Bendrosios periodinės lentelės IVA grupės charakteristikos. IVA grupės elementai Bendrosios IIIA, IVA ir VA grupių elementų charakteristikos
IVA grupėje yra svarbiausi elementai, be kurių nebūtų nei mūsų, nei Žemės, kurioje gyvename. Ši anglis yra visos organinės gyvybės pagrindas, o silicis yra mineralų karalystės „monarchas“.
Jei anglis ir silicis yra tipiški nemetalai, o alavas ir švinas yra metalai, tai germanis užima tarpinę padėtį. Kai kuriuose vadovėliuose jis priskiriamas nemetalams, o kituose – metaliniams. Jis yra sidabriškai baltos spalvos ir metalinės išvaizdos, tačiau turi į deimantą panašią kristalinę gardelę ir yra puslaidininkis kaip silicis.
Nuo anglies iki švino (su mažėjančiomis nemetalinėmis savybėmis):
w neigiamos oksidacijos būsenos stabilumas mažėja (-4)
w didžiausios teigiamos oksidacijos būsenos stabilumas mažėja (+4)
w mažos teigiamos oksidacijos būsenos stabilumas didėja (+2)
Anglis yra pagrindinė visų organizmų sudedamoji dalis. Gamtoje yra tiek paprastų medžiagų, kurias sudaro anglis (deimantas, grafitas), tiek junginiai (anglies dioksidas, įvairūs karbonatai, metanas ir kiti angliavandeniliai gamtinėse dujose ir naftoje). Anglies masės dalis kietosiose anglyse siekia 97%.
Anglies atomas pradinėje būsenoje mainų mechanizmu gali sudaryti dvi kovalentines jungtis, tačiau normaliomis sąlygomis tokie junginiai nesusidaro. Kai anglies atomas patenka į sužadintą būseną, jis naudoja visus keturis valentinius elektronus.
Anglis sudaro gana daug alotropinių modifikacijų (žr. 16.2 pav.). Tai deimantas, grafitas, karabinas ir įvairūs fullerenai.
Neorganinėse medžiagose anglies oksidacijos laipsnis yra +II ir +IV. Esant tokioms anglies oksidacijos būsenoms, yra du oksidai.
Anglies monoksidas (II) yra bespalvės, bekvapės, nuodingos dujos. Trivialus pavadinimas yra anglies monoksidas. Susidaro nevisiško anglies turinčio kuro degimo metu. Apie jo molekulės elektroninę struktūrą žr. 121 psl. Pagal chemines savybes CO yra druskos nesudarantis oksidas, kaitinant jis pasižymi redukuojančiomis savybėmis (daugelį nelabai aktyvių metalų oksidų redukuoja į metalą).
Anglies monoksidas (IV) yra bespalvės, bekvapės dujos. Trivialus pavadinimas yra anglies dioksidas. Rūgštinis oksidas. Jis mažai tirpsta vandenyje (fiziškai), dalinai su juo reaguoja, sudarydamas anglies rūgštį H2CO3 (šios medžiagos molekulės egzistuoja tik labai atskiestuose vandeniniuose tirpaluose).
Anglies rūgštis yra labai silpna dvibazė rūgštis, kuri sudaro dvi druskų serijas (karbonatus ir bikarbonatus). Dauguma karbonatų netirpsta vandenyje. Iš angliavandenių kaip atskiros medžiagos egzistuoja tik šarminių metalų ir amonio hidrokarbonatai. Ir karbonato jonai, ir bikarbonato jonai yra bazinės dalelės, todėl ir karbonatai, ir bikarbonatai vandeniniuose tirpaluose anijone hidrolizuojami.
Iš karbonatų svarbiausi yra natrio karbonatas Na2CO3 (soda, soda, skalbimo soda), natrio bikarbonatas NaHCO3 (kepimo soda, soda), kalio karbonatas K2CO3 (kalis) ir kalcio karbonatas CaCO3 (kreida, marmuras, kalkakmenis).
Kokybinė reakcija į anglies dioksido buvimą dujų mišinyje: kalcio karbonato nuosėdų susidarymas leidžiant bandomąsias dujas per kalkių vandenį (prisotintą kalcio hidroksido tirpalą) ir vėliau nuosėdų ištirpimas toliau leidžiant dujas. Vyksta reakcijos:
Ca2 + 2OH +CO2 = CaCO3 + H2O;
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca2 +2HCO3.
Farmakologijoje ir medicinoje plačiai naudojami įvairūs anglies junginiai – anglies rūgšties ir karboksirūgščių dariniai, įvairūs heterociklai, polimerai ir kiti junginiai. Taigi karbolenas (aktyvinta anglis) naudojamas įvairiems toksinams pasisavinti ir pašalinti iš organizmo; grafitas (tepalų pavidalu) - odos ligoms gydyti; radioaktyvieji anglies izotopai – moksliniams tyrimams (radioanglies pažinimui).
Anglis yra visų organinių medžiagų pagrindas. Bet kuris gyvas organizmas daugiausia susideda iš anglies. Anglis yra gyvybės pagrindas. Anglies šaltinis gyviems organizmams dažniausiai yra CO 2 iš atmosferos arba vandens. Per fotosintezę jis patenka į biologines maisto grandines, kuriose gyvi daiktai valgo vieni kitus arba vienas kito liekanas ir taip gauna anglies savo kūnui kurti. Biologinis anglies ciklas baigiasi arba oksiduojantis ir grįžtant į atmosferą, arba užkasant anglies ar naftos pavidalu.
Karbonato jonų CO 3 2- analizės reakcijos
Karbonatai yra nestabilios, labai silpnos anglies rūgšties H 2 CO 3 druskos, kuri laisvoje būsenoje vandeniniuose tirpaluose yra nestabili ir suyra išskirdama CO 2: H 2 CO 3 - CO 2 + H 2 O
Amonio, natrio, rubidžio ir cezio karbonatai tirpsta vandenyje. Ličio karbonatas šiek tiek tirpsta vandenyje. Kitų metalų karbonatai mažai tirpsta vandenyje. Hidrokarbonatai ištirpsta vandenyje. Karbonato jonai vandeniniuose tirpaluose yra bespalviai ir hidrolizuojami. Vandeniniai šarminių metalų bikarbonatų tirpalai nenuspalvina, kai į juos įlašinama fenolftaleino tirpalo lašelis, todėl galima atskirti karbonatų tirpalus nuo bikarbonatų tirpalų (farmakopėjos tyrimas).
1.Reakcija su bario chloridu.
Ba 2+ + CO3 2 - -> BaCO 3 (balta smulkiai kristalinė)
Panašias karbonato nuosėdas gamina kalcio (CaCO 3) ir stroncio (SrCO 3) katijonai. Nuosėdos ištirpsta mineralinėse rūgštyse ir acto rūgštyje. H 2 SO 4 tirpale susidaro baltos BaSO 4 nuosėdos.
Į nuosėdas lėtai lašinamas HC1 tirpalas, kol nuosėdos visiškai ištirps: BaCO3 + 2 HC1 -> BaCl 2 + CO 2 + H 2 O
2. Reakcija su magnio sulfatu (farmakopėja).
Mg 2+ + COZ 2 - -> MgCO 3 (balta)
Hidrokarbonatas - HCO 3 jonas - tik virdamas sudaro MgCO 3 nuosėdas su magnio sulfatu: Mg 2+ + 2 HCO3- -> MgCO 3 + CO 2 + H 2 O
MgCO 3 nuosėdos ištirpsta rūgštyse.
3. Reakcija su mineralinėmis rūgštimis (farmakopėja).
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
Išsiskyręs dujinis CO 2 aptinkamas pagal baritoninio ar kalkių vandens drumstumą dujų, dujų burbuliukų (CO 2) aptikimo įtaise, o imtuvo mėgintuvėlyje – tirpalo drumstumą.
4.Reakcija su uranilo heksacianoferatu (II).
2CO 3 2 - + (UO 2) 2 (ruda) -> 2 UO 2 CO 3 (bespalvis) + 4 -
Rudas uranilo heksacianoferato (II) tirpalas ruošiamas sumaišius uranilo acetato (CH 3 COO) 2 UO 2 tirpalą su kalio heksacianoferato (II) tirpalu:
2 (CH 3 SOO) 2 GO 2 + K 4 -> (UO 2) 2 + 4 CH 3 SOOK
Į gautą tirpalą maišant lašinamas Na 2 CO 3 arba K 2 CO 3 tirpalas, kol išnyks ruda spalva.
5. Atskiras karbonato ir bikarbonato jonų atradimas reaguojant su kalcio katijonais ir amoniaku.
Jei tirpale vienu metu yra karbonato jonų ir bikarbonato jonų, kiekvieną iš jų galima atidaryti atskirai.
Norėdami tai padaryti, pirmiausia į analizuojamą tirpalą įpilkite CaCl 2 tirpalo perteklių. Šiuo atveju CO3 2 nusodinamas CaCO 3 pavidalu:
CO3 2 - + Ca 2+ = CaCO 3
Bikarbonato jonai lieka tirpale, nes Ca(HCO 3) 2 tirpalai vandenyje. Nuosėdos atskiriamos nuo tirpalo ir į pastarąjį įpilamas amoniako tirpalas. HCO 2 - anijonai su amoniaku ir kalcio katijonais vėl sudaro CaCO 3 nuosėdas: HCO 3 - + Ca 2+ + NH 3 -> CaCO3 + NH 4 +
6. Kitos karbonato jonų reakcijos.
Karbonato jonai, reaguodami su geležies (III) chloridu FeCl 3, sudaro rudas nuosėdas Fe(OH)CO 3, su sidabro nitratu - baltas sidabro karbonato nuosėdas Ag 2 CO3, tirpsta HbTO3 ir suyra verdant vandenyje iki tamsios nuosėdos Ag 2 O ISO 2: Ag 2 CO 3 -> Ag 2 O + CO 2
Analitinės acetato jonų reakcijos CH 3 COO"
Acetatas - jonas CH 3 COO- - silpnos monobazinės acto rūgšties anijonas CH 3 COOH: vandeniniuose tirpaluose bespalvis, vyksta hidrolizė, neturi redoksinių savybių; Tai gana efektyvus ligandas ir sudaro stabilius acetato kompleksus su daugelio metalų katijonais. Reaguodamas su alkoholiais rūgščioje aplinkoje, susidaro esteriai.
Amonio, šarmų ir daugelio kitų metalų acetatai gerai tirpsta vandenyje. Sidabro acetatai CH 3 COOAg ir gyvsidabris (I) mažiau tirpsta vandenyje nei kitų metalų acetatai.
1. Reakcija su geležies (III) chloridu (farmakopėja).
Esant pH = 5-8, acetato jonai su Fe(III) katijonais sudaro tirpų tamsiai raudoną (stiprios arbatos spalvos) acetatą arba geležies (III) oksiacetatą.
Vandeniniame tirpale jis iš dalies hidrolizuojamas; tirpalo parūgštinimas mineralinėmis rūgštimis slopina hidrolizę ir dingsta raudona tirpalo spalva.
3 CH3COOH + Fe --> (CH 3 COO) 3 Fe + 3 H +
Verdant iš tirpalo nusėda raudonai rudos bazinio geležies (III) acetato nuosėdos:
(CH 3 COO) 3 Fe + 2 H 2 O<- Fe(OH) 2 CH 3 COO + 2 СН 3 СООН
Priklausomai nuo geležies (III) ir acetato jonų koncentracijų santykio, nuosėdų sudėtis gali keistis ir atitikti, pavyzdžiui, formules: Fe OH (CH 3 COO) 2, Fe 3 (OH) 2 O 3 (CH 3 COO), Fe 3 O (OH) (CH 3 COO) 6 arba Fe 3 (OH) 2 (CH 3 COO) 7.
Reakciją trukdo anijonai CO 3 2 -, SO 3 "-, PO 4 3 -, 4, kurie sudaro nuosėdas su geležimi (III), taip pat SCN- anijonai (sudaro raudonus kompleksus su Fe 3+ katijonais). , jodido jonas G, oksiduojasi iki jodo 1 2, tirpalui suteikia geltoną spalvą.
2. Reakcija su sieros rūgštimi.
Acetato jonas stipriai rūgščioje aplinkoje virsta silpna acto rūgštimi, kurios garai turi būdingą acto kvapą:
CH 3 COO- + H +<- СН 3 СООН
Reakciją trukdo anijonai NO 2 \ S 2 -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2 -, kurie koncentruotoje H 2 SO4 aplinkoje taip pat išskiria dujinius produktus su būdingu kvapu.
3. Acto etilo eterio susidarymo reakcija (farmakopėja).
Reakcija vykdoma sieros rūgšties aplinkoje. Su etanoliu:
CH 3 COO- + H + -- CH 3 COOH CH 3 COOH + C 2 H 5 OH = CH 3 COOC 2 H 4 + H 2 O
Išsiskyręs etilo acetatas aptinkamas pagal jam būdingą malonų kvapą. Sidabro druskos katalizuoja šią reakciją, todėl atliekant šią reakciją rekomenduojama įpilti nedidelį kiekį AgNO 3.
Panašiai, reaguojant su amilo alkoholiu C 5 HcOH, taip pat susidaro amilo acetatas CH 3 SOOC 5 Ni (-kriaušė-), kuris turi malonų kvapą.Jaučiamas būdingas etilo acetatui kvapas, kuris sustiprėja švelniai kaitinant mišinį. .
Analitinės tartrato reakcijos - POC jonas - CH(OH) - CH(OH) - CONST. Tartrato jonas yra silpnos dvibazės vyno rūgšties anijonas:
HO-CH-COOH
HO-CH-COOH
Tartrato jonai gerai tirpsta vandenyje. Vandeniniuose tirpaluose tartrato jonai yra bespalviai, hidrolizuojasi ir yra linkę formuotis kompleksams, todėl susidaro stabilūs tartrato kompleksai su daugelio metalų katijonais. Vyno rūgštis sudaro dvi druskų serijas – vidutinius tartratus, kuriuose yra dvigubai įkrautas tartratas – COCH(OH)CH(OH)COO – jonas, ir rūgštinius tartratus – hidrotartratus, kuriuose yra viengubo krūvio vandenilio tartrato – HOOOCH(OH)CH(OH) COO – jonas. Kalio vandenilio tartratas (-tartatas-) KNS 4 H 4 O 6 praktiškai netirpsta vandenyje, kuris naudojamas kalio katijonams atidaryti. Vidutinė kalcio druska taip pat šiek tiek tirpsta vandenyje. Vidutinė kalio druska K 2 C 4 H 4 O 6 gerai tirpsta vandenyje.
I. Reakcija su kalio chloridu (farmakopėja).
C 4 H 4 O 6 2 - + K + + N + -> KNS 4 H 4 O 6 1 (balta)
2. Reakcija su rezorcinoliu rūgščioje aplinkoje (farmakopėja).
Tartratai, kaitinami su rezorcinoliu meta - C 6 H 4 (OH) 2 koncentruotoje sieros rūgštyje, sudaro vyšnių raudonumo reakcijos produktus.
14) Reakcijos su sidabro amoniako kompleksu. Iškrenta juodos metalinio sidabro nuosėdos.
15) Reakcija su geležies (II) sulfatu ir vandenilio peroksidu.
Atskiestas vandeninis FeSO 4 ir H 2 O 2 tirpalas įpilamas į tirpalą, kuriame yra tartratų. veda prie nestabilaus geležies komplekso susidarymo su raukšlėta spalva. Vėlesnis apdorojimas NaOH šarminiu tirpalu lemia mėlyną komplekso spalvą.
Analitinės oksalato jonų reakcijos C 2 O 4 2-
Oksalato jonas C 2 O 4 2- yra vidutinio stiprumo dvibazinės oksalo rūgšties H 2 C 2 O 4 anijonas, gana gerai tirpus vandenyje. Oksalato jonas vandeniniuose tirpaluose yra bespalvis, dalinai hidrolizuotas, stiprus reduktorius, efektyvus ligandas – sudaro stabilius oksalato kompleksus su daugelio metalų katijonais. Šarminių metalų, magnio ir amonio oksalatai tirpsta vandenyje, o kiti metalai vandenyje tirpsta mažai.
1Reakcija su bario chloridu Ba 2+ + C 2 O 4 2- = BaC 2 O 4 (balta) Nuosėdos ištirpsta mineralinėse rūgštyse ir acto rūgštyje (verdant). 2. Reakcija su kalcio chloridu (farmakopėja): Ca 2+ + C 2 O 4 2 - = CaC 2 O 4 (balta)
Nuosėdos tirpsta mineralinėse rūgštyse, bet netirpi acto rūgštyje.
3. Reakcija su sidabro nitratu.
2 Ag + + C 2 O 4 2 - -> Ag2C2O 4 .|.(sutrauktas) Tirpumas. Nuosėdos suskirstytos į 3 dalis:
A). Į pirmąjį mėgintuvėlį su nuosėdomis lašinamas HNO 3 tirpalas, maišant, kol nuosėdos ištirps;
b). Į antrąjį mėgintuvėlį su nuosėdomis lašas po lašo maišant pilamas koncentruotas amoniako tirpalas, kol nuosėdos ištirps; V). Į trečiąjį mėgintuvėlį su nuosėdomis įlašinkite 4-5 lašus HC1 tirpalo; Mėgintuvėlyje lieka baltos sidabro chlorido nuosėdos:
Ag 2 C 2 O 4 + 2 HC1 -> 2 AC1 (balta) + H 2 C 2 O 4
4.Reakcija su kalio permanganatu. Oksalato jonai su KMnO 4 rūgščioje aplinkoje oksiduojasi išskiriant CO 2; KMpO 4 tirpalas pakeičia spalvą dėl mangano (VII) redukavimo į manganą (II):
5 C 2 O 4 2 - + 2 MnO 4 " + 16 H + -> 10 CO 2 + 2 Mn 2+ + 8 H 2 O
Praskiestas KMnO 4 tirpalas. Pastarasis pakeičia spalvą; stebimas dujų burbuliukų – CO 2 – išsiskyrimas.
38 VA grupės elementai
Bendrosios periodinės lentelės VA grupės charakteristikos. s x p y forma VA grupės elementų išorinio energijos lygio elektroninė konfigūracija.
Arsenas ir stibis turi skirtingas alotropines modifikacijas: ir su molekuline, ir su metaline kristaline gardele. Tačiau, remiantis katijoninių formų (As 3+, Sb 3+) stabilumo palyginimu, arsenas priskiriamas nemetalams, stibis – metalams.
VA grupės elementų oksidacijos būsenos stabilios
Nuo azoto iki bismuto (sumažėjus nemetalinėms savybėms):
w mažėja neigiamos oksidacijos būsenos (-3) stabilumas (m. vandenilio junginių savybės)
w didžiausios teigiamos oksidacijos būsenos stabilumas mažėja (+5)
w didėja žemos teigiamos oksidacijos būsenos stabilumas (+3)
žinoti
- anglies ir silicio padėtis periodinėje lentelėje, atsiradimas gamtoje ir praktinis pritaikymas;
- anglies ir silicio atominė struktūra, valentingumas, oksidacijos būsenos;
- paprastų medžiagų – grafito, deimanto ir silicio – gamybos būdai ir savybės; naujos alotropinės anglies formos;
- pagrindiniai anglies ir silicio junginių tipai;
- germanio pogrupio elementų ypatybės;
galėti
- sudaro paprastų medžiagų anglies ir silicio gamybos reakcijų lygtis ir reakcijas, apibūdinančias šių medžiagų chemines savybes;
- palyginti anglies grupės elementų savybes;
- apibūdinti praktiškai svarbius anglies ir silicio junginius;
- atlikti skaičiavimus naudojant reakcijų lygtis, kuriose dalyvauja anglis ir silicis;
savo
Geba numatyti reakcijų su anglimi, siliciu ir jų junginiais eigą.
Atomų sandara. Paplitimas gamtoje
Periodinės lentelės IVA grupė susideda iš penkių elementų su lyginiais atominiais skaičiais: anglies C, silicio Si, germanio Ge, alavo Sn ir švino Pb (21.1 lentelė). Gamtoje visi grupės elementai yra stabilių izotopų mišiniai. Anglis turi du izogonus – *|C (98,9%) ir *§C (1,1%). Be to, gamtoje yra radioaktyvaus izotopo „|С с“ pėdsakų t t= 5730 metų. Jis nuolat susidaro susidūrus neutronams iš kosminės spinduliuotės su azoto branduoliais žemės atmosferoje:
21.1 lentelė
IVA grupės elementų charakteristikos
* Biogeninis elementas.
Pagrindinis anglies izotopas yra ypač svarbus chemijoje ir fizikoje, nes jis pagrįstas atominės masės vienetu, t. { /2 atomo masės dalis „ICO Taip).
Silicis gamtoje turi tris izotopus; Tarp jų labiausiai paplitęs yra ^)Si (92,23%). Germanis turi penkis izotopus (j^Ge – 36,5%). Alavas – 10 izotopų. Tai rekordas tarp cheminių elementų. Dažniausias yra 12 5 gSn (32,59%). Švinas turi keturis izotopus: 2 §^Pb (1,4 %), 2 §|Pb (24,1 %), 2 82?b (22,1 %) ir 2 82?b (52,4 %). Paskutiniai trys švino izotopai yra galutiniai natūralių radioaktyvių urano ir torio izotopų skilimo produktai, todėl jų kiekis žemės plutoje didėjo per visą Žemės egzistavimą.
Pagal gausą žemės plutoje anglis yra vienas iš dešimties didžiausių cheminių elementų. Jis randamas grafito, daugelio anglių rūšių, naftos, natūralių degiųjų dujų, kalkakmenio darinių (CaCO e), dolomito (CaC0 3 -MgC0 3) ir kitų karbonatų pavidalu. Natūralus deimantas, nors ir sudaro nedidelę turimos anglies dalį, yra nepaprastai vertingas kaip gražus ir kiečiausias mineralas. Tačiau, žinoma, didžiausia anglies vertė slypi tame, kad ji yra visų gyvų organizmų kūnus formuojančių bioorganinių medžiagų struktūrinis pagrindas. Anglis pagrįstai laikoma pirmuoju tarp daugelio cheminių elementų, būtinų gyvybei egzistuoti.
Silicis yra antras pagal gausumą elementas žemės plutoje. Smėlis, molis ir daugelis matomų uolienų yra sudaryti iš silicio mineralų. Išskyrus kristalines silicio oksido atmainas, visi jo natūralūs junginiai yra silikatai, t.y. įvairių silicio rūgščių druskos. Pačios šios rūgštys nebuvo gautos kaip atskiros medžiagos. Ortosilikatuose yra SiOj~ jonų, metasilikatus sudaro polimerinės grandinės (Si0 3 ") w. Dauguma silikatų yra pastatyti ant silicio ir deguonies atomų karkaso, tarp kurių gali būti bet kokių metalų ir kai kurių nemetalų (fluoro) atomai. -žinomi silicio mineralai yra kvarcas Si0 2, lauko špatai (ortoklasė KAlSi 3 0 8), žėručiai (muskovitas KAl 3 H 2 Si 3 0 12).Iš viso žinoma daugiau nei 400 silicio mineralų.Daugiau nei pusė papuošalų ir dekoratyvinių akmenys yra silicio junginiai.Deguonies-silicio karkasas sukelia mažai tirpių silicio mineralų vandenyje.Tik iš karštų požeminių šaltinių per tūkstančius metų gali nusodinti silicio junginių ataugos ir pluta.Tokios rūšies uolienos apima jaspis.
Nereikia kalbėti apie anglies, silicio, alavo ir švino atradimo laiką, nes nuo seno jie žinomi paprastų medžiagų ar junginių pavidalu. Germaniumą 1886 metais atrado K. Winkleris (Vokietija) retame mineraliniame argirodite. Netrukus paaiškėjo, kad tokiomis savybėmis pasižyminčio elemento egzistavimą numatė D.I.Mendelejevas. Naujojo elemento pavadinimas sukėlė ginčų. Mendelejevas laiške Winkleriui tvirtai palaikė šį vardą germanis.
Grupės IVA elementai turi keturis valentinius elektronus savo tolimiausioje dalyje s- ir p polygiai:
Elektroninės atomų formulės:
Pradinėje būsenoje šie elementai yra dvivalenčiai, o sužadintoje būsenoje jie tampa keturvalenčiais:
Anglis ir silicis sudaro labai nedaug dvivalenčių cheminių junginių; beveik visuose stabiliuose junginiuose jie yra keturvalenčiai. Toliau grupėje germanio, alavo ir švino dvivalentės būsenos stabilumas didėja, o keturvalentės būsenos stabilumas mažėja. Todėl švino (1U) junginiai veikia kaip stiprūs oksidatoriai. Šis modelis taip pat akivaizdus VA grupėje. Svarbus skirtumas tarp anglies ir kitų grupės elementų yra gebėjimas sudaryti cheminius ryšius trijose skirtingose hibridizacijos būsenose - sp, sp 2 Ir sp3. Siliciui praktiškai liko tik viena hibridinė būsena sp3. Tai aiškiai matyti lyginant anglies ir silicio junginių savybes. Pavyzdžiui, anglies monoksidas C0 2 yra dujos (anglies dioksidas), o silicio oksidas Si0 2 yra ugniai atspari medžiaga (kvarcas). Pirmoji medžiaga yra dujinė, nes kai sp-anglies hibridizacija, visos kovalentinės jungtys yra uždarytos C0 2 molekulėje:
Potraukis tarp molekulių yra silpnas, ir tai lemia medžiagos būseną. Silicio okside keturios hibridinės 5p 3 silicio orbitalės negali būti uždarytos ant dviejų deguonies atomų. Silicio atomas jungiasi su keturiais deguonies atomais, kurių kiekvienas savo ruožtu jungiasi su kitu silicio atomu. Rezultatas yra rėmo struktūra, kurios jungtys tarp visų atomų yra vienodos (žr. diagramą, t. 1, p. 40).
Anglies ir silicio junginiai su ta pačia hibridizacija, pavyzdžiui, metanas CH 4 ir silanas SiH 4, yra panašios struktūros ir fizinių savybių. Abi medžiagos yra dujos.
IVA elementų elektronegatyvumas yra sumažintas, lyginant su VA grupės elementais, ir tai ypač pastebima 2 ir 3 periodų elementuose. IVA grupės elementų metališkumas yra ryškesnis nei VA grupės. Anglis grafito pavidalu yra laidininkas. Silicis ir germanis yra puslaidininkiai, o alavas ir švinas yra tikri metalai.
16.1. IIIA, IVA ir VA grupių elementų bendrosios charakteristikos
B |
C |
N |
Al Aliuminis |
Si |
P |
Ga |
Ge Germanium |
Kaip |
Į |
Sn |
Sb |
Tl |
Pb |
Bi |
Šių trijų natūralios elementų sistemos grupių sudėtis parodyta 16.1 pav. Čia taip pat pateikiamos atomų orbitos spindulių reikšmės (angstromais). Būtent šiose grupėse aiškiausiai matoma riba tarp metalus sudarančių elementų (orbitos spindulys didesnis nei 1,1 angstremo) ir nemetalus sudarančių elementų (orbitos spindulys mažesnis nei 1,1 angstremo). Paveiksle ši kraštinė parodyta dviguba linija. Neturėtume pamiršti, kad ši riba vis dar yra savavališka: aliuminis, galis, alavas, švinas ir stibis tikrai yra amfoteriniai metalai, tačiau boras, germanis ir arsenas taip pat turi tam tikrų amfoteriškumo požymių.
Iš šių trijų grupių elementų atomų žemės plutoje dažniausiai randami: Si (w = 25,8%), Al (w = 7,57%), P (w = 0,090%), C (w = 0,087 %) ir N (w = 0,030 %). Tai yra tie, kuriuos sutiksite šiame skyriuje.
IIIA grupės elementų atomų bendrosios valentinės elektroninės formulės - ns 2 n.p. 1, IVA grupė – ns 2 n.p. 2, VA grupės – ns 2 n.p. 3. Didžiausios oksidacijos būsenos yra lygios grupės skaičiui. Tarpiniai yra 2 mažiau.
Visos paprastos medžiagos, sudarytos iš šių elementų atomų (išskyrus azotą), yra kietos. Daugeliui elementų būdinga alotropija (B, C, Sn, P, As). Yra tik trys stabilios molekulinės medžiagos: azotas N2, baltasis fosforas P4 ir geltonasis arsenas As4.
Šių trijų grupių nemetaliniai elementai linkę sudaryti molekulinius vandenilio junginius su kovalentiniais ryšiais. Be to, anglis jų turi tiek daug, kad angliavandenilius ir jų darinius tiria atskiras mokslas – organinė chemija. Antras pagal dydį vandenilio junginių skaičius tarp šių elementų yra boras. Borohidridų (boranų) yra labai daug ir sudėtingos struktūros, todėl borohidridų chemija taip pat tapo atskira chemijos šaka. Silicis sudaro tik 8 vandenilio junginius (silanus), azotą ir fosforą – po du, likusieji – po vieną vandenilio junginį. Paprasčiausių vandenilio junginių molekulinės formulės ir jų pavadinimai:
Aukštesniųjų oksidų sudėtis atitinka aukščiausią oksidacijos būseną, lygią grupės skaičiui. Aukštesnių oksidų tipas kiekvienoje grupėje palaipsniui keičiasi didėjant atominiam skaičiui nuo rūgštinio iki amfoterinio arba šarminio.
Hidroksidų rūgščių-šarmų charakteristikos yra labai įvairios. Taigi, HNO 3 yra stipri rūgštis, o TlOH yra šarmas.
1.Padarykite IIIA, IVA ir VA grupių elementų atomų sutrumpintas elektronines formules ir energetines diagramas. Nurodykite išorinius ir valentinius elektronus.
Azoto atomas turi tris nesuporuotus elektronus, todėl mainų mechanizmu gali sudaryti tris kovalentinius ryšius. Jis gali sudaryti kitą kovalentinį ryšį donoro-akceptoriaus mechanizmu, kuriame azoto atomas įgyja teigiamą formalų +1 krūvį. e. Taigi, didžiausias azoto kiekis yra penkiavalentis, bet didžiausias jo kovalentiškumas yra keturi. (Tai paaiškina dažnai sutinkamą teiginį, kad azotas negali būti penkiavalentis)
Beveik visas žemės azotas randamas mūsų planetos atmosferoje. Žymiai mažesnė azoto dalis yra litosferoje nitratų pavidalu. Azotas yra organinių junginių, esančių visuose organizmuose ir jų skilimo produktuose, dalis.
Azotas sudaro vienintelę paprastas molekulinis medžiaga N 2 su dviatome triguba jungtimi molekulėje (16.2 pav.). Šios jungties energija yra 945 kJ/mol, o tai viršija kitų jungties energijų vertes (žr. 21 lentelę). Tai paaiškina azoto inertiškumą įprastoje temperatūroje. Pagal savo fizines savybes azotas yra bespalvės, bekvapės dujos, mums pažįstamos nuo gimimo (trys ketvirtadaliai žemės atmosferos sudaro azotas). Azotas mažai tirpsta vandenyje.
Azotas sudaro du vandenilio junginiai: amoniakas NH 3 ir hidrazinas N 2 H 6:
Amoniakas yra bespalvės dujos, turinčios aštrų kvapą. Neatsargus koncentruoto amoniako garų įkvėpimas gali sukelti spazmus ir uždusti. Amoniakas labai gerai tirpsta vandenyje, o tai paaiškinama tuo, kad kiekviena amoniako molekulė sudaro keturis vandenilio ryšius su vandens molekulėmis.
Amoniako molekulė yra bazinė dalelė (žr. 14 priedą). Priimdamas protoną, jis virsta amonio jonu. Reakcija gali vykti tiek vandeniniame tirpale, tiek dujų fazėje:
NH 3 + H 2 O NH 4 + OH (tirpoje);
NH3 + H3O B = NH4 + H2O (tirpoje);
NH 3g + HCl g = NH 4 Cl cr (dujinėje fazėje).
Vandeniniai amoniako tirpalai yra pakankamai šarminiai, kad nusodintų netirpius hidroksidus, bet nepakankamai šarminiai, kad juose ištirptų amfoteriniai hidroksidai ir susidarytų hidrokso kompleksai. Todėl amoniako tirpalą patogu naudoti amfoteriniams hidroksidams ruošti p-elementai: Al(OH) 3, Be(OH) 2, Pb(OH) 2 ir kt., pavyzdžiui:
Pb2 + 2NH3 + 2H2O = Pb(OH)2 + 2NH4.
Kai užsidega ore, amoniakas dega, sudarydamas azotą ir vandenį; Sąveikaujant su deguonimi esant katalizatoriui (Pt), jis grįžtamai oksiduojamas iki azoto monoksido:
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O (be katalizatoriaus),
4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2 O (su katalizatoriumi).
Kaitinamas amoniakas gali redukuoti nelabai aktyvių metalų, pavyzdžiui, vario, oksidus:
3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O
Amonio druskos savo savybėmis (išskyrus terminį stabilumą) panašios į šarminių metalų druskas. kaip ir pastarieji, beveik visi jie tirpsta vandenyje, bet, kadangi amonio jonas yra silpna rūgštis, katijone jie hidrolizuojasi. Kaitinant, amonio druskos suyra:
NH4Cl = NH3 + HCl;
(NH 4) 2 SO 4 = NH 4 HSO 4 + NH 3;
(NH4)2CO3 = 2NH3 + CO2 + H2O;
NH4HS = 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.
Įvairių oksidacijos būsenų azotas sudaro penkis oksidai: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 ir N 2 O 5.
Stabiliausias iš jų yra azoto dioksidas. Tai rudos nuodingos dujos, turinčios nemalonų kvapą. Reaguoja su vandeniu:
2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3.
Naudojant šarminį tirpalą, reakcija vyksta, kai susidaro nitratai ir nitritai.
N 2 O ir NO yra druskos nesudarantys oksidai.
N 2 O 3 ir N 2 O 5 yra rūgštiniai oksidai. Reaguodami su vandeniu, jie atitinkamai sudaro azoto ir azoto rūgščių tirpalus.
Azoto okso rūgštis oksidacijos būsenoje +III yra azoto rūgštis HNO 2. Tai silpna rūgštis, kurios molekulės egzistuoja tik vandeniniame tirpale. Jo druskos yra nitritai. Azotas azoto rūgštyje ir nitrituose lengvai oksiduojamas iki +V oksidacijos būsenos.
Skirtingai nuo azoto rūgšties, azoto rūgštis HNO 3 yra stipri rūgštis. Jo molekulės struktūra gali būti išreikšta dviem būdais:
Azoto rūgštis visais atžvilgiais maišosi su vandeniu, visiškai su ja reaguodama praskiestuose tirpaluose:
HNO3 + H2O = H3O + NO3
Azoto rūgštis ir jos tirpalai yra stiprūs oksidatoriai. Skiedžiant azoto rūgštį, sumažėja jos oksidacinis aktyvumas. Bet kokios koncentracijos azoto rūgšties tirpaluose oksiduojantys atomai pirmiausia yra azoto atomai, o ne vandenilis. Todėl oksiduojant įvairias medžiagas azoto rūgštimi vandenilis išsiskiria tik kaip šalutinis produktas. Priklausomai nuo rūgšties koncentracijos ir kito reagento redukcinio aktyvumo, reakcijos produktai gali būti NO 2, NO, N 2 O, N 2 ir net NH 4. Dažniausiai susidaro dujų mišinys, tačiau koncentruotos azoto rūgšties atveju išsiskiria tik azoto dioksidas:
Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
3FeS + 30HNO3 = Fe2(SO4)3 + Fe(NO3)3 + 27NO2 + 15H2O
Praskiestos azoto rūgšties atveju azoto monoksidas dažniausiai išsiskiria:
Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O
3H2S + 2HNO3 = 2NO + 4H2O + 3S
Kai labai praskiesta azoto rūgštis reaguoja su stipriu reduktoriumi (Mg, Al, Zn), susidaro amonio jonai:
4Mg + 10HNO3 = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Tie metalai, kurie yra pasyvinti koncentruota sieros rūgštimi, taip pat pasyvinami koncentruota azoto rūgštimi.
Azoto rūgšties druskos – nitratai – yra termiškai nestabilūs junginiai. Kai kaitinami, jie suyra:
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2;
2Zn(NO 3) 2 = 2ZnO + 4NO 2 + O 2;
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2.
1. Parašykite aprašomąsias lygtis pastraipos tekste pateiktoms reakcijoms.
2. Sudarykite reakcijų lygtis, apibūdinančias a) amoniako, b) azoto rūgšties, c) cinko nitrato chemines savybes.
Amoniako ir azoto rūgšties cheminės savybės.
16.3. Fosforas
Skirtingai nuo azoto atomo, atomas fosforas mainų mechanizmu gali sudaryti penkias kovalentines jungtis. Tradicinis to paaiškinimas yra susijęs su galimybe sužadinti vieną iš 3 s-elektronai ir jo perėjimas į 3 d- žemesnio lygio.
Elemento fosforo susidaro gana daug alotropinės modifikacijos. Iš jų stabiliausios yra trys modifikacijos: baltasis fosforas, raudonasis fosforas ir juodasis fosforas. Baltasis fosforas yra vaškinė, toksiška medžiaga, linkusi savaime užsidegti ore, susidedanti iš P4 molekulių. Raudonasis fosforas yra nemolekulinė, mažiau aktyvi tamsiai raudonos spalvos medžiaga, turinti gana sudėtingą struktūrą. Paprastai raudonajame fosfore visada yra baltosios priemaišos, todėl ir baltas, ir raudonasis fosforas visada yra laikomi po vandens sluoksniu. Juodasis fosforas taip pat yra nemolekulinė medžiaga, turinti sudėtingą karkaso struktūrą.
Baltojo fosforo molekulės yra tetraedrinės, jose esantis fosforo atomas yra trivalentis. Baltojo fosforo molekulės rutulio ir lazdos modelis ir struktūrinė formulė:
Raudonojo fosforo struktūra gali būti išreikšta struktūrine formule:
Fosforas gaunamas iš kalcio fosfato kaitinant smėliu ir koksu:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO.
Fosforui labiausiai būdingi junginiai, kurių oksidacijos būsena +V. Reaguodamas su chloro pertekliumi, fosforas sudaro pentachloridą. Deginant bet kokiai alotropinei fosforo modifikacijai, susidaro deguonies perteklius oksidas fosforas (V):
4P + 5O2 = 2P2O5.
Yra dvi fosforo(V) oksido modifikacijos: nemolekulinė (paprasčiausia formulė P 2 O 5) ir molekulinė (molekulinė formulė P 4 O 10). Fosforo oksidas dažniausiai yra šių medžiagų mišinys.
Šis labai higroskopinis rūgštinis oksidas, reaguodamas su vandeniu, paeiliui sudaro metafosforo, difosforo ir ortofosforo rūgštis:
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.
Ortofosforinis rūgšties(dažniausiai vadinama tiesiog fosforu) yra tribazė silpna rūgštis (žr. 13 priedą). Tai bespalvė kristalinė medžiaga, labai gerai tirpi vandenyje. Reaguodamas su stipriomis bazėmis, priklausomai nuo reagentų santykio, susidaro trys eilės druskos(ortofosfatai, hidroortofosfatai ir divandenilio ortofosfatai - paprastai jų pavadinimuose priešdėlis „orto“ praleidžiamas):
H 3 PO 4 + OH = H 2 PO 4 + H 2 O,
H 3 PO 4 + 2OH = HPO 4 2 + 2 H 2 O,
H 3 PO 4 + 3OH = PO 4 3 + 3 H 2 O.
Dauguma vidutinių fosfatų (išskyrus šarminių elementų druskas, išskyrus litį) netirpsta vandenyje. Yra žymiai daugiau tirpių rūgščių fosfatų.
Fosforo rūgštis gaunama iš natūralaus kalcio fosfato apdorojant jį sieros rūgšties pertekliumi. Esant skirtingam kalcio fosfato ir sieros rūgšties santykiui, susidaro divandenilio fosfato ir kalcio sulfato mišinys, naudojamas žemės ūkyje kaip mineralinė trąša, vadinama „paprastuoju superfosfatu“:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 2H3PO4 + 3CaSO4;
Ca 3 (PO 4) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca (H 2 PO 4) 2 + 2CaSO 4.
Reakcijos metu gaunamas vertingesnis „dvigubas superfosfatas“.
Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 3.
Pagrindinė šių mineralinių trąšų medžiaga yra kalcio divandenilio fosfatas.
1. Sudarykite molekulines lygtis reakcijoms, kurių joninės lygtys pateiktos pastraipos tekste.
2. Reakcijų, pateiktų pastraipos tekste, lygtis aprašomuoju būdu.
3. Sudarykite reakcijų lygtis, apibūdinančias a) fosforo, b) fosforo oksido (V), c) ortofosforo rūgšties, d) natrio-divandenilio fosfato chemines savybes.
Fosforo rūgšties cheminės savybės.
16.4. Anglies
Anglis yra pagrindinė visų organizmų sudedamoji dalis. Gamtoje yra tiek paprastų medžiagų, kurias sudaro anglis (deimantas, grafitas), tiek junginiai (anglies dioksidas, įvairūs karbonatai, metanas ir kiti angliavandeniliai gamtinėse dujose ir naftoje). Anglies masės dalis kietosiose anglyse siekia 97%.
Atom anglis pradinėje būsenoje mainų mechanizmu gali sudaryti du kovalentinius ryšius, tačiau normaliomis sąlygomis tokie junginiai nesusidaro. Kai anglies atomas patenka į sužadintą būseną, jis naudoja visus keturis valentinius elektronus.
Anglies susidaro gana daug alotropinės modifikacijos(žr. 16.2 pav.). Tai deimantas, grafitas, karabinas ir įvairūs fullerenai.
Deimantas yra labai kieta, bespalvė, skaidri kristalinė medžiaga. Deimantiniai kristalai yra sudaryti iš anglies atomų sp 3-hibridizuota būsena, formuojanti erdvinį karkasą.
Grafitas yra gana minkšta kristalinė pilkai juodos spalvos medžiaga. Grafito kristalai susideda iš plokščių sluoksnių, kuriuose yra anglies atomai sp 2-hibridinė būsena ir tinklai su šešiakampėmis ląstelėmis.
Karbinas yra bespalvė pluoštinės struktūros medžiaga, susidedanti iš linijinių molekulių, kuriose yra anglies atomai. sp-hibridinė būsena (=C=C=C=C= arba –C C–C C–).
Fullerenai yra molekulinės alotropinės anglies modifikacijos, kurių molekulės yra C 60, C 80 ir kt. Šių medžiagų molekulės yra tuščiavidurės tinklelio sferos.
Visos anglies modifikacijos turi didesnes redukcines savybes nei oksiduojančios, pavyzdžiui, koksas (anglies perdirbimo produktas; turi iki 98% anglies) naudojamas geležies redukcijai iš oksidinių rūdų ir daugelio kitų metalų iš jų oksidų. :
Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO (aukštoje temperatūroje).
Dauguma anglies junginių yra tiriami organinėje chemijoje, apie kurią sužinosite 10 ir 11 klasėse.
Neorganinėse medžiagose anglies oksidacijos laipsnis yra +II ir +IV. Su šiomis anglies oksidacijos būsenomis yra dvi oksidas.
Anglies monoksidas (II) yra bespalvės, bekvapės, nuodingos dujos. Trivialus pavadinimas yra anglies monoksidas. Susidaro nevisiško anglies turinčio kuro degimo metu. Apie jo molekulės elektroninę struktūrą žr. 121 psl. Pagal chemines savybes CO yra druskos nesudarantis oksidas, kaitinant jis pasižymi redukuojančiomis savybėmis (daugelį nelabai aktyvių metalų oksidų redukuoja į metalą).
Anglies monoksidas (IV) yra bespalvės, bekvapės dujos. Trivialus pavadinimas yra anglies dioksidas. Rūgštinis oksidas. Jis šiek tiek tirpsta vandenyje (fiziškai), iš dalies reaguoja su juo, sudarydamas anglį rūgšties H 2 CO 3 (šios medžiagos molekulės egzistuoja tik labai atskiestuose vandeniniuose tirpaluose).
Anglies rūgštis yra labai silpna rūgštis (žr. 13 priedą), dvibazė, sudaro dvi eilutes druskos(karbonatai ir bikarbonatai). Dauguma karbonatų netirpsta vandenyje. Iš angliavandenių kaip atskiros medžiagos egzistuoja tik šarminių metalų ir amonio hidrokarbonatai. Ir karbonato jonai, ir bikarbonato jonai yra bazinės dalelės, todėl ir karbonatai, ir bikarbonatai vandeniniuose tirpaluose anijone hidrolizuojami.
Iš karbonatų svarbiausi yra natrio karbonatas Na 2 CO 3 (soda, soda, skalbimo soda), natrio bikarbonatas NaHCO 3 (kepimo soda, soda), kalio karbonatas K 2 CO 3 (kalis) ir kalcio karbonatas CaCO 3 (kreida, marmuras, kalkakmenis).
Kokybinė reakcija anglies dioksido buvimui dujų mišinyje: kalcio karbonato nuosėdų susidarymas, kai bandomosios dujos leidžiamos per kalkių vandenį (sotų kalcio hidroksido tirpalą), o vėliau nuosėdos ištirpsta toliau leidžiant dujas. Vykstančios reakcijos: Elementas silicis sudaro vieną paprasta medžiaga tuo pačiu vardu. Tai nemolekulinė medžiaga, turinti deimanto struktūrą, kuriai silicis tik šiek tiek prastesnis kietumu. Per pastarąjį pusę amžiaus silicis tapo absoliučiai būtina medžiaga mūsų civilizacijai, nes jo pavieniai kristalai naudojami beveik visoje elektroninėje įrangoje.
Silicis yra gana inertiška medžiaga. kambario temperatūroje jis nereaguoja praktiškai su niekuo, išskyrus fluorą ir vandenilio fluoridą:
Si + 2F 2 = SiF 4;
Si + 4HF = SiF 4 + 2H 2.
Kaitinamas smulkiai sumaltų miltelių pavidalu, jis dega deguonimi, sudarydamas dioksidą (SiO 2). Susiliejus su šarmu arba virinant su koncentruotais šarmų tirpalais, susidaro silikatai:
Si + 4NaOH = Na4SiO4 + 2H2;
Si + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2.
Silicio monoksidas SiO – nesudarantis druskos oksidas; lengvai oksiduojasi iki dioksido.
Silicio dioksidas SiO 2 yra nemolekulinė medžiaga, turinti karkasinę struktūrą. Nereaguoja su vandeniu. rūgšties oksidas – susiliejus su šarmais susidaro silikatai, pvz.:
SiO 2 + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O. Aliuminis yra antras pagal gausumą elementas Žemės litosferoje po silicio. Vienas ir kartu su siliciu jis sudaro daug mineralų: lauko špatus, žėručius, korundą Al 2 O 3 ir jo brangiąsias atmainas (bespalvį leukozafyrą, chromo turintį rubiną, titano turintį safyrą).
Paprasta medžiaga aliuminis yra sidabriškai baltas blizgus lengvas metalas. Grynas aliuminis yra labai minkštas, jį galima susukti į ploną foliją ir ištraukti vielą. Aliuminis turi gerą elektros laidumą. Jis atsparus atmosferos poveikiui. Aliuminio lydiniai yra gana kieti, bet gali būti gerai apdorojami. Aliuminis nėra nuodingas. Visa tai leidžia naudoti aliuminį įvairiose pramonės šakose: aviacijos, elektros, maisto pramonėje, statybose. Aliuminis taip pat plačiai naudojamas kasdieniame gyvenime. Aliuminis gaunamas elektrolizės būdu iš jo junginių lydalo.
Aliuminio cheminis inertiškumas atsiranda dėl to, kad ant jo paviršiaus yra tanki oksido plėvelė, kuri neleidžia metalui liestis su reagentu. Kai ši plėvelė pašalinama chemiškai arba mechaniškai, aliuminis tampa labai aktyvus. Taigi, be oksido plėvelės, aliuminis savaime užsiliepsnoja ir dega ore be papildomo kaitinimo.
Aliuminio redukcinės savybės ypač išryškėja kaitinant. Tokiomis sąlygomis jis iš oksidų redukuoja daugelį metalų: ne tik geležį, titaną, cirkonį, bet net kalcį ir barį.
Aliuminio oksidas Al 2 O 3 (trivialūs pavadinimai – aliuminio oksidas, korundas) yra nemolekulinė medžiaga, kurios ryšys menkai apibūdinamas ir kaip joninis, ir kaip kovalentinis. Kaip visada šiais atvejais, tai yra amfoterinis oksidas. Jis gaunamas kalcinuojant aliuminio hidroksidą, kuris taip pat turi amfoterinių savybių.
Hidratuotas aliuminio jonas yra katijoninė rūgštis, todėl tirpios aliuminio druskos yra gana stipriai hidrolizuotos.
Iš aliuminio druskų dažniausiai naudojamas kalio alūno KAl(SO 4) 2 ·12H 2 O – kalio aliuminio sulfato dodekahidratas. Tai nehigroskopinė, puikiai kristalizuojanti medžiaga. Jo tirpalas veikia kaip dviejų skirtingų sulfatų: kalio sulfato ir aliuminio sulfato tirpalų mišinys. Alūno struktūrą galima išreikšti formule: (SO 4) 2.
1. Parašykite aprašomąsias lygtis pastraipos tekste pateiktoms reakcijoms.
2. Sudarykite reakcijų lygtis, apibūdinančias a) aliuminio, b) aliuminio hidroksido, i) kalio alūno chemines savybes.
Aliuminio druskų cheminės savybės
Reikšminiai santraukos žodžiai: anglis, silicis, IVA grupės elementai, elementų savybės, deimantas, grafitas, karabinas, fullerenas.
IV grupės elementai yra anglis, silicis, germanis, alavas ir švinas. Pažvelkime atidžiau į anglies ir silicio savybes. Lentelėje pateikiamos svarbiausios šių elementų charakteristikos.
Beveik visuose jų junginiuose – anglies ir silicio keturvalentinis , jų atomai yra sužadintos. Anglies atomo valentinio sluoksnio konfigūracija pasikeičia, kai atomas sužadinamas:
Silicio atomo valentinio sluoksnio konfigūracija keičiasi panašiai: 
Anglies ir silicio atomų išoriniame energijos lygyje yra 4 nesuporuoti elektronai. Silicio atomo spindulys yra didesnis, jo valentiniame sluoksnyje yra laisvų dėmių. 3 d-orbitalės, tai lemia silicio atomus sudarančių jungčių prigimties skirtumus.
Anglies oksidacijos laipsniai svyruoja nuo –4 iki +4.
Būdingas anglies bruožas yra jos gebėjimas sudaryti grandines: anglies atomai jungiasi vienas su kitu ir sudaro stabilius junginius. Panašūs silicio junginiai yra nestabilūs. Anglies gebėjimas sudaryti grandines lemia didžiulio skaičiaus egzistavimą organiniai junginiai .
KAM neorganiniai junginiai anglis apima jos oksidus, anglies rūgštį, karbonatus ir bikarbonatus, karbidus. Likę anglies junginiai yra organiniai.
Anglies elementui būdinga alotropija, jo alotropinės modifikacijos yra deimantas, grafitas, karbinas, fullerenas. Dabar žinomos kitos alotropinės anglies modifikacijos.
Anglis Ir suodžiai galima matyti kaip amorfinis grafito atmainos.
Silicis sudaro paprastą medžiagą - kristalinis silicis. Yra amorfinis silicis – balti milteliai (be priemaišų).
Deimantų, grafito ir kristalinio silicio savybės pateiktos lentelėje. 
Akivaizdžių grafito ir deimantų fizinių savybių skirtumų priežastis yra skirtingos kristalinės gardelės struktūra . Deimantiniame kristale susidaro kiekvienas anglies atomas (išskyrus esančius kristalo paviršiuje). keturi vienodos stiprios jungtys su kaimyniniais anglies atomais. Šie ryšiai nukreipti į tetraedro viršūnes (kaip ir CH 4 molekulėje). Taigi deimantiniame kristale kiekvienas anglies atomas yra apsuptas keturių tų pačių atomų, esančių tetraedro viršūnėse. C-C jungčių simetrija ir stiprumas deimantiniame kristale lemia išskirtinį jo stiprumą ir elektroninio laidumo trūkumą.
IN grafito kristalas Kiekvienas anglies atomas sudaro tris stiprius lygiaverčius ryšius su gretimais anglies atomais toje pačioje plokštumoje 120° kampu. Šioje plokštumoje susidaro sluoksnis, susidedantis iš plokščių šešių narių žiedų.
Be to, kiekvienas anglies atomas turi vienas nesuporuotas elektronas. Šie elektronai sudaro bendrą elektronų sistemą. Ryšys tarp sluoksnių atsiranda dėl gana silpnų tarpmolekulinių jėgų. Sluoksniai yra išdėstyti vienas kito atžvilgiu taip, kad vieno sluoksnio anglies atomas būtų virš kito sluoksnio šešiakampio centro. C-C jungties ilgis sluoksnio viduje yra 0,142 nm, atstumas tarp sluoksnių yra 0,335 nm. Dėl to ryšiai tarp sluoksnių yra daug silpnesni nei ryšiai tarp atomų sluoksnyje. Tai lemia grafito savybės: Jis yra minkštas, lengvai pleiskanojantis, pilkos spalvos ir metalinio blizgesio, laidus elektrai ir chemiškai reaktyvesnis nei deimantas. Deimantų ir grafito kristalinių gardelių modeliai parodyti paveikslėlyje.
Ar įmanoma grafitą paversti deimantu? Šis procesas gali būti vykdomas atšiauriomis sąlygomis – maždaug 5000 MPa slėgyje ir nuo 1500 °C iki 3000 °C temperatūroje keletą valandų, esant katalizatoriams (Ni). Didžiąją dalį gaminių sudaro maži kristalai (nuo 1 iki kelių mm) ir deimantų dulkės.
Karbinas– alotropinė anglies modifikacija, kurioje anglies atomai sudaro linijines grandines, kurių tipas:
–С≡С–С≡С≡С(α-karabinas, poliinas) arba =C=C=C=C=C=C=(β-karbinas, polienas)
Atstumas tarp šių grandinių yra mažesnis nei tarp grafito sluoksnių dėl stipresnės tarpmolekulinės sąveikos.
Carbyne yra juodi milteliai ir yra puslaidininkis. Chemiškai jis yra aktyvesnis nei grafitas.
Fullerenas– alotropinė anglies modifikacija, kurią sudaro molekulės C60, C70 arba C84. Sferiniame C60 molekulės paviršiuje anglies atomai yra 20 taisyklingų šešiakampių ir 12 taisyklingų penkiakampių viršūnėse. Visi fullerenai yra uždaros anglies atomų struktūros. Fullereno kristalai yra medžiagos, turinčios molekulinę struktūrą.
Silicis. Yra tik viena stabili alotropinė silicio modifikacija, kurios kristalinė gardelė panaši į deimanto. Silicis yra kietas, atsparus ugniai ( t° pl = 1412 °C), labai trapi tamsiai pilkos spalvos medžiaga su metaliniu blizgesiu, standartinėmis sąlygomis yra puslaidininkis.
| Elementas | C | Si | Ge | Sn | Pb |
|---|---|---|---|---|---|
| Serijos numeris | 6 | 14 | 32 | 50 | 82 |
| Atominė masė (santykinė) | 12,011 | 28,0855 | 72,59 | 118,69 | 207,2 |
| Tankis (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 |
| Jonizacijos energija, kJ/mol | 1085,7 | 786,5 | 762,1 | 708,6 | 715,2 |
| Elektroninė formulė | 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 |
| Elektronegatyvumas (pagal Paulingą) | 2,55 | 1,9 | 2,01 | 1,96 | 2,33 |
Elektroninės tauriųjų dujų formulės:
- Jis - 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;
Ryžiai. Anglies atomo sandara.
D.I. Mendelejevo periodinės cheminių elementų lentelės 14 grupė (IVa grupė pagal senąją klasifikaciją) apima 5 elementus: anglis, silicis, germanis, alavas, švinas (žr. lentelę aukščiau). Anglis ir silicis yra nemetalai, germanis yra metalinių savybių medžiaga, alavas ir švinas yra tipiški metalai.
Labiausiai paplitęs 14(IVa) grupės elementas žemės plutoje yra silicis (antras pagal gausumą elementas Žemėje po deguonies) (27,6 % masės), po jo seka anglis (0,1 %), švinas (0,0014 %), alavas ( 0,00022%), germanis (0,00018%).
Silicis, skirtingai nei anglis, gamtoje nerandamas laisvos formos; jį galima rasti tik surištą:
- SiO 2 – silicio dioksidas, randamas kvarco pavidalu (daugelio uolienų dalis, smėlis, molis) ir jo atmainos (agatas, ametistas, kalnų krištolas, jaspis ir kt.);
- silikatai, kuriuose gausu silicio: talkas, asbestas;
- aliuminio silikatai: lauko špatas, žėrutis, kaolinas.
Germanis, alavas ir švinas taip pat nėra laisvos formos gamtoje, tačiau yra kai kurių mineralų dalis:
- germanis: (Cu 3 (Fe, Ge)S 4) - germanito mineralas;
- alavas: SnO 2 - kasiteritas;
- švinas: PbS - galena; PbSO 4 - kampsite; PbCO 3 – cerusitas.
Visi 14 (IVa) grupės elementai, esantys nesužadintoje būsenoje išoriniame energijos lygyje, turi du nesuporuotus p-elektronus (2 valentingumas, pavyzdžiui, CO). Pereinant į sužadintą būseną (procesui reikia energijos), vienas išorinio lygio suporuotas s-elektronas „peršoka“ į laisvą p-orbitalę, taip suformuodamas 4 „vienišus“ elektronus (vieną s polygyje ir tris p-sublevel) , kuris išplečia elementų valentingumo galimybes (valentas yra 4: pavyzdžiui, CO 2).
Ryžiai. Anglies atomo perėjimas į sužadintą būseną.
Dėl minėtos priežasties 14(IVa) grupės elementai gali turėti oksidacijos būsenas: +4; +2; 0; -4.
Kadangi elektrono „šuolis“ iš s polygio į p polygį serijoje nuo anglies iki švino reikalauja vis daugiau energijos (anglies atomui sužadinti reikia daug mažiau energijos nei švino atomui sužadinti), anglis „labiau“ patenka į junginius, kurių valentingumas yra keturi; ir švino – du.
Tą patį galima pasakyti ir apie oksidacijos būsenas: serijoje nuo anglies iki švino oksidacijos būsenų +4 ir -4 pasireiškimas mažėja, o oksidacijos laipsnis +2 didėja.
Kadangi anglis ir silicis yra nemetalai, jie gali turėti teigiamą arba neigiamą oksidacijos būseną, priklausomai nuo junginio (junginiuose, kuriuose yra daugiau elektroneigiamų elementų, C ir Si atsisako elektronų, o junginiuose, kuriuose yra mažiau elektroneigiamų elementų, padidėja):
C +2 O, C +4 O 2, Si +4 Cl 4 C -4 H4, Mg 2 Si -4
Ge, Sn, Pb, kaip metalai junginiuose, visada atsisako savo elektronų:
Ge +4 Cl 4, Sn + 4 Br 4, Pb + 2 Cl 2
Anglies grupės elementai sudaro šiuos junginius:
- nestabilus lakieji vandenilio junginiai(bendra formulė EH 4), iš kurių tik metanas CH 4 yra stabilus junginys.
- druskos nesudarantys oksidai- žemesni oksidai CO ir SiO;
- rūgščių oksidai- aukštesni oksidai CO 2 ir SiO 2 - jie atitinka hidroksidus, kurie yra silpnosios rūgštys: H 2 CO 3 (anglies rūgštis), H 2 SiO 3 (silicio rūgštis);
- amfoteriniai oksidai- GeO, SnO, PbO ir GeO 2, SnO 2, PbO 2 - pastarieji atitinka germanio Ge(OH) 4, stroncio Sn(OH) 4, švino Pb(OH) 4 hidroksidus (IV);
