno-smeđi talog bazičnog željezo (III) acetata:
(CH3COO)3Fe + 2H2O<- Fe(OH) 2 CH 3 COO + 2 СН 3 СООН
Ovisno o omjeru koncentracija željeza (III) i acetatnih iona, sastav sedimenta može se mijenjati i odgovarati, na primjer, formulama: Fe OH (CH 3 COO) 2, Fe 3 (OH) 2 O 3 (CH 3 COO), Fe 3 O (OH) (CH 3 COO) 6 ili Fe 3 (OH) 2 (CH 3 COO) 7.
Reakciju ometaju anioni CO 3 2 -, SO 3 "-, PO 4 3 -, 4, koji sa željezom (III) stvaraju talog, kao i anioni SCN- (daju crvene komplekse s kationima Fe 3+) , jodid - ion G, oksidira u jod 1 2, dajući otopini žutu boju.
2. Reakcija sa sumpornom kiselinom.
Acetatni ion u jako kiseloj sredini prelazi u slabu octenu kiselinu, čije pare imaju karakterističan miris octa:
CH3COO- + H +<- СН 3 СООН
Reakciju ometaju anioni NO 2 \ S 2 -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2 - koji također oslobađaju plinovite produkte karakterističnog mirisa u koncentriranoj sredini H 2 SO4.
3. Reakcija stvaranja octenoetilnog etera (farmakopeja).
Reakcija se provodi u okruženju sumporne kiseline. S etanolom:
CH 3 COO- + H + -- CH 3 COOH CH 3 COOH + C 2 H 5 OH = CH 3 COOC 2 H 4 + H 2 O
Oslobođeni etil acetat prepoznaje se po karakterističnom ugodnom mirisu. Srebrne soli kataliziraju ovu reakciju, pa se preporučuje dodavanje male količine AgNO 3 prilikom izvođenja ove reakcije.
Slično, pri reakciji s amil alkoholom C 5 HcOH također nastaje amil acetat CH 3 SOOC 5 Ni (-kruška-) koji ima ugodan miris.Osjeća se karakterističan miris etil acetata koji se pojačava laganim zagrijavanjem smjese. .
Analitičke reakcije tartarata - POC iona - CH(OH) - CH(OH) - KONST. Tartaratni ion je anion slabe dibazične vinske kiseline:
HO-CH-COOH
HO -CH-COOH
Tartaratni ion je visoko topljiv u vodi. U vodenim otopinama tartaratni ioni su bezbojni, podliježu hidrolizi i skloni su stvaranju kompleksa, dajući stabilne tartaratne komplekse s kationima mnogih metala. Vinska kiselina tvori dvije serije soli - srednje tartarate koji sadrže dvostruko nabijeni tartarat - COCH(OH)CH(OH)COO - ion, i kisele tartarate - hidrotartarate koji sadrže jednostruko nabijeni hidrogen tartarat - HOOOCH(OH)CH(OH) COO - ion. Kalijev hidrogentartrat (-tartar-) KNS 4 H 4 O 6 praktički je netopljiv u vodi, koja se koristi za otvaranje kalijevih kationa. Prosječna kalcijeva sol također je slabo topljiva u vodi. Prosječna kalijeva sol K 2 C 4 H 4 O 6 vrlo je topljiva u vodi.
I. Reakcija s kalijevim kloridom (farmakopejski).
C 4 H 4 O 6 2 - + K + + N + -> KNS 4 H 4 O 6 1 (bijela)
2. Reakcija s resorcinolom u kiseloj sredini (farmakopej).
Tartarati, kada se zagrijavaju s resorcinolom meta - C 6 H 4 (OH) 2 u koncentriranoj sumpornoj kiselini, stvaraju trešnjastocrvene produkte reakcije.
14) Reakcije s amonijačnim kompleksom srebra. Ispada crni talog metalnog srebra.
15) Reakcija sa željeznim (II) sulfatom i vodikovim peroksidom.
Dodavanje razrijeđene vodene otopine FeSO 4 i H 2 O 2 u otopinu koja sadrži tartarate. dovodi do stvaranja nestabilnog kompleksa željeza s naboranom bojom. Naknadna obrada otopinom NaOH lužine dovodi do plave boje kompleksa.
Analitičke reakcije oksalatnog iona C 2 O 4 2-
Oksalatni ion C 2 O 4 2- je anion dibazične oksalne kiseline H 2 C 2 O 4 srednje jakosti, relativno dobro topljiv u vodi. Oksalatni ion u vodenim otopinama je bezbojan, djelomično hidroliziran, jak redukcijski agens, učinkovit ligand - stvara stabilne oksalatne komplekse s kationima mnogih metala. Oksalati alkalnih metala, magnezija i amonija topljivi su u vodi, dok su ostali metali slabo topljivi u vodi.
1Reakcija s barijevim kloridom Ba 2+ + C 2 O 4 2- = BaC 2 O 4 (bijeli) Talog se otapa u mineralnim kiselinama i octenoj kiselini (pri vrenju). 2. Reakcija s kalcijevim kloridom (farmakopejska): Ca 2+ + C 2 O 4 2 - = CaC 2 O 4 (bijelo)
Talog je topiv u mineralnim kiselinama, ali netopljiv u octenoj kiselini.
3. Reakcija sa srebrnim nitratom.
2 Ag + + C 2 O 4 2 - -> Ag2C2O 4 .|.(zgrušen) Ispitivanje topljivosti. Sediment je podijeljen u 3 dijela:
A). U prvu epruvetu s talogom dodavati kap po kap otopine HNO 3 uz miješanje dok se talog ne otopi;
b). U drugu epruvetu s talogom dodavati kap po kap koncentrirane otopine amonijaka uz miješanje dok se talog ne otopi; V). U treću epruvetu s talogom dodajte 4-5 kapi otopine HC1; U epruveti ostaje bijeli talog srebrnog klorida:
Ag 2 C 2 O 4 + 2 HC1 -> 2 AC1 (bijeli) + H 2 C 2 O 4
4.Reakcija s kalijevim permanganatom. Oksalatni ioni s KMnO 4 u kiseloj sredini oksidiraju se uz oslobađanje CO 2; otopina KMpO 4 postaje obezbojena zbog redukcije mangana (VII) u mangan (II):
5 C 2 O 4 2 - + 2 MnO 4 " + 16 H + -> 10 CO 2 + 2 Mn 2+ + 8 H 2 O
Razrijeđena otopina KMnO 4. Potonji postaje obezbojen; uočava se oslobađanje mjehurića plina – CO 2.
38 Elementi grupe VA
Opće karakteristike VA skupine periodnog sustava. u obliku s x p y elektronička konfiguracija vanjske energetske razine elemenata VA grupe.
Arsen i antimon imaju različite alotropske modifikacije: s molekularnom i metalnom kristalnom rešetkom. Međutim, na temelju usporedbe stabilnosti kationskih oblika (As 3+, Sb 3+) arsen se svrstava u nemetale, a antimon u metale.
stabilna oksidacijska stanja za elemente VA skupine
Od dušika do bizmuta (sa smanjenjem nemetalnih svojstava):
w smanjuje se stabilnost negativnog oksidacijskog stanja (-3) (m. svojstva vodikovih spojeva)
w smanjuje se stabilnost najvišeg pozitivnog oksidacijskog stanja (+5)
w povećava se stabilnost niskog pozitivnog oksidacijskog stanja (+3)
znati
- položaj ugljika i silicija u periodnom sustavu, pojavnost u prirodi i praktična primjena;
- struktura atoma, valencija, oksidacijska stanja ugljika i silicija;
- načini dobivanja i svojstva jednostavnih tvari – grafita, dijamanta i silicija; novi alotropski oblici ugljika;
- glavne vrste spojeva ugljika i silicija;
- značajke elemenata podskupine germanija;
biti u mogućnosti
- sastaviti jednadžbe reakcija za proizvodnju jednostavnih tvari ugljika i silicija te reakcije koje karakteriziraju kemijska svojstva tih tvari;
- usporediti svojstva elemenata u skupini ugljika;
- karakterizirati praktično važne spojeve ugljika i silicija;
- izvoditi proračune pomoću jednadžbi reakcija u kojima sudjeluju ugljik i silicij;
vlastiti
Vještine predviđanja tijeka reakcija koje uključuju ugljik, silicij i njihove spojeve.
Građa atoma. Rasprostranjenost u prirodi
Skupinu IVA periodnog sustava čini pet elemenata s parnim atomskim brojevima: ugljik C, silicij Si, germanij Ge, kositar Sn i olovo Pb (tablica 21.1). U prirodi su svi elementi skupine smjese stabilnih izotopa. Ugljik ima dva izogona - *|C (98,9%) i *§C (1,1%). Osim toga, u prirodi postoje tragovi radioaktivnog izotopa "|S s t t= 5730 godina. Konstantno se stvara tijekom sudara neutrona iz kozmičkog zračenja s jezgrama dušika u zemljinoj atmosferi:
Tablica 21.1
Obilježja elemenata skupine IVA
* Biogeni element.
Glavni izotop ugljika od posebne je važnosti u kemiji i fizici, budući da se temelji na jedinici atomske mase, tj. { /2 dio mase atoma 'ICO Da).
Silicij u prirodi ima tri izotopa; Među njima je najzastupljeniji ^)Si (92,23%). Germanij ima pet izotopa (j^Ge - 36,5%). Kositar - 10 izotopa. Ovo je rekord među kemijskim elementima. Najzastupljeniji je 12 5 gSn (32,59%). Olovo ima četiri izotopa: 2 §^Pb (1,4%), 2 §|Pb (24,1%), 2 82?b (22,1%) i 2 82?b (52,4%). Posljednja tri izotopa olova krajnji su produkti raspada prirodnih radioaktivnih izotopa urana i torija, pa se njihov sadržaj u zemljinoj kori povećavao tijekom postojanja Zemlje.
Što se tiče zastupljenosti u zemljinoj kori, ugljik je jedan od deset najvećih kemijskih elemenata. Nalazi se u obliku grafita, mnogih vrsta ugljena, kao dio nafte, prirodnog zapaljivog plina, vapnenačkih formacija (CaCO e), dolomita (CaC0 3 -MgC0 3) i drugih karbonata. Prirodni dijamant, iako čini neznatan dio raspoloživog ugljika, iznimno je vrijedan kao lijep i najtvrđi mineral. No, naravno, najveća vrijednost ugljika leži u činjenici da je on strukturna osnova bioorganskih tvari koje tvore tijela svih živih organizama. Ugljik se s pravom smatra prvim među mnogim kemijskim elementima potrebnim za postojanje života.
Silicij je drugi najzastupljeniji element u zemljinoj kori. Pijesak, glina i mnoge stijene koje vidite sastoje se od minerala silicija. S iznimkom kristalnih vrsta silicijevog oksida, svi njegovi prirodni spojevi su silikati, tj. soli raznih silicijumskih kiselina. Same te kiseline nisu dobivene kao pojedinačne tvari. Ortosilikati sadrže SiOj~ ione, metasilikati se sastoje od polimernih lanaca (Si0 3 ") w. Većina silikata izgrađena je na okviru od atoma silicija i kisika, između kojih se mogu nalaziti atomi bilo kojeg metala i nekih nemetala (fluor). Pa -poznati minerali silicija uključuju kvarc Si0 2, feldspate (ortoklas KAlSi 3 0 8), tinjce (muskovit KAl 3 H 2 Si 3 0 12). Ukupno je poznato više od 400 minerala silicija. Više od polovice nakita i ukrasa kamenje su spojevi silicija. Struktura kisika i silicija uzrokuje nisku topljivost minerala silicija u vodi. Samo iz vrućih podzemnih izvora tijekom tisuća godina mogu se taložiti izrasline i kore spojeva silicija. Stijene ove vrste uključuju jaspis.
O vremenu otkrića ugljika, silicija, kositra i olova ne treba govoriti jer su oni u obliku jednostavnih tvari ili spojeva poznati od davnina. Germanij je otkrio K. Winkler (Njemačka) 1886. u rijetkom mineralu argiroditu. Uskoro je postalo jasno da je postojanje elementa s takvim svojstvima predvidio D. I. Mendeljejev. Ime novog elementa izazvalo je kontroverze. Mendeljejev je u pismu Winkleru snažno podržao to ime germanij.
Elementi skupine IVA imaju četiri valentna elektrona na krajnjem vanjskom dijelu s- i p-podrazine:
Elektronske formule atoma:
U osnovnom stanju ovi elementi su dvovalentni, a u pobuđenom stanju postaju četverovalentni:
Ugljik i silicij tvore vrlo malo kemijskih spojeva u dvovalentnom stanju; u gotovo svim stabilnim spojevima su četverovalentni. Niže u skupini, stabilnost dvovalentnog stanja raste za germanij, kositar i olovo, a stabilnost četverovalentnog stanja opada. Stoga se spojevi olova(1U) ponašaju kao jaki oksidansi. Ovaj je obrazac također vidljiv u VA skupini. Važna razlika između ugljika i ostalih elemenata skupine je sposobnost stvaranja kemijskih veza u tri različita stanja hibridizacije - sp, sp 2 I sp3. Siliciju je praktički preostalo samo jedno hibridno stanje sp3. To je jasno vidljivo kada se uspoređuju svojstva spojeva ugljika i silicija. Na primjer, ugljikov monoksid C0 2 je plin (ugljični dioksid), a silicijev oksid Si0 2 je vatrostalna tvar (kvarc). Prva tvar je plinovita jer kada sp-hibridizacija ugljika, sve kovalentne veze su zatvorene u molekuli C0 2:
Privlačenje između molekula je slabo i to određuje stanje tvari. U silicijevom oksidu, četiri hibridne 5p 3 orbitale silicija ne mogu se zatvoriti na dva atoma kisika. Atom silicija povezuje se s četiri atoma kisika, od kojih se svaki zauzvrat veže s drugim atomom silicija. Rezultat je okvirna struktura s istom snagom veza između svih atoma (vidi dijagram, sv. 1, str. 40).
Spojevi ugljika i silicija s istom hibridizacijom, na primjer metan CH 4 i silan SiH 4, slični su po strukturi i fizičkim svojstvima. Obje tvari su plinovi.
Elektronegativnost IVA elemenata je smanjena u odnosu na elemente VA skupine, a to je posebno vidljivo kod elemenata 2. i 3. periode. Metalnost elemenata u IVA skupini je izraženija nego u VA skupini. Ugljik, u obliku grafita, je vodič. Silicij i germanij su poluvodiči, dok su kositar i olovo pravi metali.
16.1. Opće karakteristike elemenata IIIA, IVA i VA skupine
B |
C |
N |
Al Aluminij |
Si |
P |
ga |
Ge Germanij |
Kao |
U |
S n |
Sb |
Tl |
Pb |
Dvo |
Sastav ove tri skupine prirodnog sustava elemenata prikazan je na slici 16.1. Ovdje su također dane vrijednosti orbitalnih polumjera atoma (u angstremima). Upravo u tim skupinama najjasnije je vidljiva granica između elemenata koji tvore metale (orbitalni radijus veći od 1,1 angstrema) i elemenata koji tvore nemetale (orbitalni radijus manji od 1,1 angstrema). Na slici je ta granica prikazana dvostrukom crtom. Ne treba zaboraviti da je ta granica još uvijek proizvoljna: aluminij, galij, kositar, olovo i antimon svakako su amfoterni metali, ali bor, germanij i arsen također pokazuju neke znakove amfoternosti.
Od atoma elemenata ove tri skupine u zemljinoj kori najčešće se nalaze: Si (w = 25,8%), Al (w = 7,57%), P (w = 0,090%), C (w = 0,087%) i N (w = 0,030%). To su oni koje ćete susresti u ovom poglavlju.
Opće valentne elektronske formule atoma elemenata IIIA skupine - ns 2 n.p. 1, IVA grupa – ns 2 n.p. 2, VA skupine – ns 2 n.p. 3. Najviša oksidacijska stanja jednaka su broju skupine. Srednji su 2 manje.
Sve jednostavne tvari sastavljene od atoma ovih elemenata (s izuzetkom dušika) su čvrste. Mnogi elementi karakterizirani su alotropijom (B, C, Sn, P, As). Postoje samo tri stabilne molekularne tvari: dušik N2, bijeli fosfor P4 i žuti arsen As4.
Nemetalni elementi ove tri skupine teže stvaranju molekularnih vodikovih spojeva s kovalentnim vezama. Štoviše, ugljik ih ima toliko da ugljikovodike i njihove derivate proučava posebna znanost - organska kemija. Drugi najveći broj vodikovih spojeva među ovim elementima je bor. Borhidridi (borani) su vrlo brojni i složene strukture, pa je i kemija borohidrida postala posebna grana kemije. Silicij tvori samo 8 vodikovih spojeva (silana), dušik i fosfor - po dva, ostatak - po jedan vodikov spoj. Molekulske formule najjednostavnijih vodikovih spojeva i njihova imena:
Sastav viših oksida odgovara najvišem oksidacijskom stupnju jednakom broju skupine. Vrsta viših oksida u svakoj skupini postupno se mijenja s povećanjem atomskog broja od kiselih do amfoternih ili bazičnih.
Kiselinsko-bazni karakter hidroksida je vrlo raznolik. Dakle, HNO3 je jaka kiselina, a TlOH je alkalija.
1. Napraviti skraćene elektronske formule i energetske dijagrame atoma elemenata IIIA, IVA i VA skupine. Označite vanjske i valentne elektrone.
Atom dušika ima tri nesparena elektrona, pa mehanizmom izmjene može stvoriti tri kovalentne veze. Može formirati drugu kovalentnu vezu mehanizmom donor-akceptor, u kojem atom dušika dobiva pozitivan formalni naboj od +1 e. Dakle, maksimalni dušik je petovalentan, ali njegova najveća kovalentnost je četiri. (To objašnjava često susreću tvrdnju da dušik ne može biti petovalentan)
Gotovo sav Zemljin dušik nalazi se u atmosferi našeg planeta. Znatno manji udio dušika prisutan je u litosferi u obliku nitrata. Dušik je dio organskih spojeva sadržanih u svim organizmima iu produktima njihove razgradnje.
Dušik tvori jedini jednostavan molekularni tvar N 2 s dvoatomnom trostrukom vezom u molekuli (sl. 16.2). Energija ove veze je 945 kJ/mol, što premašuje vrijednosti ostalih energija veze (vidi tablicu 21). Ovo objašnjava inertnost dušika na običnim temperaturama. Prema svojim fizičkim karakteristikama, dušik je plin bez boje i mirisa, poznat nam od rođenja (tri četvrtine zemljine atmosfere sastoji se od dušika). Dušik je slabo topljiv u vodi.
Dušik tvori dva vodikovi spojevi: amonijak NH 3 i hidrazin N 2 H 6:
Amonijak je bezbojan plin oštrog, zagušljivog mirisa. Neoprezno udisanje koncentriranih para amonijaka može izazvati grčeve i gušenje. Amonijak je vrlo topiv u vodi, što se objašnjava time što svaka molekula amonijaka stvara četiri vodikove veze s molekulama vode.
Molekula amonijaka je bazna čestica (vidi Dodatak 14). Prihvaćanjem protona pretvara se u amonijev ion. Reakcija se može odvijati i u vodenoj otopini i u plinovitoj fazi:
NH 3 + H 2 O NH 4 + OH (u otopini);
NH3 + H3O B = NH4 + H2O (u otopini);
NH 3g + HCl g = NH 4 Cl cr (u plinovitoj fazi).
Vodene otopine amonijaka su dovoljno alkalne da precipitiraju netopljive hidrokside, ali nisu dovoljno alkalne da bi se amfoterni hidroksidi otopili u njima i formirali hidrokso komplekse. Stoga je otopinu amonijaka prikladno koristiti za pripravu amfoternih hidroksida str-elementi: Al(OH) 3, Be(OH) 2, Pb(OH) 2 itd., npr.
Pb 2 + 2NH 3 + 2H 2 O = Pb(OH) 2 + 2NH 4.
Kad se zapali na zraku, amonijak izgara stvarajući dušik i vodu; u interakciji s kisikom u prisutnosti katalizatora (Pt), reverzibilno se oksidira u dušikov monoksid:
4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O (bez katalizatora),
4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O (s katalizatorom).
Kada se zagrijava, amonijak može reducirati okside slabo aktivnih metala, na primjer, bakra:
3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O
Amonijeve soli po svojim svojstvima (osim toplinske stabilnosti) slične su solima alkalnih metala. kao i potonji, gotovo svi su topljivi u vodi, ali budući da je amonijev ion slaba kiselina, hidroliziraju se na kationu. Zagrijavanjem se amonijeve soli razgrađuju:
NH4Cl = NH3 + HCl;
(NH4)2SO4 = NH4HSO4 + NH3;
(NH4)2CO3 = 2NH3 + CO2 + H20;
NH4HS = NH3 + H2S;
NH4NO3 = N20 + 2H20;
NH4N02 = N2 + 2H20;
(NH4)2HPO4 = NH3 + (NH4)H2PO4;
(NH4)H2PO4 = NH4PO3 + H2O.
Dušik u različitim oksidacijskim stanjima tvori pet oksidi: N2O, NO, N2O3, NO2 i N2O5.
Najstabilniji od njih je dušikov dioksid. To je smeđi otrovni plin neugodna mirisa. Reagira s vodom:
2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3.
S otopinom lužine dolazi do reakcije uz stvaranje nitrata i nitrita.
N 2 O i NO su oksidi koji ne stvaraju soli.
N 2 O 3 i N 2 O 5 su kiseli oksidi. Reagirajući s vodom, tvore otopine dušične i dušične kiseline.
Dušikova oksokiselina u oksidacijskom stanju +III je dušikova kiselina HNO 2. To je slaba kiselina čije molekule postoje samo u vodenoj otopini. Njegove soli su nitriti. Dušik u dušikastoj kiselini i nitritima lako se oksidira do +V oksidacijskog stanja.
Za razliku od nitratne kiseline, dušična kiselina HNO 3 je jaka kiselina. Struktura njegove molekule može se izraziti na dva načina:
Dušična kiselina se miješa s vodom u svim aspektima, potpuno reagirajući s njom u razrijeđenim otopinama:
HNO3 + H2O = H3O + NO3
Dušična kiselina i njezine otopine jaki su oksidansi. Kada se dušična kiselina razrijedi, njena oksidativna aktivnost se smanjuje. U otopinama dušične kiseline bilo koje koncentracije, oksidirajući atomi su prvenstveno atomi dušika, a ne vodika. Stoga se tijekom oksidacije raznih tvari dušičnom kiselinom vodik oslobađa samo kao nusprodukt. Ovisno o koncentraciji kiseline i redukcijskoj aktivnosti drugog reagensa, produkti reakcije mogu biti NO 2, NO, N 2 O, N 2 pa čak i NH 4. Najčešće nastaje mješavina plinova, ali u slučaju koncentrirane dušične kiseline oslobađa se samo dušikov dioksid:
Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
3FeS + 30HNO3 = Fe2(SO4)3 + Fe(NO3)3 + 27NO2 + 15H2O
Kod razrijeđene dušične kiseline najčešće se oslobađa dušikov monoksid:
Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O
3H 2 S + 2HNO 3 = 2NO + 4H 2 O + 3S
U slučaju reakcije vrlo razrijeđene dušične kiseline s jakim redukcijskim sredstvom (Mg, Al, Zn), nastaju amonijevi ioni:
4Mg + 10HNO3 = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Oni metali koji se pasiviziraju koncentriranom sumpornom kiselinom također se pasiviziraju koncentriranom dušičnom kiselinom.
Soli dušične kiseline - nitrati - termički su nestabilni spojevi. Zagrijavanjem se razgrađuju:
2KNO3 = 2KNO2 + O2;
2Zn(NO 3) 2 = 2ZnO + 4NO 2 + O 2;
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2.
1. Napišite opisne jednadžbe za reakcije navedene u tekstu odlomka.
2. Napravite jednadžbe reakcija koje karakteriziraju kemijska svojstva a) amonijaka, b) dušične kiseline, c) cinkovog nitrata.
Kemijska svojstva amonijaka i dušične kiseline.
16.3. Fosfor
Za razliku od atoma dušika, atom fosfor može formirati pet kovalentnih veza mehanizmom izmjene. Tradicionalno objašnjenje za to svodi se na mogućnost ekscitacije jednog od 3 s-elektrona i njegov prijelaz u 3 d-podnivo.
Elementa fosfora čini dosta alotropske modifikacije. Od njih su tri modifikacije najstabilnije: bijeli fosfor, crveni fosfor i crni fosfor. Bijeli fosfor je voskasta, otrovna tvar sklona samozapaljenju u zraku, a sastoji se od molekula P4. Crveni fosfor je nemolekularna, manje aktivna tvar tamnocrvene boje s prilično složenom strukturom. Tipično, crveni fosfor uvijek sadrži primjesu bijelog, tako da su i bijeli i crveni fosfor uvijek pohranjeni ispod sloja vode. Crni fosfor također je nemolekularna tvar sa složenom strukturom okvira.
Molekule bijelog fosfora su tetraedarske, atom fosfora u njima je trovalentan. Model lopte i palice i strukturna formula molekule bijelog fosfora:
Struktura crvenog fosfora može se izraziti strukturnom formulom:
Fosfor se dobiva iz kalcijevog fosfata zagrijavanjem s pijeskom i koksom:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO.
Za fosfor su najkarakterističniji spojevi oksidacijskog stupnja +V. Kada reagira s viškom klora, fosfor stvara pentaklorid. Tijekom izgaranja bilo koje alotropske modifikacije fosfora nastaje višak kisika oksid fosfor (V):
4P + 5O2 = 2P2O5.
Postoje dvije modifikacije fosfor(V) oksida: nemolekulska (s najjednostavnijom formulom P 2 O 5) i molekularna (s molekulskom formulom P 4 O 10). Fosforov oksid je obično mješavina ovih tvari.
Ovaj vrlo higroskopni kiseli oksid, reagirajući s vodom, uzastopno tvori metafosfornu, difosfornu i ortofosfornu kiselinu:
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.
Ortofosforna kiselina(obično se naziva jednostavno fosforna) je trobazna slaba kiselina (vidi Dodatak 13). To je bezbojna kristalna tvar, vrlo topiva u vodi. Pri reakciji s jakim bazama, ovisno o omjeru reagensa, formira tri reda soli(ortofosfati, hidroortofosfati i dihidrogenortofosfati - obično se prefiks "orto" izostavlja iz njihovih naziva):
H3PO4 + OH = H2PO4 + H2O,
H3PO4 + 2OH = HPO42 + 2H2O,
H3PO4 + 3OH = PO43 + 3H2O.
Većina srednjih fosfata (s izuzetkom soli alkalnih elemenata osim litija) netopivi su u vodi. Topljivih kiselih fosfata ima znatno više.
Fosforna kiselina se dobiva iz prirodnog kalcijevog fosfata obradom s viškom sumporne kiseline. S različitim omjerom kalcijevog fosfata i sumporne kiseline nastaje smjesa dihidrogenfosfata i kalcijevog sulfata, koja se koristi u poljoprivredi kao mineralno gnojivo pod nazivom "jednostavni superfosfat":
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 2H3PO4 + 3CaSO4;
Ca 3 (PO 4) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca (H 2 PO 4) 2 + 2CaSO 4.
Reakcijom se dobiva vrjedniji "dvostruki superfosfat".
Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 3.
Glavna tvar ovog mineralnog gnojiva je kalcijev dihidrogenfosfat.
1. Sastavite molekularne jednadžbe za reakcije za koje su ionske jednadžbe dane u tekstu odlomka.
2. Opisno zapišite jednadžbe za reakcije dane u tekstu odlomka.
3. Napravite jednadžbe reakcija koje karakteriziraju kemijska svojstva a) fosfora, b) fosforovog oksida (V), c) ortofosforne kiseline, d) natrijevog dihidrogenfosfata.
Kemijska svojstva fosforne kiseline.
16.4. Ugljik
Ugljik je glavna komponenta svih organizama. U prirodi postoje i jednostavne tvari sastavljene od ugljika (dijamant, grafit) i spojevi (ugljikov dioksid, razni karbonati, metan i drugi ugljikovodici u prirodnom plinu i nafti). Maseni udio ugljika u kamenom ugljenu doseže 97%.
Atom ugljik u osnovnom stanju može oblikovati dvije kovalentne veze mehanizmom izmjene, ali u normalnim uvjetima takvi spojevi ne nastaju. Kada atom ugljika uđe u pobuđeno stanje, on koristi sva četiri valentna elektrona.
Ugljik se stvara dosta alotropske modifikacije(vidi sliku 16.2). To su dijamant, grafit, karabin i razni fulereni.
Dijamant je vrlo tvrda, bezbojna, prozirna kristalna tvar. Kristali dijamanta sastoje se od ugljikovih atoma sp 3-hibridizirano stanje, formiranje prostornog okvira.
Grafit je prilično meka kristalna tvar sivo-crne boje. Kristali grafita sastoje se od ravnih slojeva u kojima se nalaze atomi ugljika sp 2-hibridno stanje i tvore mreže s heksagonalnim ćelijama.
Karbin je bezbojna tvar vlaknaste strukture koja se sastoji od linearnih molekula u kojima se atomi ugljika nalaze u sp-hibridno stanje (=C=C=C=C= ili –C C–C C–).
Fulereni su molekularne alotropske modifikacije ugljika s molekulama C 60, C 80 itd. Molekule ovih tvari su šuplje mrežaste kuglice.
Sve modifikacije ugljika pokazuju redukcijska svojstva u većoj mjeri od oksidacijskih, na primjer, koks (proizvod prerade ugljena; sadrži do 98% ugljika) koristi se za redukciju željeza iz oksidnih ruda i niza drugih metala iz njihovih oksida :
Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO (na visokoj temperaturi).
Većina ugljikovih spojeva proučava se u organskoj kemiji koju ćete učiti u 10. i 11. razredu.
U anorganskim tvarima oksidacijsko stanje ugljika je +II i +IV. Kod ovih oksidacijskih stanja ugljika postoje dva oksid.
Ugljikov monoksid (II) je otrovni plin bez boje i mirisa. Trivijalni naziv je ugljikov monoksid. Nastaje tijekom nepotpunog izgaranja goriva koje sadrži ugljik. Elektronsku strukturu njegove molekule vidi na stranici 121. CO je prema kemijskim svojstvima oksid koji ne stvara soli, a zagrijavanjem pokazuje redukcijska svojstva (mnoge okside slabo aktivnih metala reducira u metal).
Ugljikov monoksid (IV) je plin bez boje i mirisa. Trivijalni naziv je ugljikov dioksid. Kiseli oksid. Malo je topljiv u vodi (fizički), djelomično reagira s njom, tvoreći ugljen kiselina H 2 CO 3 (molekule ove tvari postoje samo u vrlo razrijeđenim vodenim otopinama).
Ugljična kiselina je vrlo slaba kiselina (vidi Dodatak 13), dvobazna, tvori dva reda soli(karbonati i bikarbonati). Većina karbonata je netopljiva u vodi. Od hidrokarbonata postoje samo hidrokarbonati alkalnih metala i amonija kao pojedinačne tvari. I karbonatni ion i bikarbonatni ion su bazne čestice, stoga i karbonati i bikarbonati u vodenim otopinama podliježu hidrolizi na anionu.
Od karbonata najvažniji su natrijev karbonat Na 2 CO 3 (soda, natron soda, soda za pranje), natrijev bikarbonat NaHCO 3 (soda bikarbona, soda bikarbona), kalijev karbonat K 2 CO 3 (potaša) i kalcijev karbonat CaCO 3 (kreda, mramor, vapnenac).
Kvalitativna reakcija za prisutnost ugljičnog dioksida u plinskoj smjesi: stvaranje taloga kalcijevog karbonata pri prolasku ispitnog plina kroz vapnenu vodu (zasićena otopina kalcijevog hidroksida) i naknadno otapanje taloga pri daljnjem prolasku plina. Reakcije koje se odvijaju: Element silicij tvori jedan jednostavna tvar s istim imenom. Ovo je nemolekularna tvar sa strukturom dijamanta, kojoj je silicij samo malo inferioran u tvrdoći. Tijekom proteklih pola stoljeća silicij je postao apsolutno neophodan materijal za našu civilizaciju, budući da se njegovi pojedinačni kristali koriste u gotovo svim elektroničkim uređajima.
Silicij je prilično inertna tvar. na sobnoj temperaturi ne reagira praktički ni s čim osim s fluorom i fluorovodikom:
Si + 2F 2 = SiF 4;
Si + 4HF = SiF 4 + 2H 2.
Zagrijavanjem u obliku fino mljevenog praha izgara u kisiku stvarajući dioksid (SiO 2). Kada se stopi s alkalijama ili kada se kuha s koncentriranim otopinama alkalija, stvara silikate:
Si + 4NaOH = Na4SiO4 + 2H2;
Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2.
Silicijev monoksid SiO – ne stvara soli oksid; lako oksidira u dioksid.
Silicijev dioksid SiO 2 je nemolekularna tvar s okvirnom strukturom. Ne reagira s vodom. kiseli oksid - kada se stopi s alkalijama, stvara silikate, na primjer:
SiO 2 + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O. Aluminij je sljedeći najzastupljeniji element u Zemljinoj litosferi nakon silicija. Sam i zajedno sa silicijem tvori mnoge minerale: feldspate, tinjac, korund Al 2 O 3 i njegove dragocjene varijante (bezbojni leukosafir, rubin koji sadrži krom, safir koji sadrži titan).
Jednostavna tvar aluminij je srebrno-bijeli sjajni lagani metal. Čisti aluminij je vrlo mekan, može se smotati u tanku foliju i iz nje se može izvući žica. Aluminij ima dobru električnu vodljivost. Otporan je na atmosferske utjecaje. Aluminijske legure su dosta tvrde, ali se mogu dobro obraditi. Aluminij nije otrovan. Sve to omogućuje upotrebu aluminija u najrazličitijim industrijama: u zrakoplovstvu, elektrotehnici, prehrambenoj industriji i građevinarstvu. Aluminij se također široko koristi u svakodnevnom životu. Aluminij se proizvodi elektrolizom taline njegovih spojeva.
Kemijska inertnost aluminija uzrokovana je prisutnošću gustog oksidnog filma na njegovoj površini, koji sprječava kontakt metala s reagensom. Kada se ovaj film ukloni kemijski ili mehanički, aluminij postaje vrlo aktivan. Dakle, bez oksidnog filma, aluminij se spontano zapali i izgara na zraku bez dodatnog zagrijavanja.
Redukcijska svojstva aluminija posebno dolaze do izražaja pri zagrijavanju. Pod tim uvjetima reducira mnoge metale iz oksida: ne samo željezo, titan, cirkonij, nego čak i kalcij i barij.
Aluminijev oksid Al 2 O 3 (trivijalni nazivi - glinica, korund) je nemolekularna tvar, čija je veza slabo opisana kao ionska i kovalentna. Kao i uvijek u ovim slučajevima, to je amfoterni oksid. Dobiva se kalcinacijom aluminijevog hidroksida, koji ima i amfoterna svojstva.
Hidratizirani aluminijev ion je kationska kiselina, tako da su topljive aluminijeve soli prilično visoko hidrolizirane.
Od aluminijevih soli najčešće se koristi potassium alum KAl(SO 4) 2 ·12H 2 O - kalij aluminij sulfat dodekahidrat. To je nehigroskopna tvar koja savršeno kristalizira. Njegova otopina ponaša se kao smjesa otopina dvaju različitih sulfata: kalijevog sulfata i aluminijevog sulfata. Struktura stipse može se izraziti formulom: (SO 4) 2.
1. Napišite opisne jednadžbe za reakcije navedene u tekstu odlomka.
2. Napravite reakcijske jednadžbe koje karakteriziraju kemijska svojstva a) aluminija, b) aluminijevog hidroksida, i) kalijeve stipse.
Kemijska svojstva aluminijevih soli
Ključne riječi sažetka: ugljik, silicij, elementi IVA skupine, svojstva elemenata, dijamant, grafit, karbin, fuleren.
Elementi IV grupe su ugljik, silicij, germanij, kositar i olovo. Pogledajmo pobliže svojstva ugljika i silicija. Tablica prikazuje najvažnije karakteristike ovih elemenata.
U gotovo svim svojim spojevima, ugljiku i siliciju četverovalentan , njihovi su atomi u pobuđenom stanju. Konfiguracija valentnog sloja atoma ugljika mijenja se kada je atom pobuđen:
Konfiguracija valentnog sloja atoma silicija mijenja se na sličan način: 
Vanjska energetska razina atoma ugljika i silicija sadrži 4 nesparena elektrona. Radijus atoma silicija je veći, na njegovom valentnom sloju postoje prazna mjesta. 3 d-orbitale, to uzrokuje razlike u prirodi veza koje tvore atome silicija.
Oksidacijski stupanj ugljika varira u rasponu od –4 do +4.
Karakteristična značajka ugljika je njegova sposobnost stvaranja lanaca: atomi ugljika međusobno se povezuju i tvore stabilne spojeve. Slični spojevi silicija su nestabilni. Sposobnost ugljika da oblikuje lance određuje postojanje ogromnog broja organski spojevi .
DO anorganski spojevi ugljik uključuje njegove okside, ugljičnu kiselinu, karbonate i bikarbonate, karbide. Preostali spojevi ugljika su organski.
Element ugljika karakterizira alotropija, njegove alotropske modifikacije su dijamant, grafit, karbin, fuleren. Sada su poznate i druge alotropske modifikacije ugljika.
Ugljen I čađ može se promatrati kao amorfan sorte grafita.
Silicij tvori jednostavnu tvar - kristalni silicij. Postoji amorfni silicij - bijeli prah (bez nečistoća).
Svojstva dijamanta, grafita i kristalnog silicija data su u tablici. 
Razlog za očite razlike u fizičkim svojstvima grafita i dijamanta je zbog različitih struktura kristalne rešetke . U kristalu dijamanta nastaje svaki atom ugljika (isključujući one na površini kristala). četiri jednake jake veze sa susjednim atomima ugljika. Te su veze usmjerene prema vrhovima tetraedra (kao u molekuli CH 4 ). Dakle, u dijamantnom kristalu svaki atom ugljika okružen je s četiri ista atoma, smještena na vrhovima tetraedra. Simetrija i snaga C–C veza u kristalu dijamanta određuju njegovu iznimnu čvrstoću i nedostatak elektronske vodljivosti.
U kristal grafita Svaki atom ugljika tvori tri jake, ekvivalentne veze sa susjednim atomima ugljika u istoj ravnini pod kutom od 120°. U ovoj ravnini formira se sloj koji se sastoji od ravnih šesteročlanih prstenova.
Osim toga, svaki atom ugljika ima jedan nespareni elektron. Ovi elektroni tvore zajednički elektronski sustav. Veza između slojeva je posljedica relativno slabih međumolekulskih sila. Slojevi su postavljeni jedan u odnosu na drugi na takav način da se ugljikov atom jednog sloja nalazi iznad središta šesterokuta drugog sloja. Duljina C–C veze unutar sloja je 0,142 nm, udaljenost između slojeva je 0,335 nm. Zbog toga su veze između slojeva puno slabije od veza između atoma unutar sloja. Ovo određuje svojstva grafita: Mekan je, lako se ljušti, ima sivu boju i metalni sjaj, električki je vodljiv i kemijski je reaktivniji od dijamanta. Na slici su prikazani modeli kristalnih rešetki dijamanta i grafita.
Je li moguće pretvoriti grafit u dijamant? Ovaj proces se može provoditi u teškim uvjetima - pri tlaku od približno 5000 MPa i na temperaturama od 1500 °C do 3000 °C nekoliko sati uz prisutnost katalizatora (Ni). Glavninu proizvoda čine mali kristali (od 1 do nekoliko mm) i dijamantna prašina.
Carbin– alotropska modifikacija ugljika, u kojoj atomi ugljika tvore linearne lance tipa:
–S≡S–S≡S–S≡S–(α-karbin, poliin) ili =C=C=C=C=C=C=(β-karbin, polien)
Udaljenost između ovih lanaca manja je nego između slojeva grafita zbog jačih međumolekulskih interakcija.
Carbyne je crni prah i poluvodič je. Kemijski je aktivniji od grafita.
fuleren– alotropska modifikacija ugljika koju čine molekule C60, C70 ili C84. Na sfernoj površini molekule C60 atomi ugljika nalaze se u vrhovima 20 pravilnih šesterokuta i 12 pravilnih peterokuta. Svi fulereni su zatvorene strukture ugljikovih atoma. Kristali fulerena su tvari s molekularnom strukturom.
Silicij. Postoji samo jedna stabilna alotropska modifikacija silicija, čija je kristalna rešetka slična dijamantu. Silicij je tvrd, vatrostalan ( t° pl = 1412 °C), vrlo krhka tvar tamnosive boje s metalnim sjajem, pod standardnim uvjetima je poluvodič.
| Element | C | Si | Ge | S n | Pb |
|---|---|---|---|---|---|
| Serijski broj | 6 | 14 | 32 | 50 | 82 |
| Atomska masa (relativna) | 12,011 | 28,0855 | 72,59 | 118,69 | 207,2 |
| Gustoća (n.s.), g/cm3 | 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 |
| Energija ionizacije, kJ/mol | 1085,7 | 786,5 | 762,1 | 708,6 | 715,2 |
| Elektronska formula | 2s 2 2p 2 | 3s 2 3p 2 | 3d 10 4s 2 4p 2 | 4d 10 5s 2 5p 2 | 4f 14 5d 10 6s 2 6p 2 |
| Elektronegativnost (prema Paulingu) | 2,55 | 1,9 | 2,01 | 1,96 | 2,33 |
Elektroničke formule plemenitih plinova:
- On - 1s 2 ;
- Ne - 1s 2 2s 2 2p 6 ;
- Ar - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;
- Kr - 3d 10 4s 2 4p 6 ;
- Xe - 4d 10 5s 2 5p 6 ;
Riža. Struktura atoma ugljika.
Grupa 14 (skupina IVa prema staroj klasifikaciji) periodnog sustava kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva uključuje 5 elemenata: ugljik, silicij, germanij, kositar, olovo (vidi gornju tablicu). Ugljik i silicij su nemetali, germanij je tvar koja pokazuje metalna svojstva, kositar i olovo su tipični metali.
Najčešći element skupine 14(IVa) u zemljinoj kori je silicij (drugi najzastupljeniji element na Zemlji nakon kisika) (27,6% po masi), a slijede: ugljik (0,1%), olovo (0,0014%), kositar ( 0,00022%), germanij (0,00018%).
Silicij se, za razliku od ugljika, u prirodi ne nalazi u slobodnom obliku, već samo u vezanom obliku:
- SiO 2 - silicijev dioksid, nalazi se u obliku kvarca (dio mnogih stijena, pijeska, gline) i njegovih varijanti (ahat, ametist, gorski kristal, jaspis itd.);
- silikati bogati silicijem: talk, azbest;
- alumosilikati: feldspat, tinjac, kaolin.
Germanij, kositar i olovo također se ne nalaze u slobodnom obliku u prirodi, ali su dio nekih minerala:
- germanij: (Cu 3 (Fe, Ge)S 4) - mineral germanit;
- kositar: SnO 2 - kasiterit;
- olovo: PbS - galenit; PbSO 4 - anglezit; PbCO 3 - cerusit.
Svi elementi skupine 14(IVa) u nepobuđenom stanju na vanjskoj energetskoj razini imaju dva nesparena p-elektrona (valencija 2, npr. CO). Prilikom prijelaza u pobuđeno stanje (za proces je potrebna energija), jedan upareni s-elektron vanjske razine "skoči" na slobodnu p-orbitalu, tvoreći tako 4 "usamljena" elektrona (jedan na s-podrazini i tri na p-podrazina), koja proširuje valentne sposobnosti elemenata (valencija je 4: npr. CO 2).
Riža. Prijelaz atoma ugljika u pobuđeno stanje.
Iz gore navedenog razloga elementi skupine 14(IVa) mogu pokazivati oksidacijska stanja: +4; +2; 0; -4.
Budući da "skok" elektrona sa s-podrazine na p-podrazinu u nizu od ugljika do olova zahtijeva sve više i više energije (potrebno je mnogo manje energije za pobuđivanje atoma ugljika nego za pobuđivanje atoma olova), ugljik “dragovoljno” ulazi u spojeve u kojima je valencija četiri; i olovo - dva.
Isto se može reći i za oksidacijska stanja: u nizu od ugljika do olova, manifestacija oksidacijskih stanja +4 i -4 se smanjuje, a oksidacijsko stanje +2 raste.
Budući da su ugljik i silicij nemetali, mogu pokazivati ili pozitivno ili negativno oksidacijsko stanje, ovisno o spoju (u spojevima s više elektronegativnih elemenata, C i Si odaju elektrone, a dobivaju u spojevima s manje elektronegativnih elemenata):
C +2 O, C +4 O 2, Si +4 Cl 4 C -4 H 4, Mg 2 Si -4
Ge, Sn, Pb, kao metali u spojevima, uvijek predaju svoje elektrone:
Ge +4 Cl 4, Sn +4 Br 4, Pb +2 Cl 2
Elementi ugljikove skupine tvore sljedeće spojeve:
- nestabilan hlapljivi vodikovi spojevi(opća formula EH 4), od kojih je samo metan CH 4 stabilan spoj.
- oksidi koji ne stvaraju soli- niži oksidi CO i SiO;
- kiseli oksidi- viši oksidi CO 2 i SiO 2 - odgovaraju hidroksidima, koji su slabe kiseline: H 2 CO 3 (ugljična kiselina), H 2 SiO 3 (silicijeva kiselina);
- amfoterni oksidi- GeO, SnO, PbO i GeO 2, SnO 2, PbO 2 - potonji odgovaraju hidroksidima (IV) germanija Ge(OH) 4, stroncija Sn(OH) 4, olova Pb(OH) 4;
