Generelle kjennetegn ved gruppe IVA i det periodiske systemet. Elementer i gruppe IVA Generelle kjennetegn ved elementer i gruppe IIIA, IVA og VA

IVA-gruppen inneholder de viktigste elementene, uten dem ville det verken vært oss eller jorden vi lever på. Dette karbonet er grunnlaget for alt organisk liv, og silisium er "monark" i mineralriket.

Hvis karbon og silisium er typiske ikke-metaller, og tinn og bly er metaller, inntar germanium en mellomposisjon. Noen lærebøker klassifiserer det som et ikke-metall, mens andre klassifiserer det som et metall. Den er sølvhvit i fargen og har et metallisk utseende, men har et diamantlignende krystallgitter og er en halvleder som silisium.

Fra karbon til bly (med avtagende ikke-metalliske egenskaper):

w stabiliteten til den negative oksidasjonstilstanden avtar (-4)

w stabiliteten til den høyeste positive oksidasjonstilstanden reduseres (+4)

w stabiliteten til den lave positive oksidasjonstilstanden øker (+2)

Karbon er hovedkomponenten i alle organismer. I naturen er det både enkle stoffer dannet av karbon (diamant, grafitt) og forbindelser (karbondioksid, ulike karbonater, metan og andre hydrokarboner i naturgass og olje). Massefraksjonen av karbon i steinkull når 97%.
Et karbonatom i grunntilstanden kan danne to kovalente bindinger ved en utvekslingsmekanisme, men under normale forhold dannes ikke slike forbindelser. Når et karbonatom går inn i en eksitert tilstand, bruker det alle fire valenselektronene.
Karbon danner ganske mange allotropiske modifikasjoner (se fig. 16.2). Disse er diamant, grafitt, karabin og forskjellige fullerener.

I uorganiske stoffer er oksidasjonstilstanden til karbon +II og +IV. Med disse oksidasjonstilstandene til karbon er det to oksider.
Karbonmonoksid (II) er en fargeløs, luktfri, giftig gass. Det trivielle navnet er karbonmonoksid. Dannes under ufullstendig forbrenning av karbonholdig drivstoff. For den elektroniske strukturen til molekylet, se side 121. I henhold til de kjemiske egenskapene er CO et ikke-saltdannende oksid, når det varmes opp, viser det reduserende egenskaper (reduserer mange oksider av lite aktive metaller til metall).
Karbonmonoksid (IV) er en fargeløs, luktfri gass. Det trivielle navnet er karbondioksid. Surt oksid. Det er lett løselig i vann (fysisk), reagerer delvis med det og danner karbonsyre H2CO3 (molekyler av dette stoffet finnes bare i svært fortynnede vandige løsninger).
Karbonsyre er en veldig svak, dibasisk syre som danner to serier med salter (karbonater og bikarbonater). De fleste karbonater er uløselige i vann. Av hydrokarbonatene eksisterer bare alkalimetall- og ammoniumhydrokarbonater som enkeltstoffer. Både karbonation og bikarbonation er basepartikler, derfor gjennomgår både karbonater og bikarbonater i vandige løsninger hydrolyse ved anionet.
Av karbonatene er de viktigste natriumkarbonat Na2CO3 (soda, soda, vaskebrus), natriumbikarbonat NaHCO3 (natron, natron), kaliumkarbonat K2CO3 (potaske) og kalsiumkarbonat CaCO3 (kritt, marmor, kalkstein).
Kvalitativ reaksjon på tilstedeværelsen av karbondioksid i en gassblanding: dannelse av et kalsiumkarbonatbunnfall når testgassen føres gjennom kalkvann (en mettet løsning av kalsiumhydroksid) og den påfølgende oppløsningen av bunnfallet når gassen passerer videre. Reaksjoner som finner sted:

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

I farmakologi og medisin er forskjellige karbonforbindelser mye brukt - derivater av karbonsyre og karboksylsyrer, forskjellige heterocykler, polymerer og andre forbindelser. Dermed brukes karbolen (aktivert karbon) til å absorbere og fjerne ulike giftstoffer fra kroppen; grafitt (i form av salver) - for behandling av hudsykdommer; radioaktive karbonisotoper - for vitenskapelig forskning (radiokarbondatering).

Karbon er grunnlaget for alle organiske stoffer. Enhver levende organisme består i stor grad av karbon. Karbon er grunnlaget for livet. Kilden til karbon for levende organismer er vanligvis CO 2 fra atmosfæren eller vann. Gjennom fotosyntesen går den inn i biologiske næringskjeder der levende ting spiser hverandre eller hverandres rester og derved får karbon for å bygge sin egen kropp. Den biologiske syklusen til karbon avsluttes enten ved oksidasjon og retur til atmosfæren, eller ved begravelse i form av kull eller olje.

Analytiske reaksjoner av karbonation CO 3 2-

Karbonater er salter av ustabil, svært svak karbonsyre H 2 CO 3, som i fri tilstand i vandige løsninger er ustabil og brytes ned ved frigjøring av CO 2: H 2 CO 3 - CO 2 + H 2 O

Ammonium-, natrium-, rubidium- og cesiumkarbonater er løselige i vann. Litiumkarbonat er lett løselig i vann. Karbonater av andre metaller er lett løselige i vann. Hydrokarbonater løses opp i vann. Karbonationer i vandige løsninger er fargeløse og gjennomgår hydrolyse. Vandige løsninger av alkalimetallbikarbonater blir ikke farget når en dråpe fenolftaleinløsning tilsettes dem, noe som gjør det mulig å skille løsninger av karbonater fra løsninger av bikarbonater (farmakopétest).

1.Reaksjon med bariumklorid.

Ba 2+ + CO3 2 - -> BaCO 3 (hvit finkrystallinsk)

Lignende karbonatutfellinger produseres av kalsium (CaCO 3) og strontium (SrCO 3) kationer. Bunnfallet løses opp i mineralsyrer og eddiksyre. I en løsning av H 2 SO 4 dannes et hvitt bunnfall av BaSO 4.

En løsning av HC1 tilsettes sakte dråpevis til bunnfallet inntil bunnfallet er fullstendig oppløst: BaCO3 + 2 HC1 -> BaCl 2 + CO 2 + H 2 O

2. Reaksjon med magnesiumsulfat (farmakopé).

Mg 2+ + COZ 2 - ->MgCO 3 (hvit)

Hydrokarbonat - HCO 3 ion - danner et bunnfall MgCO 3 med magnesiumsulfat kun ved koking: Mg 2+ + 2 HCO3- -> MgCO 3 + CO 2 + H 2 O

MgCO 3-bunnfallet løses opp i syrer.

3. Reaksjon med mineralsyrer (farmakopé).

CO 3 2- + 2 H 3 O = H 2 CO 3 + 2 H 2 O

HCO 3 - + H 3 O + = H 2 CO 3 + 2H 2 O

H 2 CO 3 -- CO 2 + H 2 O

Den frigjorte gassformige CO 2 detekteres ved turbiditeten til baryton eller kalkvann i en enhet for påvisning av gasser, gassbobler (CO 2), og i mottakerreagensrøret - turbiditet av løsningen.

4.Reaksjon med uranylheksacyanoferrat (II).

2CO 3 2 - + (UO 2) 2 (brun) -> 2 UO 2 CO 3 (fargeløs) + 4 -

En brun løsning av uranylheksacyanoferrat (II) fremstilles ved å blande en løsning av uranylacetat (CH 3 COO) 2 UO 2 med en løsning av kaliumheksacyanoferrat (II):

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

En løsning av Na 2 CO 3 eller K 2 CO 3 tilsettes dråpevis til den resulterende løsningen under omrøring til den brune fargen forsvinner.

5. Separat oppdagelse av karbonationer og bikarbonationer ved reaksjoner med kalsiumkationer og ammoniakk.

Hvis karbonationer og bikarbonationer er tilstede samtidig i løsningen, kan hver av dem åpnes separat.

For å gjøre dette, tilsett først et overskudd av CaCl 2 løsning til den analyserte løsningen. I dette tilfellet blir CO3 2 utfelt i form av CaCO 3:

CO3 2 - + Ca 2+ = CaCO 3

Bikarbonationer forblir i løsning, siden Ca(HCO 3) 2-løsninger i vann. Bunnfallet separeres fra løsningen og en ammoniakkløsning tilsettes til sistnevnte. HCO 2 - anioner med ammoniakk og kalsiumkationer gir igjen et bunnfall av CaCO 3: HCO 3 - + Ca 2+ + NH 3 -> CaCO3 + NH 4 +

6. Andre reaksjoner av karbonation.

Karbonationer, når de reagerer med jern (III) klorid FeCl 3, danner et brunt bunnfall Fe(OH)CO 3, med sølvnitrat - et hvitt bunnfall av sølvkarbonat Ag 2 CO3, løselig i HbTO3 og spaltes ved koking i vann til en mørkt bunnfall Ag 2 O ISO 2: Ag 2 CO 3 -> Ag 2 O + CO 2

Analytiske reaksjoner av acetation CH 3 COO"

Acetat - ion CH 3 COO- - anion av svak monobasisk eddiksyre CH 3 COOH: fargeløs i vandige løsninger, gjennomgår hydrolyse, har ikke redoksegenskaper; Det er en ganske effektiv ligand og danner stabile acetatkomplekser med kationer av mange metaller. Når den reagerer med alkoholer i et surt miljø, produseres det estere.

Acetater av ammonium, alkali og de fleste andre metaller er svært løselige i vann. Acetater av sølv CH 3 COOAg og kvikksølv (I) er mindre løselige i vann enn acetater av andre metaller.

1. Reaksjon med jern(III)klorid (farmakopé).

Ved pH = 5-8 danner acetation med Fe(III)-kationer løselig mørkerød (fargen på sterk te) acetat eller jern(III)oksyacetat.

I vandig oppløsning hydrolyseres det delvis; surgjøring av løsningen med mineralsyrer undertrykker hydrolyse og fører til at den røde fargen på løsningen forsvinner.

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

Ved koking faller det ut et rødbrunt bunnfall av basisk jern(III)acetat fra løsningen:

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

Avhengig av forholdet mellom konsentrasjonene av jern (III) og acetationer, kan sammensetningen av sedimentet endres og tilsvare for eksempel formlene: Fe OH (CH 3 COO) 2, Fe 3 (OH) 2 O 3 (CH 3 COO), Fe 3 O (OH) (CH 3 COO) 6 eller Fe 3 (OH) 2 (CH 3 COO) 7.

Reaksjonen hindres av anionene CO 3 2 -, SO 3 "-, PO 4 3 -, 4, som danner utfelling med jern (III), samt SCN- anionene (som gir røde komplekser med Fe 3+ kationer) , jodid-ion G, oksiderer til jod 1 2, noe som gir løsningen en gul farge.

2. Reaksjon med svovelsyre.

Acetation i et sterkt surt miljø forvandles til svak eddiksyre, hvis damp har en karakteristisk lukt av eddik:

CH3COO- + H+<- СН 3 СООН

Reaksjonen hindres av anionene NO 2 \ S 2 -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2 -, som også frigjør gassformige produkter med en karakteristisk lukt i et konsentrert H 2 SO4-miljø.

3. Reaksjon ved dannelse av eddiksyreetyleter (farmakopé).

Reaksjonen utføres i et svovelsyremiljø. Med etanol:

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

Det frigjorte etylacetatet oppdages ved sin karakteristiske behagelige lukt. Sølvsalter katalyserer denne reaksjonen, så det anbefales å tilsette en liten mengde AgNO 3 når denne reaksjonen utføres.

Tilsvarende ved reaksjon med amylalkohol C 5 HcOH dannes det også amylacetat CH 3 SOOC 5 Ni (-pære-), som har en behagelig lukt. Den karakteristiske lukten av etylacetat merkes, som forsterkes når blandingen varmes forsiktig opp. .

Analytiske reaksjoner av tartrat - POC-ion - CH(OH) - CH(OH) - KONST. Tartration er et anion av svak dibasisk vinsyre:

HO-CH-COOH

HO -CH-COOH

Tartration er svært løselig i vann. I vandige løsninger er tartrationer fargeløse, gjennomgår hydrolyse og er utsatt for kompleksdannelse, noe som gir stabile tartratkomplekser med kationer av mange metaller. Vinsyre danner to serier salter - middels tartrater som inneholder et dobbeltladet tartrat - COCH(OH)CH(OH)COO -ionet, og sure tartrater - hydrotartrater som inneholder et enkeltladet hydrogentartrat - HOOOCH(OH)CH(OH) COO - ion. Kaliumhydrogentartrat (-vinsten) KNS 4 H 4 O 6 er praktisk talt uløselig i vann, som brukes til å åpne kaliumkationer. Gjennomsnittlig kalsiumsalt er også litt løselig i vann. Gjennomsnittlig kaliumsalt K 2 C 4 H 4 O 6 er svært løselig i vann.

I. Reaksjon med kaliumklorid (farmakopé).

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

2. Reaksjon med resorcinol i et surt miljø (farmakopé).

Tartrater, når de varmes opp med resorcinol meta - C 6 H 4 (OH) 2 i konsentrert svovelsyre, danner kirsebærrøde reaksjonsprodukter.

14) Reaksjoner med ammoniakkkompleks av sølv. Et svart bunnfall av metallisk sølv faller ut.

15) Reaksjon med jern(II)sulfat og hydrogenperoksid.

Tilsetning av en fortynnet vandig løsning av FeSO 4 og H 2 O 2 til en løsning som inneholder tartrater. fører til dannelsen av et ustabilt jernkompleks med en rynket farge. Etterfølgende behandling med NaOH alkaliløsning fører til den blå fargen på komplekset.

Analytiske reaksjoner av oksalation C 2 O 4 2-

Oksalation C 2 O 4 2- er et anion av dibasisk oksalsyre H 2 C 2 O 4 med middels styrke, relativt godt løselig i vann. Oksalation i vandige løsninger er fargeløst, delvis hydrolysert, et sterkt reduksjonsmiddel, en effektiv ligand - det danner stabile oksalatkomplekser med kationer av mange metaller. Oksalater av alkalimetaller, magnesium og ammonium er løselige i vann, mens andre metaller er lett løselige i vann.

1Reaksjon med bariumklorid Ba 2+ + C 2 O 4 2- = BaC 2 O 4 (hvit) Bunnfallet løses opp i mineralsyrer og i eddiksyre (ved koking). 2. Reaksjon med kalsiumklorid (farmakopé): Ca 2+ + C 2 O 4 2 - = CaC 2 O 4 (hvit)

Bunnfallet er løselig i mineralsyrer, men uløselig i eddiksyre.

3. Reaksjon med sølvnitrat.

2 Ag + + C 2 O 4 2 - -> Ag2C2O 4 .|.(kjempet) Løselighetstest. Sedimentet er delt inn i 3 deler:

EN). I det første reagensglasset med bunnfallet, tilsett en løsning av HNO 3 dråpe for dråpe under omrøring til bunnfallet er oppløst;

b). Tilsett en konsentrert ammoniakkløsning dråpe for dråpe under omrøring til det andre reagensglasset med bunnfallet til bunnfallet er oppløst; V). Tilsett 4-5 dråper HC1-løsning til det tredje reagensglasset med sedimentet; Et hvitt bunnfall av sølvklorid forblir i reagensrøret:

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

4.Reaksjon med kaliumpermanganat. Oksalationer med KMnO 4 i et surt miljø oksideres med frigjøring av CO 2; KMpO 4-løsningen blir misfarget på grunn av reduksjonen av mangan (VII) til mangan (II):

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

Fortynn løsning av KMnO 4. Sistnevnte blir misfarget; utslipp av gassbobler - CO 2 - observeres.

38 VA Group Elements

Generelle kjennetegn ved VA-gruppen i det periodiske systemet. i formen s x p y den elektroniske konfigurasjonen av det eksterne energinivået til elementer i VA-gruppen.

Arsen og antimon har forskjellige allotropiske modifikasjoner: med både et molekylært og et metallkrystallgitter. Basert på en sammenligning av stabiliteten til kationiske former (As 3+, Sb 3+), er imidlertid arsen klassifisert som et ikke-metall, og antimon er klassifisert som et metall.

oksidasjonstilstander stabile for VA-gruppeelementer

Fra nitrogen til vismut (med en reduksjon i ikke-metalliske egenskaper):

w stabiliteten til den negative oksidasjonstilstanden (-3) avtar (m. egenskaper til hydrogenforbindelser)

w stabiliteten til den høyeste positive oksidasjonstilstanden avtar (+5)

w stabiliteten til den lave positive oksidasjonstilstanden øker (+3)

vet

• plassering av karbon og silisium i det periodiske systemet, forekomst i naturen og praktisk anvendelse;
• atomstruktur, valens, oksidasjonstilstander for karbon og silisium;
• metoder for produksjon og egenskaper til enkle stoffer - grafitt, diamant og silisium; nye allotropiske former for karbon;
• hovedtyper av karbon og silisiumforbindelser;
• trekk ved elementer i germanium-undergruppen;

være i stand til

• utarbeide reaksjonsligninger for fremstilling av enkle stoffer karbon og silisium og reaksjoner som karakteriserer de kjemiske egenskapene til disse stoffene;
• sammenligne egenskapene til elementene i karbongruppen;
• karakterisere praktisk talt viktige forbindelser av karbon og silisium;
• utføre beregninger ved hjelp av reaksjonsligninger der karbon og silisium er involvert;

egen

Ferdigheter i å forutsi forløpet av reaksjoner som involverer karbon, silisium og deres forbindelser.

Strukturen til atomer. Utbredelse i naturen

Gruppe IVA i det periodiske system består av fem grunnstoffer med jevne atomnummer: karbon C, silisium Si, germanium Ge, tinn Sn og bly Pb (tabell 21.1). I naturen er alle elementene i gruppen blandinger av stabile isotoper. Karbon har to isogoner - *|C (98,9%) og *§C (1,1%). I tillegg er det i naturen spor av den radioaktive isotopen "|С с t t= 5730 år. Det dannes konstant under kollisjoner av nøytroner fra kosmisk stråling med nitrogenkjerner i jordens atmosfære:

Tabell 21.1

Kjennetegn på elementer i gruppe IVA

* Biogent element.

Hovedisotopen til karbon er av særlig betydning i kjemi og fysikk, siden den er basert på atommasseenheten, nemlig { /2 del av massen til et atom 'ICO Ja).

Silisium har tre isotoper i naturen; Blant dem er den vanligste ^)Si (92,23%). Germanium har fem isotoper (j^Ge - 36,5%). Tinn - 10 isotoper. Dette er rekord blant kjemiske grunnstoffer. Det vanligste er 12 5 gSn (32,59%). Bly har fire isotoper: 2 §^Pb (1,4%), 2 §|Pb (24,1%), 2 82?b (22,1%) og 2 82?b (52,4%). De tre siste isotoper av bly er sluttproduktene av nedbrytningen av naturlige radioaktive isotoper av uran og thorium, og derfor har innholdet deres i jordskorpen økt gjennom hele jordens eksistens.

Når det gjelder overflod i jordskorpen, er karbon et av de ti beste kjemiske elementene. Det finnes i form av grafitt, mange varianter av kull, som en del av olje, naturlig brennbar gass, kalksteinsformasjoner (CaCO e), dolomitt (CaC0 3 -MgC0 3) og andre karbonater. Naturlig diamant, selv om den utgjør en ubetydelig del av tilgjengelig karbon, er ekstremt verdifull som et vakkert og hardeste mineral. Men den høyeste verdien av karbon ligger selvfølgelig i det faktum at det er det strukturelle grunnlaget for bioorganiske stoffer som danner kroppene til alle levende organismer. Karbon anses med rette for å være det første blant mange kjemiske elementer som er nødvendige for livets eksistens.

Silisium er det nest mest tallrike grunnstoffet i jordskorpen. Sand, leire og mange steiner du ser består av silisiummineraler. Med unntak av krystallinske varianter av silisiumoksid, er alle dets naturlige forbindelser silikater, dvs. salter av forskjellige kiselsyrer. Disse syrene i seg selv er ikke oppnådd som enkeltstoffer. Ortosilikater inneholder SiOj~ ioner, metasilikater består av polymerkjeder (Si0 3 ") w. De fleste silikater er bygget på et rammeverk av silisium- og oksygenatomer, mellom hvilke atomer av alle metaller og noen ikke-metaller (fluor) kan lokaliseres. -kjente silisiummineraler inkluderer kvarts Si0 2, feltspat (ortoklas KAlSi 3 0 8), glimmer (muskovitt KAl 3 H 2 Si 3 0 12) Totalt er mer enn 400 silisiummineraler kjent. Mer enn halvparten av smykker og prydplanter steiner er silisiumforbindelser. Oksygen-silisiumrammeverket forårsaker silisiummineraler med lav løselighet i vann. Bare fra varme underjordiske kilder over tusenvis av år kan vekster og skorper av silisiumforbindelser avsettes. Bergarter av denne typen inkluderer jaspis.

Det er ikke nødvendig å snakke om tidspunktet for oppdagelsen av karbon, silisium, tinn og bly, siden de har vært kjent i form av enkle stoffer eller forbindelser siden antikken. Germanium ble oppdaget av K. Winkler (Tyskland) i 1886 i det sjeldne mineralet argyroditt. Det ble snart klart at eksistensen av et element med slike egenskaper ble spådd av D.I. Mendeleev. Navnet på det nye elementet forårsaket kontrovers. Mendeleev, i et brev til Winkler, støttet sterkt navnet germanium.

Gruppe IVA-elementer har fire valenselektroner ytterst s- og p-undernivåer:

Elektroniske formler for atomer:

I grunntilstanden er disse elementene divalente, og i den eksiterte tilstanden blir de tetravalente:

Karbon og silisium danner svært få kjemiske forbindelser i toverdig tilstand; i nesten alle stabile forbindelser er de fireverdige. Lenger ned i gruppen øker stabiliteten til den toverdige tilstanden for germanium, tinn og bly og stabiliteten til den tetravalente tilstanden avtar. Derfor oppfører bly(1U)-forbindelser seg som sterke oksidasjonsmidler. Dette mønsteret er også tydelig i VA-gruppen. En viktig forskjell mellom karbon og andre elementer i gruppen er evnen til å danne kjemiske bindinger i tre forskjellige hybridiseringstilstander - sp, sp 2 Og sp3. Silisium har praktisk talt bare én hybridtilstand igjen sp3. Dette er tydelig når man sammenligner egenskapene til karbon- og silisiumforbindelser. For eksempel er karbonmonoksid C0 2 en gass (karbondioksid), og silisiumoksid Si0 2 er et ildfast stoff (kvarts). Det første stoffet er gassformig fordi når sp-karbonhybridisering, alle kovalente bindinger er lukket i C0 2 molekylet:

Tiltrekningen mellom molekyler er svak, og dette bestemmer tilstanden til stoffet. I silisiumoksid kan ikke fire hybride 5p 3-orbitaler av silisium lukkes på to oksygenatomer. Et silisiumatom binder seg med fire oksygenatomer, som hver igjen binder seg til et annet silisiumatom. Resultatet er en rammestruktur med samme styrke av bindinger mellom alle atomer (se diagram, vol. 1, s. 40).

Forbindelser av karbon og silisium med samme hybridisering, for eksempel metan CH 4 og silan SiH 4, er like i struktur og fysiske egenskaper. Begge stoffene er gasser.

Elektronegativiteten til IVA-elementer er redusert sammenlignet med elementer i VA-gruppen, og dette er spesielt merkbart i elementer i 2. og 3. periode. Metallisiteten til elementer i IVA-gruppen er mer uttalt enn i VA-gruppen. Karbon, i form av grafitt, er en leder. Silisium og germanium er halvledere, mens tinn og bly er ekte metaller.

16.1. Generelle kjennetegn ved elementer i IIIA-, IVA- og VA-gruppene

B Bor 0,776	C Karbon 0,620	N Nitrogen 0,521
Al aluminium 1,312	Si Silisium 1,068	P Fosfor 0,919
Ga Gallium 1,254	Ge Germanium 1,090	Som Arsenikk 1,001
I Indium 1,382	Sn Tinn 1,240	Sb Antimon 1,193
Tl Tallium 1,319	Pb Lede 1,215	Bi Vismut 1,295

Sammensetningen av disse tre gruppene av det naturlige systemet av grunnstoffer er vist i figur 16.1. Verdiene til atomenes orbitalradier (i ångstrøm) er også gitt her. Det er i disse gruppene at grensen mellom elementer som danner metaller (baneradius større enn 1,1 ångstrøm) og elementer som danner ikke-metaller (baneradius mindre enn 1,1 ångstrøm) er tydeligst synlig. På figuren er denne grensen vist med en dobbel linje. Vi bør ikke glemme at denne grensen fortsatt er vilkårlig: aluminium, gallium, tinn, bly og antimon er absolutt amfotere metaller, men bor, germanium og arsen viser også noen tegn på amfoterisitet.
Av atomene til grunnstoffene i disse tre gruppene er følgende oftest funnet i jordskorpen: Si (w = 25,8%), Al (w = 7,57%), P (w = 0,090%), C (w = 0,087 %) og N (w = 0,030 %). Det er disse du vil møte i dette kapittelet.
Generelle valens elektroniske formler for atomer i gruppe IIIA-elementer - ns 2 n.p. 1, IVA gruppe – ns 2 n.p. 2, VA-grupper – ns 2 n.p. 3. De høyeste oksidasjonstilstandene er lik gruppetallet. De mellomliggende er 2 mindre.
Alle enkle stoffer dannet av atomene til disse elementene (med unntak av nitrogen) er faste. Mange elementer er preget av allotropi (B, C, Sn, P, As). Det er bare tre stabile molekylære stoffer: nitrogen N2, hvit fosfor P4 og gul arsen As4.

De ikke-metalliske elementene i disse tre gruppene har en tendens til å danne molekylære hydrogenforbindelser med kovalente bindinger. Dessuten har karbon så mange av dem at hydrokarboner og deres derivater studeres av en egen vitenskap - organisk kjemi. Det nest største antallet hydrogenforbindelser blant disse grunnstoffene er bor. Borhydrider (boraner) er svært tallrike og komplekse i struktur, så kjemien til borhydrider har også blitt en egen gren av kjemi. Silisium danner kun 8 hydrogenforbindelser (silaner), nitrogen og fosfor - to hver, resten - en hydrogenforbindelse hver. Molekylformler for de enkleste hydrogenforbindelsene og deres navn:

Sammensetningen av høyere oksider tilsvarer den høyeste oksidasjonstilstanden lik gruppetallet. Typen av høyere oksider i hver gruppe endres gradvis med økende atomnummer fra surt til amfotert eller basisk.

Syre-basekarakteren til hydroksyder er svært mangfoldig. Så, HNO 3 er en sterk syre, og TlOH er en alkali.

1. Lag forkortede elektroniske formler og energidiagrammer av atomer av elementer i gruppene IIIA, IVA og VA. Angi de ytre elektronene og valenselektronene.

Nitrogenatomet har tre uparrede elektroner, så ved utvekslingsmekanismen kan det danne tre kovalente bindinger. Det kan danne en annen kovalent binding ved donor-akseptormekanismen, der nitrogenatomet får en positiv formell ladning på +1 e. Dermed er det maksimale nitrogenet femverdig, men dets maksimale kovalens er fire. (Dette forklarer det ofte påtreffende utsagnet om at nitrogen ikke kan være femverdig)
Nesten alt av jordas nitrogen finnes i vår planets atmosfære. En betydelig mindre del nitrogen er tilstede i litosfæren i form av nitrater. Nitrogen er en del av organiske forbindelser som finnes i alle organismer og i produktene av deres nedbrytning.
Nitrogen danner den eneste enkel molekylært substans N 2 med en diatomisk trippelbinding i molekylet (Fig. 16.2). Energien til denne bindingen er 945 kJ/mol, som overstiger verdiene til andre bindingsenergier (se tabell 21). Dette forklarer inertheten til nitrogen ved vanlige temperaturer. I henhold til dens fysiske egenskaper er nitrogen en fargeløs, luktfri gass, kjent for oss fra fødselen (tre fjerdedeler av jordens atmosfære består av nitrogen). Nitrogen er lett løselig i vann.

Nitrogen danner to hydrogenforbindelser: ammoniakk NH 3 og hydrazin N 2 H 6:

Ammoniakk er en fargeløs gass med en skarp, kvelende lukt. Uforsiktig innånding av konsentrert ammoniakkdamp kan forårsake spasmer og kvelning. Ammoniakk er svært løselig i vann, noe som forklares ved dannelsen av fire hydrogenbindinger med vannmolekyler av hvert ammoniakkmolekyl.

Ammoniakkmolekylet er en basepartikkel (se vedlegg 14). Ved å akseptere et proton, blir det til et ammoniumion. Reaksjonen kan skje både i en vandig løsning og i gassfasen:

NH3 + H2O NH4 + OH (i løsning);
NH3 + H30B = NH4 + H20 (i løsning);
NH 3g + HCl g = NH 4 Cl cr (i gassfasen).

Vandige løsninger av ammoniakk er alkaliske nok til å utfelle uløselige hydroksyder, men ikke alkaliske nok til at amfotere hydroksyder kan oppløses i dem for å danne hydroksokomplekser. Derfor er ammoniakkløsning praktisk å bruke for fremstilling av amfotere hydroksyder s-elementer: Al(OH) 3, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, etc., for eksempel:

Pb2 + 2NH3 + 2H20 = Pb(OH)2 + 2NH4.

Når den antennes i luft, brenner ammoniakk og danner nitrogen og vann; når den interagerer med oksygen i nærvær av en katalysator (Pt), blir den reversibelt oksidert til nitrogenmonoksid:

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O (uten katalysator),
4NH3 + 5O24NO + 6H20 (med katalysator).

Ved oppvarming kan ammoniakk redusere oksider av ikke veldig aktive metaller, for eksempel kobber:

3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O

Ammoniumsalter i egenskapene deres (bortsett fra termisk stabilitet) ligner på alkalimetallsalter. som sistnevnte er nesten alle løselige i vann, men siden ammoniumionet er en svak syre, hydrolyseres de ved kationet. Ved oppvarming brytes ammoniumsalter ned:

NH4Cl = NH3 + HCl;
(NH4)2SO4 = NH4HS04 + NH3;
(NH4)2CO3 = 2NH3 + CO2 + H20;
NH4HS = NH3 + H2S;
NH4NO3 = N20 + 2H20;
NH4NO2 = N2 + 2H20;
(NH4)2HP04 = NH3+ (NH4)H2P04;
(NH 4) H 2 PO 4 = NH 4 PO 3 + H 2 O.

Nitrogen i ulike oksidasjonstilstander danner fem oksider: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 og N 2 O 5.
Den mest stabile av dem er nitrogendioksid. Det er en brun giftig gass med en ubehagelig lukt. Reagerer med vann:

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

Med en alkaliløsning skjer reaksjonen med dannelse av nitrat og nitritt.
N 2 O og NO er ​​ikke-saltdannende oksider.
N 2 O 3 og N 2 O 5 er sure oksider. Ved å reagere med vann danner de henholdsvis løsninger av salpetersyre og salpetersyre.

Nitrogenoksosyre i oksidasjonstilstanden +III er salpetersyre HNO 2. Det er en svak syre hvis molekyler bare eksisterer i vandig løsning. Saltene er nitritter. Nitrogen i salpetersyre og nitritt oksideres lett til +V oksidasjonstilstand.

I motsetning til salpetersyre er salpetersyre HNO 3 en sterk syre. Strukturen til molekylet kan uttrykkes på to måter:

Salpetersyre blandes med vann i alle henseender, og reagerer fullstendig med det i fortynnede løsninger:

HNO3 + H2O = H3O + NO3

Salpetersyre og dens løsninger er sterke oksidasjonsmidler. Når salpetersyre fortynnes, reduseres dens oksidative aktivitet. I løsninger av salpetersyre av enhver konsentrasjon er de oksiderende atomene primært nitrogenatomer, ikke hydrogen. Derfor, under oksidasjon av forskjellige stoffer med salpetersyre, frigjøres hydrogen bare som et biprodukt. Avhengig av konsentrasjonen av syren og den reduserende aktiviteten til det andre reagenset, kan reaksjonsproduktene være NO 2, NO, N 2 O, N 2 og til og med NH 4. Oftest dannes en blanding av gasser, men når det gjelder konsentrert salpetersyre frigjøres bare nitrogendioksid:

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

Når det gjelder fortynnet salpetersyre, frigjøres nitrogenmonoksid oftest:

Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O
3H 2S + 2HNO 3 = 2NO + 4H 2 O + 3S

Ved svært fortynnet salpetersyre som reagerer med et sterkt reduksjonsmiddel (Mg, Al, Zn), dannes ammoniumioner:

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

De metallene som passiveres av konsentrert svovelsyre, passiveres også av konsentrert salpetersyre.
Salter av salpetersyre - nitrater - er termisk ustabile forbindelser. Ved oppvarming brytes de ned:
2KNO3 = 2KNO2 + O2;
2Zn(N03)2 = 2ZnO + 4N02 + O2;
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2.

1. Skriv beskrivende ligninger for reaksjonene gitt i teksten til avsnittet.
2. Lag reaksjonsligninger som karakteriserer de kjemiske egenskapene til a) ammoniakk, b) salpetersyre, c) sinknitrat.
Kjemiske egenskaper til ammoniakk og salpetersyre.

16.3. Fosfor

I motsetning til nitrogenatomet, atom Fosfor kan danne fem kovalente bindinger ved en utvekslingsmekanisme. Den tradisjonelle forklaringen på dette kommer ned til muligheten for eksitering av en av 3 s-elektroner og overgangen til 3 d-undernivå.
Grunnstoffet fosfor danner ganske mye allotropiske modifikasjoner. Av disse er tre modifikasjoner de mest stabile: hvitt fosfor, rødt fosfor og svart fosfor. Hvitt fosfor er et voksaktig, giftig stoff som er utsatt for spontan forbrenning i luft, bestående av P4-molekyler. Rødt fosfor er et ikke-molekylært, mindre aktivt stoff med mørk rød farge med en ganske kompleks struktur. Vanligvis inneholder rødt fosfor alltid en blanding av hvitt, så både hvitt og rødt fosfor lagres alltid under et lag med vann. Svart fosfor er også et ikke-molekylært stoff med en kompleks rammestruktur.
Molekylene av hvitt fosfor er tetraedriske, fosforatomet i dem er treverdig. Ball-and-stick-modell og strukturformel for det hvite fosformolekylet:

Strukturen til rødt fosfor kan uttrykkes med strukturformelen:

Fosfor oppnås fra kalsiumfosfat ved oppvarming med sand og koks:

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

Fosfor er mest preget av forbindelser med oksidasjonstilstanden +V. Ved reaksjon med overflødig klor danner fosfor pentaklorid. Under forbrenning av allotrop modifikasjon av fosfor dannes overskudd av oksygen oksid fosfor (V):

4P + 5O2 = 2P2O5.

Det er to modifikasjoner av fosfor(V)oksid: ikke-molekylær (med den enkleste formelen P 2 O 5) og molekylær (med molekylformelen P 4 O 10). Fosforoksid er vanligvis en blanding av disse stoffene.

Dette svært hygroskopiske sure oksydet, som reagerer med vann, danner suksessivt metafosforsyre, difosforsyre og ortofosforsyre:

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.

Ortofosforisk syre(vanligvis kalt bare fosforsyre) er en tribasisk svak syre (se vedlegg 13). Det er et fargeløst krystallinsk stoff, svært løselig i vann. Ved reaksjon med sterke baser, avhengig av forholdet mellom reagensene, danner det tre rader salter(ortofosfater, hydroortofosfater og dihydrogenortofosfater - vanligvis er prefikset "orto" utelatt fra navnene deres):

H 3 PO 4 + OH = H 2 PO 4 + H 2 O,
H 3 PO 4 + 2OH = HPO 4 2 + 2H 2 O,
H3PO4 + 3OH = PO43 + 3H2O.

De fleste middels fosfater (med unntak av salter av andre alkaliske grunnstoffer enn litium) er uløselige i vann. Det er betydelig mer løselige sure fosfater.
Fosforsyre oppnås fra naturlig kalsiumfosfat ved å behandle den med overflødig svovelsyre. Med et annet forhold mellom kalsiumfosfat og svovelsyre dannes en blanding av dihydrogenfosfat og kalsiumsulfat, brukt i landbruket som mineralgjødsel kalt "enkelt superfosfat":
Ca3 (PO4)2 + 3H2SO4 = 2H3P04 + 3CaSO4;
Ca 3 (PO 4) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca (H 2 PO 4) 2 + 2CaSO 4.

Det mer verdifulle "dobbelt superfosfat" oppnås ved reaksjonen

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

Hovedstoffet i denne mineralgjødselen er kalsiumdihydrogenfosfat.

1. Sett sammen molekylære ligninger for reaksjoner som er gitt ioniske ligninger for i teksten til avsnittet.
2. Skriv ned likninger for reaksjonene gitt i teksten til avsnittet beskrivende.
3. Lag reaksjonsligninger som karakteriserer de kjemiske egenskapene til a) fosfor, b) fosforoksid (V), c) ortofosforsyre, d) natriumdihydrogenfosfat.
Kjemiske egenskaper til fosforsyre.

16.4. Karbon

Karbon er hovedkomponenten i alle organismer. I naturen er det både enkle stoffer dannet av karbon (diamant, grafitt) og forbindelser (karbondioksid, ulike karbonater, metan og andre hydrokarboner i naturgass og olje). Massefraksjonen av karbon i steinkull når 97%.
Atom karbon i grunntilstanden kan danne to kovalente bindinger ved en utvekslingsmekanisme, men under normale forhold dannes ikke slike forbindelser. Når et karbonatom går inn i en eksitert tilstand, bruker det alle fire valenselektronene.
Karbon danner ganske mye allotropiske modifikasjoner(se fig. 16.2). Disse er diamant, grafitt, karabin og forskjellige fullerener.

Diamant er en veldig hard, fargeløs, gjennomsiktig krystallinsk substans. Diamantkrystaller er bygd opp av karbonatomer i sp 3-hybridisert tilstand, danner et romlig rammeverk.
Grafitt er en ganske myk krystallinsk substans av grå-svart farge. Grafittkrystaller består av flate lag der karbonatomer befinner seg sp 2-hybrid tilstand og danner nettverk med sekskantede celler.
Karbyn er et fargeløst stoff med en fibrøs struktur, bestående av lineære molekyler der karbonatomer er lokalisert i sp-hybrid tilstand (=C=C=C=C= eller –C C–C C–).
Fullerener er molekylære allotropiske modifikasjoner av karbon med molekylene C 60, C 80 osv. Molekylene til disse stoffene er hule mesh-kuler.
Alle modifikasjoner av karbon viser reduserende egenskaper i større grad enn oksiderende, for eksempel brukes koks (et produkt fra kullbehandling; inneholder opptil 98 % karbon) for å redusere jern fra oksidmalmer og en rekke andre metaller fra oksidene deres. :

Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO (ved høy temperatur).

De fleste karbonforbindelsene studeres i organisk kjemi, som du vil lære om i 10. og 11. klasse.
I uorganiske stoffer er oksidasjonstilstanden til karbon +II og +IV. Med disse oksidasjonstilstandene til karbon er det to oksid.
Karbonmonoksid (II) er en fargeløs, luktfri, giftig gass. Det trivielle navnet er karbonmonoksid. Dannes under ufullstendig forbrenning av karbonholdig drivstoff. For den elektroniske strukturen til molekylet, se side 121. I henhold til de kjemiske egenskapene er CO et ikke-saltdannende oksid, når det varmes opp, viser det reduserende egenskaper (reduserer mange oksider av lite aktive metaller til metall).
Karbonmonoksid (IV) er en fargeløs, luktfri gass. Det trivielle navnet er karbondioksid. Surt oksid. Det er litt løselig i vann (fysisk), reagerer delvis med det og danner kull syre H 2 CO 3 (molekyler av dette stoffet finnes bare i svært fortynnede vandige løsninger).
Karbonsyre er en svært svak syre (se vedlegg 13), dibasisk, danner to rader salter(karbonater og bikarbonater). De fleste karbonater er uløselige i vann. Av hydrokarbonatene eksisterer bare alkalimetall- og ammoniumhydrokarbonater som enkeltstoffer. Både karbonation og bikarbonation er basepartikler, derfor gjennomgår både karbonater og bikarbonater i vandige løsninger hydrolyse ved anionet.
Av karbonatene er de viktigste natriumkarbonat Na 2 CO 3 (brus, soda, vaskebrus), natriumbikarbonat NaHCO 3 (natron, natron), kaliumkarbonat K 2 CO 3 (potaske) og kalsiumkarbonat CaCO 3 (kritt, marmor, kalkstein).
Kvalitativ reaksjon for nærvær av karbondioksid i gassblandingen: dannelsen av et kalsiumkarbonatutfelling når testgassen føres gjennom kalkvann (en mettet løsning av kalsiumhydroksid) og den påfølgende oppløsningen av utfellingen når gassen passerer videre. Reaksjoner som finner sted: Grunnstoffet silisium danner en enkelt stoff med samme navn. Dette er et ikke-molekylært stoff med strukturen til diamant, som silisium er bare litt dårligere i hardhet. I løpet av det siste halve århundret har silisium blitt et helt essensielt materiale for vår sivilisasjon, siden dets enkeltkrystaller brukes i nesten alt elektronisk utstyr.
Silisium er et ganske inert stoff. ved romtemperatur reagerer den ikke med praktisk talt noe annet enn fluor og hydrogenfluorid:
Si + 2F2 = SiF4;
Si + 4HF = SiF4 + 2H2.
Når det varmes opp i form av et finmalt pulver, brenner det i oksygen og danner dioksid (SiO 2). Når det er smeltet med alkali eller kokt med konsentrerte løsninger av alkalier, danner det silikater:

Si + 4NaOH = Na4Si04 + 2H2;
Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2.

Silisiummonoksid SiO – ikke-saltdannende oksid; oksiderer lett til dioksid.
Silisiumdioksid SiO 2 er et ikke-molekylært stoff med en rammestruktur. Reagerer ikke med vann. surt oksid - når det smeltes sammen med alkalier, danner det silikater, for eksempel:
SiO 2 + 2 NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O. Aluminium er det nest vanligste grunnstoffet i jordens litosfære etter silisium. Alene og sammen med silisium danner den mange mineraler: feltspat, glimmer, korund Al 2 O 3 og dens dyrebare varianter (fargeløs leukosafir, kromholdig rubin, titanholdig safir).
Det enkle stoffet aluminium er et sølvhvitt skinnende lettmetall. Rent aluminium er veldig mykt, det kan rulles inn i tynn folie og tråd kan trekkes ut av det. Aluminium har god elektrisk ledningsevne. Den er motstandsdyktig mot atmosfæriske påvirkninger. Aluminiumslegeringer er ganske harde, men kan behandles godt. Aluminium er ikke giftig. Alt dette tillater bruk av aluminium i et bredt spekter av bransjer: innen luftfart, elektro, næringsmiddelindustri og konstruksjon. Aluminium er også mye brukt i hverdagen. Aluminium produseres ved elektrolyse av smelten av dets forbindelser.
Den kjemiske tregheten til aluminium er forårsaket av tilstedeværelsen av en tett oksidfilm på overflaten, som forhindrer kontakt av metallet med reagenset. Når denne filmen fjernes kjemisk eller mekanisk, blir aluminium veldig aktivt. Således, blottet for en oksidfilm, antennes aluminium spontant og brenner i luft uten ytterligere oppvarming.
De reduserende egenskapene til aluminium er spesielt uttalte ved oppvarming. Under disse forholdene reduserer det mange metaller fra oksider: ikke bare jern, titan, zirkonium, men til og med kalsium og barium.
Aluminiumoksid Al 2 O 3 (trivielle navn - alumina, korund) er et ikke-molekylært stoff, bindingen som er dårlig beskrevet som både ionisk og kovalent. Som alltid i disse tilfellene er det et amfotert oksid. Det oppnås ved kalsinering av aluminiumhydroksid, som også har amfotere egenskaper.
Det hydratiserte aluminiumionet er en kationsyre, så løselige aluminiumsalter er ganske høyt hydrolysert.
Av aluminiumsaltene er det mest brukte kaliumalun KAl(SO 4) 2 ·12H 2 O -t. Det er et ikke-hygroskopisk, perfekt krystalliserende stoff. Løsningen oppfører seg som en blanding av løsninger av to forskjellige sulfater: kaliumsulfat og aluminiumsulfat. Strukturen til alun kan uttrykkes med formelen: (SO 4) 2.

1. Skriv beskrivende ligninger for reaksjonene gitt i teksten til avsnittet.
2. Lag reaksjonsligninger som karakteriserer de kjemiske egenskapene til a) aluminium, b) aluminiumhydroksid, i) kaliumalun.
Kjemiske egenskaper av aluminiumsalter

Nøkkelord i abstraktet: karbon, silisium, elementer fra IVA-gruppen, elementers egenskaper, diamant, grafitt, karbin, fulleren.

Gruppe IV-elementer er karbon, silisium, germanium, tinn og bly. La oss se nærmere på egenskapene til karbon og silisium. Tabellen viser de viktigste egenskapene til disse elementene.

I nesten alle deres forbindelser, karbon og silisium tetravalent , deres atomer er i en eksitert tilstand. Konfigurasjonen av valenslaget til et karbonatom endres når atomet eksiteres:

Konfigurasjonen av valenslaget til silisiumatomet endres på samme måte:

Det ytre energinivået til karbon- og silisiumatomer inneholder 4 uparede elektroner. Radiusen til silisiumatomet er større; det er ledige flekker på valenslaget. 3 d-orbitaler, forårsaker dette forskjeller i naturen til bindingene som danner silisiumatomer.

Oksydasjonstilstandene til karbon varierer i området fra –4 til +4.

Et karakteristisk trekk ved karbon er dets evne til å danne kjeder: karbonatomer forbinder seg med hverandre og danner stabile forbindelser. Lignende silisiumforbindelser er ustabile. Karbons evne til å danne kjeder bestemmer eksistensen av et stort antall organiske forbindelser .

TIL uorganiske forbindelser karbon inkluderer dets oksider, karbonsyre, karbonater og bikarbonater, karbider. De resterende karbonforbindelsene er organiske.

Karbonelementet er preget av allotropi, dens allotropiske modifikasjoner er diamant, grafitt, karbyne, fulleren. Andre allotropiske modifikasjoner av karbon er nå kjent.

Kull Og sot kan sees på som amorf varianter av grafitt.

Silisium danner et enkelt stoff - krystallinsk silisium. Det er amorft silisium - et hvitt pulver (uten urenheter).

Egenskapene til diamant, grafitt og krystallinsk silisium er gitt i tabellen.

Årsaken til de åpenbare forskjellene i de fysiske egenskapene til grafitt og diamant skyldes forskjellige strukturen til krystallgitteret . I en diamantkrystall dannes hvert karbonatom (unntatt de på overflaten av krystallen) fire like sterke bindinger med nabokarbonatomer. Disse bindingene er rettet mot toppene til tetraederet (som i CH 4-molekylet). Således, i en diamantkrystall, er hvert karbonatom omgitt av fire av de samme atomene, lokalisert ved hjørnene av tetraederet. Symmetrien og styrken til C–C-bindinger i en diamantkrystall bestemmer dens eksepsjonelle styrke og mangel på elektronisk ledningsevne.

I grafitt krystall Hvert karbonatom danner tre sterke, ekvivalente bindinger med nabokarbonatomer i samme plan i en vinkel på 120°. I dette planet dannes et lag bestående av flate seksleddede ringer.

I tillegg har hvert karbonatom ett uparet elektron. Disse elektronene danner et felles elektronsystem. Sammenhengen mellom lagene skyldes relativt svake intermolekylære krefter. Lagene er plassert i forhold til hverandre på en slik måte at karbonatomet i det ene laget er plassert over midten av sekskanten til det andre laget. C–C-bindingslengden inne i laget er 0,142 nm, avstanden mellom lagene er 0,335 nm. Som et resultat er bindingene mellom lagene mye svakere enn bindingene mellom atomene i laget. Dette avgjør egenskaper til grafitt: Den er myk, lett å flasse, har en grå farge og en metallisk glans, er elektrisk ledende og er mer kjemisk reaktiv enn diamant. Modeller av krystallgitter av diamant og grafitt er vist i figuren.

Er det mulig å gjøre grafitt om til diamant? Denne prosessen kan utføres under tøffe forhold - ved et trykk på omtrent 5000 MPa og ved temperaturer fra 1500 °C til 3000 °C i flere timer i nærvær av katalysatorer (Ni). Hovedtyngden av produktene er små krystaller (fra 1 til flere mm) og diamantstøv.

Karbin- allotropisk modifikasjon av karbon, der karbonatomer danner lineære kjeder av typen:

–С≡іС≡іС≡і(α-karbin, polyyn) eller =C=C=C=C=C=C=(β-karbyn, polyen)

Avstanden mellom disse kjedene er mindre enn mellom grafittlagene på grunn av sterkere intermolekylære interaksjoner.

Carbyne er et svart pulver og er en halvleder. Kjemisk er den mer aktiv enn grafitt.

Fulleren– allotrop modifikasjon av karbon dannet av molekylene C60, C70 eller C84. På den sfæriske overflaten av C60-molekylet er karbonatomer lokalisert i toppunktene til 20 vanlige sekskanter og 12 vanlige femkanter. Alle fullerener er lukkede strukturer av karbonatomer. Fullerenkrystaller er stoffer med en molekylær struktur.

Silisium. Det er bare én stabil allotrop modifikasjon av silisium, hvis krystallgitter ligner på diamant. Silisium er hardt, ildfast ( t° pl = 1412 °C), en veldig skjør substans av mørkegrå farge med en metallisk glans, under standardforhold er det en halvleder.

Element	C	Si	Ge	Sn	Pb
Serienummer	6	14	32	50	82
Atommasse (relativ)	12,011	28,0855	72,59	118,69	207,2
Tetthet (n.s.), g/cm 3	2,25	2,33	5,323	7,31	11,34
t pl, °C	3550	1412	273	231	327,5
t kip, °C	4827	2355	2830	2600	1749
Ioniseringsenergi, kJ/mol	1085,7	786,5	762,1	708,6	715,2
Elektronisk formel	2s 2 2p 2	3s 2 3p 2	3d 10 4s 2 4p 2	4d 10 5s 2 5p 2	4f 14 5d 10 6s 2 6p 2
Elektronegativitet (ifølge Pauling)	2,55	1,9	2,01	1,96	2,33

Elektroniske formler for edle gasser:

• Han - 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 ;

Ris. Strukturen til karbonatomet.

Gruppe 14 (gruppe IVa i henhold til den gamle klassifiseringen) av D.I. Mendeleevs periodiske tabell over kjemiske elementer inkluderer 5 elementer: karbon, silisium, germanium, tinn, bly (se tabellen ovenfor). Karbon og silisium er ikke-metaller, germanium er et stoff som har metalliske egenskaper, tinn og bly er typiske metaller.

Det vanligste elementet i gruppe 14(IVa) i jordskorpen er silisium (det nest vanligste grunnstoffet på jorden etter oksygen) (27,6 % i masse), etterfulgt av: karbon (0,1 %), bly (0,0014 %) , tinn ( 0,00022%), germanium (0,00018%).

Silisium, i motsetning til karbon, finnes ikke i fri form i naturen; det kan bare finnes i bundet form:

• SiO 2 - silika, funnet i form av kvarts (del av mange bergarter, sand, leire) og dens varianter (agat, ametyst, bergkrystall, jaspis, etc.);
• silikater rike på silisium: talkum, asbest;
• aluminosilikater: feltspat, glimmer, kaolin.

Germanium, tinn og bly finnes heller ikke i fri form i naturen, men er en del av noen mineraler:

• germanium: (Cu 3 (Fe, Ge)S 4) - germanittmineral;
• tinn: SnO 2 - kassiteritt;
• bly: PbS - galena; PbSO 4 - vinkelsted; PbCO 3 - cerussitt.

Alle elementer i 14(IVa)-gruppen i en ueksitert tilstand på det ytre energinivået har to uparrede p-elektroner (valens 2, for eksempel CO). Ved overgang til en eksitert tilstand (prosessen krever energi), "hopper" ett paret s-elektron på det ytre nivået til en fri p-orbital, og danner dermed 4 "ensomme" elektroner (ett på s-subnivået og tre på p-sublevel) , som utvider valensevnen til elementer (valens er 4: for eksempel CO 2).

Ris. Overgang av et karbonatom til en eksitert tilstand.

Av grunnen ovenfor kan elementer fra gruppe 14(IVa) oppvise oksidasjonstilstander: +4; +2; 0; -4.

Siden "hoppet" av et elektron fra s-undernivået til p-undernivået i serien fra karbon til bly krever mer og mer energi (mye mindre energi kreves for å eksitere et karbonatom enn å eksitere et blyatom), karbon «mer villig» går inn i forbindelser der valensen er fire; og bly - to.

Det samme kan sies om oksidasjonstilstander: i serien fra karbon til bly avtar manifestasjonen av oksidasjonstilstander +4 og -4, og oksidasjonstilstanden +2 øker.

Siden karbon og silisium er ikke-metaller, kan de vise enten en positiv eller negativ oksidasjonstilstand, avhengig av forbindelsen (i forbindelser med mer elektronegative elementer gir C og Si opp elektroner, og øker i forbindelser med mindre elektronegative elementer):

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

Ge, Sn, Pb, som metaller i forbindelser, gir alltid fra seg elektronene sine:

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

Elementene i karbongruppen danner følgende forbindelser:

• ustabil flyktige hydrogenforbindelser(generell formel EH 4), hvorav kun metan CH 4 er en stabil forbindelse.
• ikke-saltdannende oksider- lavere oksider CO og SiO;
• sure oksider- høyere oksider CO 2 og SiO 2 - de tilsvarer hydroksyder, som er svake syrer: H 2 CO 3 (karbonsyre), H 2 SiO 3 (kiselsyre);
• amfotere oksider- GeO, SnO, PbO og GeO 2, SnO 2, PbO 2 - sistnevnte tilsvarer hydroksyder (IV) av germanium Ge(OH) 4, strontium Sn(OH) 4, bly Pb(OH) 4;