Características gerais do grupo IVA da Tabela Periódica. Elementos do grupo IVA Características gerais dos elementos dos grupos IIIA, IVA e VA

O grupo IVA contém os elementos mais importantes, sem os quais não existiríamos nem nós nem a Terra em que vivemos. Este carbono é a base de toda a vida orgânica e o silício é o “monarca” do reino mineral.

Se o carbono e o silício são não-metais típicos, e o estanho e o chumbo são metais, então o germânio ocupa uma posição intermediária. Alguns livros classificam-no como não-metal, enquanto outros o classificam como metal. É de cor branco prateado e tem aparência metálica, mas tem uma estrutura cristalina semelhante ao diamante e é um semicondutor como o silício.

Do carbono ao chumbo (com propriedades não metálicas decrescentes):

c a estabilidade do estado de oxidação negativo diminui (-4)

c a estabilidade do estado de oxidação positivo mais alto diminui (+4)

c a estabilidade do estado de oxidação positivo baixo aumenta (+2)

O carbono é o principal componente de todos os organismos. Na natureza, existem substâncias simples formadas por carbono (diamante, grafite) e compostos (dióxido de carbono, vários carbonatos, metano e outros hidrocarbonetos no gás natural e no petróleo). A fração mássica de carbono em carvões chega a 97%.
Um átomo de carbono no estado fundamental pode formar duas ligações covalentes por um mecanismo de troca, mas em condições normais tais compostos não são formados. Quando um átomo de carbono entra em um estado excitado, ele usa todos os quatro elétrons de valência.
O carbono forma muitas modificações alotrópicas (ver Fig. 16.2). São diamante, grafite, carabina e vários fulerenos.

Nas substâncias inorgânicas, o estado de oxidação do carbono é +II e +IV. Com esses estados de oxidação do carbono, existem dois óxidos.
O monóxido de carbono (II) é um gás incolor, inodoro e venenoso. O nome trivial é monóxido de carbono. Formado durante a combustão incompleta de combustível contendo carbono. Para a estrutura eletrônica de sua molécula, consulte a página 121. De acordo com as propriedades químicas, o CO é um óxido não formador de sal, quando aquecido apresenta propriedades redutoras (reduz muitos óxidos de metais pouco ativos a metal).
O monóxido de carbono (IV) é um gás incolor e inodoro. O nome trivial é dióxido de carbono. Óxido ácido. É ligeiramente solúvel em água (fisicamente), reage parcialmente com ela, formando ácido carbônico H2CO3 (as moléculas desta substância existem apenas em soluções aquosas muito diluídas).
O ácido carbônico é um ácido dibásico muito fraco que forma duas séries de sais (carbonatos e bicarbonatos). A maioria dos carbonatos é insolúvel em água. Dos hidrocarbonatos, apenas os hidrocarbonatos de metais alcalinos e de amônio existem como substâncias individuais. Tanto o íon carbonato quanto o íon bicarbonato são partículas de base, portanto, tanto os carbonatos quanto os bicarbonatos em soluções aquosas sofrem hidrólise no ânion.
Dos carbonatos, os mais importantes são o carbonato de sódio Na2CO3 (refrigerante, carbonato de sódio, bicarbonato de sódio), bicarbonato de sódio NaHCO3 (bicarbonato de sódio, bicarbonato de sódio), carbonato de potássio K2CO3 (potássio) e carbonato de cálcio CaCO3 (giz, mármore, calcário).
Reação qualitativa à presença de dióxido de carbono em uma mistura gasosa: a formação de um precipitado de carbonato de cálcio ao passar o gás de teste através de água de cal (uma solução saturada de hidróxido de cálcio) e a subsequente dissolução do precipitado ao passar novamente o gás. Reações ocorrendo:

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

Na farmacologia e na medicina, vários compostos de carbono são amplamente utilizados - derivados de ácido carbônico e ácidos carboxílicos, vários heterociclos, polímeros e outros compostos. Assim, o carboleno (carvão ativado) é usado para absorver e remover diversas toxinas do corpo; grafite (na forma de pomadas) - para tratamento de doenças de pele; isótopos de carbono radioativos - para pesquisa científica (datação por radiocarbono).

O carbono é a base de todas as substâncias orgânicas. Qualquer organismo vivo consiste em grande parte de carbono. O carbono é a base da vida. A fonte de carbono para os organismos vivos é geralmente o CO 2 da atmosfera ou da água. Através da fotossíntese, entra nas cadeias alimentares biológicas nas quais os seres vivos comem uns aos outros ou os restos mortais uns dos outros e, assim, obtêm carbono para construir os seus próprios corpos. O ciclo biológico do carbono termina por oxidação e retorno à atmosfera, ou por soterramento na forma de carvão ou petróleo.

Reações analíticas do íon carbonato CO 3 2-

Carbonatos são sais de ácido carbônico H 2 CO 3 instável e muito fraco, que em estado livre em soluções aquosas é instável e se decompõe com liberação de CO 2: H 2 CO 3 - CO 2 + H 2 O

Carbonatos de amônio, sódio, rubídio e césio são solúveis em água. O carbonato de lítio é ligeiramente solúvel em água. Carbonatos de outros metais são ligeiramente solúveis em água. Os hidrocarbonetos dissolvem-se na água. Os íons carbonato em soluções aquosas são incolores e sofrem hidrólise. As soluções aquosas de bicarbonatos de metais alcalinos não adquirem cor quando lhes é adicionada uma gota de solução de fenolftaleína, o que permite distinguir soluções de carbonatos de soluções de bicarbonatos (teste farmacopéico).

1.Reação com cloreto de bário.

Ba 2+ + CO3 2 - -> BaCO 3 (branco fino cristalino)

Precipitados de carbonato semelhantes são produzidos por cátions de cálcio (CaCO 3) e estrôncio (SrCO 3). O precipitado se dissolve em ácidos minerais e ácido acético. Em uma solução de H 2 SO 4, forma-se um precipitado branco de BaSO 4.

Uma solução de HC1 é adicionada lentamente, gota a gota, ao precipitado até que o precipitado esteja completamente dissolvido: BaCO3 + 2 HC1 -> BaCl 2 + CO 2 + H 2 O

2. Reação com sulfato de magnésio (farmacopeia).

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

Hidrocarbonato - íon HCO 3 - forma um precipitado MgCO 3 com sulfato de magnésio somente quando fervido: Mg 2+ + 2 HCO3- -> MgCO 3 + CO 2 + H 2 O

O precipitado de MgCO 3 se dissolve em ácidos.

3. Reação com ácidos minerais (farmacopeia).

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

O CO 2 gasoso liberado é detectado pela turbidez do barítono ou água de cal em um dispositivo de detecção de gases, bolhas de gás (CO 2), e no tubo receptor - turbidez da solução.

4.Reação com hexacianoferrato de uranila (II).

2CO 3 2 - + (UO 2) 2 (marrom) -> 2 UO 2 CO 3 (incolor) + 4 -

Uma solução marrom de hexacianoferrato de uranila (II) é preparada misturando uma solução de acetato de uranila (CH 3 COO) 2 UO 2 com uma solução de hexacianoferrato de potássio (II):

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

Uma solução de Na 2 CO 3 ou K 2 CO 3 é adicionada gota a gota à solução resultante com agitação até que a cor marrom desapareça.

5. Descoberta separada de íons carbonato e íons bicarbonato por meio de reações com cátions cálcio e amônia.

Se íons carbonato e íons bicarbonato estiverem presentes simultaneamente na solução, cada um deles pode ser aberto separadamente.

Para fazer isso, primeiro adicione um excesso de solução de CaCl 2 à solução analisada. Neste caso, o CO3 2 é precipitado na forma de CaCO 3:

CO3 2 - + Ca 2+ = CaCO 3

Os íons bicarbonato permanecem em solução, uma vez que Ca(HCO 3) 2 soluções em água. O precipitado é separado da solução e uma solução de amônia é adicionada a esta. HCO 2 - ânions com amônia e cátions de cálcio novamente dão um precipitado de CaCO 3: HCO 3 - + Ca 2+ + NH 3 -> CaCO3 + NH 4 +

6. Outras reações do íon carbonato.

Os íons carbonato, ao reagirem com cloreto de ferro (III) FeCl 3, formam um precipitado marrom Fe(OH)CO 3, com nitrato de prata - um precipitado branco de carbonato de prata Ag 2 CO3, solúvel em HbTO3 e decomposto quando fervido em água até um precipitado escuro Ag 2 O ISO 2: Ag 2 CO 3 -> Ag 2 O + CO 2

Reações analíticas do íon acetato CH 3 COO"

Acetato - íon CH 3 COO- - ânion do ácido acético monobásico fraco CH 3 COOH: incolor em soluções aquosas, sofre hidrólise, não possui propriedades redox; É um ligante bastante eficaz e forma complexos de acetato estáveis ​​com cátions de muitos metais. Ao reagir com álcoois em ambiente ácido, produz ésteres.

Acetatos de amônio, álcalis e muitos outros metais são altamente solúveis em água. Acetatos de prata CH 3 COOAg e mercúrio (I) são menos solúveis em água do que acetatos de outros metais.

1. Reação com cloreto de ferro (III) (farmacopeia).

Em pH = 5-8, o íon acetato com cátions Fe (III) forma acetato vermelho escuro solúvel (a cor do chá forte) ou oxiacetato de ferro (III).

Em solução aquosa é parcialmente hidrolisado; a acidificação da solução com ácidos minerais suprime a hidrólise e leva ao desaparecimento da cor vermelha da solução.

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

Ao ferver, um precipitado marrom-avermelhado de acetato básico de ferro (III) precipita da solução:

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

Dependendo da proporção das concentrações de íons ferro (III) e acetato, a composição do sedimento pode mudar e corresponder, por exemplo, às fórmulas: Fe OH (CH 3 COO) 2, Fe 3 (OH) 2 O 3 (CH 3 COO), Fe 3 O (OH)(CH 3 COO) 6 ou Fe 3 (OH) 2 (CH 3 COO) 7.

A reação é dificultada pelos ânions CO 3 2 -, SO 3 "-, PO 4 3 -, 4, que formam precipitação com o ferro (III), bem como pelos ânions SCN- (dando complexos vermelhos com cátions Fe 3+) , iodeto - íon G, oxida em iodo 1 2, dando à solução uma cor amarela.

2. Reação com ácido sulfúrico.

O íon acetato em um ambiente fortemente ácido se transforma em ácido acético fraco, cujos vapores apresentam odor característico de vinagre:

CH 3 COO- + H +<- СН 3 СООН

A reação é dificultada pelos ânions NO 2 \ S 2 -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2 -, que também liberam produtos gasosos com odor característico em ambiente concentrado de H 2 SO4.

3. Reação de formação de éter etílico acético (farmacopéia).

A reação é realizada em ambiente de ácido sulfúrico. Com 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

O acetato de etila liberado é detectado pelo seu odor característico e agradável. Os sais de prata catalisam esta reação, por isso é recomendado adicionar uma pequena quantidade de AgNO 3 ao realizar esta reação.

Da mesma forma, ao reagir com o álcool amílico C 5 HcOH, também se forma acetato de amila CH 3 SOOC 5 Ni (-pêra-), que possui um odor agradável.Sente-se o odor característico do acetato de etila, que se intensifica quando a mistura é suavemente aquecida .

Reações analíticas de tartarato - íon POC - CH(OH) - CH(OH) - CONST. O íon tartarato é um ânion do ácido tartárico dibásico fraco:

HO-CH-COOH

HO-CH-COOH

O íon tartarato é altamente solúvel em água. Em soluções aquosas, os íons tartarato são incolores, sofrem hidrólise e são propensos à formação de complexos, dando origem a complexos tartarato estáveis ​​com cátions de muitos metais. O ácido tartárico forma duas séries de sais - tartaratos médios contendo um tartarato duplamente carregado - o íon COCH(OH)CH(OH)COO -, e tartaratos ácidos - hidrotartaratos contendo um tartarato de hidrogênio com carga única - o HOOOCH(OH)CH(OH) COO - íon. O hidrogenotartarato de potássio (-tártaro-) KNS 4 H 4 O 6 é praticamente insolúvel em água, que é usada para abrir cátions de potássio. O sal de cálcio médio também é ligeiramente solúvel em água. O sal médio de potássio K 2 C 4 H 4 O 6 é altamente solúvel em água.

I. Reação com cloreto de potássio (farmacopeia).

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

2. Reação com resorcinol em ambiente ácido (farmacopéia).

Os tartaratos, quando aquecidos com resorcinol meta - C 6 H 4 (OH) 2 em ácido sulfúrico concentrado, formam produtos de reação vermelho-cereja.

14) Reações com complexo de amônia de prata. Um precipitado preto de prata metálica cai.

15) Reação com sulfato de ferro (II) e peróxido de hidrogênio.

Adicionar uma solução aquosa diluída de FeSO 4 e H 2 O 2 a uma solução contendo tartaratos. leva à formação de um complexo de ferro instável e de cor enrugada. O tratamento subsequente com solução alcalina de NaOH leva à cor azul do complexo.

Reações analíticas do íon oxalato C 2 O 4 2-

O íon oxalato C 2 O 4 2- é um ânion do ácido oxálico dibásico H 2 C 2 O 4 de força média, relativamente bem solúvel em água. O íon oxalato em soluções aquosas é incolor, parcialmente hidrolisado, um forte agente redutor, um ligante eficaz - forma complexos de oxalato estáveis ​​​​com cátions de muitos metais. Os oxalatos de metais alcalinos, magnésio e amônio são solúveis em água, enquanto outros metais são ligeiramente solúveis em água.

1Reação com cloreto de bário Ba 2+ + C 2 O 4 2- = BaC 2 O 4 (branco) O precipitado dissolve-se em ácidos minerais e em ácido acético (em ebulição). 2. Reação com cloreto de cálcio (farmacopeia): Ca 2+ + C 2 O 4 2 - = CaC 2 O 4 (branco)

O precipitado é solúvel em ácidos minerais, mas insolúvel em ácido acético.

3. Reação com nitrato de prata.

2 Ag + + C 2 O 4 2 - -> Ag2C2O 4 .|.(coalhado) Teste de solubilidade. O sedimento é dividido em 3 partes:

A). No primeiro tubo de ensaio com o precipitado, adicione uma solução de HNO 3 gota a gota com agitação até que o precipitado se dissolva;

b). Adicione uma solução concentrada de amônia gota a gota com agitação ao segundo tubo de ensaio com o precipitado até que o precipitado se dissolva; V). Adicione 4-5 gotas de solução de HC1 ao terceiro tubo de ensaio com o sedimento; Um precipitado branco de cloreto de prata permanece no tubo de ensaio:

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

4.Reação com permanganato de potássio. Os íons oxalato com KMnO 4 em ambiente ácido são oxidados com liberação de CO 2; a solução de KMpO 4 fica descolorida devido à redução do manganês (VII) a manganês (II):

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

Solução diluída de KMnO 4. Este último fica descolorido; observa-se a liberação de bolhas de gás - CO 2.

38 Elementos do Grupo VA

Características gerais do grupo VA da Tabela Periódica. na forma s x p y a configuração eletrônica do nível de energia externo dos elementos do grupo VA.

O arsênico e o antimônio têm diferentes modificações alotrópicas: com uma rede cristalina molecular e metálica. No entanto, com base na comparação da estabilidade das formas catiônicas (As 3+, Sb 3+), o arsênico é classificado como não-metal e o antimônio é classificado como metal.

estados de oxidação estáveis ​​para elementos do grupo VA

Do nitrogênio ao bismuto (com diminuição das propriedades não metálicas):

c a estabilidade do estado de oxidação negativo (-3) diminui (m. propriedades dos compostos de hidrogênio)

c a estabilidade do estado de oxidação positivo mais alto diminui (+5)

c a estabilidade do estado de oxidação positivo baixo aumenta (+3)

saber

• posição do carbono e do silício na tabela periódica, ocorrência na natureza e aplicação prática;
• estrutura atômica, valência, estados de oxidação do carbono e do silício;
• métodos de produção e propriedades de substâncias simples - grafite, diamante e silício; novas formas alotrópicas de carbono;
• principais tipos de compostos de carbono e silício;
• características dos elementos do subgrupo germânio;

ser capaz de

• elaborar equações de reação para a produção de substâncias simples carbono e silício e reações que caracterizem as propriedades químicas dessas substâncias;
• comparar as propriedades dos elementos do grupo carbono;
• caracterizar compostos praticamente importantes de carbono e silício;
• realizar cálculos usando equações de reação nas quais estão envolvidos carbono e silício;

ter

Habilidades em prever o curso de reações envolvendo carbono, silício e seus compostos.

A estrutura dos átomos. Prevalência na natureza

O grupo IVA da tabela periódica é composto por cinco elementos com números atômicos pares: carbono C, silício Si, germânio Ge, estanho Sn e chumbo Pb (Tabela 21.1). Na natureza, todos os elementos do grupo são misturas de isótopos estáveis. O carbono tem duas isógonos - *|C (98,9%) e *§C (1,1%). Além disso, na natureza existem vestígios do isótopo radioativo "|С с t-t= 5730 anos. É constantemente formado durante colisões de nêutrons da radiação cósmica com núcleos de nitrogênio na atmosfera terrestre:

Tabela 21.1

Características dos elementos do grupo IVA

* Elemento biogênico.

O principal isótopo do carbono é de particular importância na química e na física, uma vez que se baseia na unidade de massa atómica, nomeadamente { /2 parte da massa de um átomo ‘ICO Sim).

O silício possui três isótopos na natureza; Dentre eles, o mais comum é ^)Si (92,23%). O germânio possui cinco isótopos (j^Ge - 36,5%). Estanho - 10 isótopos. Este é um recorde entre os elementos químicos. O mais comum é 12,5 gSn (32,59%). O chumbo tem quatro isótopos: 2 §^Pb (1,4%), 2 §|Pb (24,1%), 2 82?b (22,1%) e 2 82?b (52,4%). Os três últimos isótopos de chumbo são os produtos finais da decomposição dos isótopos radioativos naturais de urânio e tório e, portanto, seu conteúdo na crosta terrestre aumentou ao longo da existência da Terra.

Em termos de abundância na crosta terrestre, o carbono é um dos dez principais elementos químicos. É encontrado na forma de grafite, muitos tipos de carvão, como parte de petróleo, gás combustível natural, formações calcárias (CaCO e), dolomita (CaC0 3 -MgC0 3) e outros carbonatos. O diamante natural, embora constitua uma parte insignificante do carbono disponível, é extremamente valioso como um mineral bonito e mais duro. Mas, é claro, o maior valor do carbono reside no fato de ser a base estrutural das substâncias bioorgânicas que formam os corpos de todos os organismos vivos. O carbono é justamente considerado o primeiro entre muitos elementos químicos necessários à existência de vida.

O silício é o segundo elemento mais abundante na crosta terrestre. Areia, argila e muitas rochas que você vê são compostas de minerais de silício. Com exceção das variedades cristalinas de óxido de silício, todos os seus compostos naturais são silicatos, ou seja sais de vários ácidos silícicos. Estes ácidos em si não foram obtidos como substâncias individuais. Os ortossilicatos contêm íons SiOj~, os metassilicatos consistem em cadeias poliméricas (Si0 3 ") w. A maioria dos silicatos é construída sobre uma estrutura de átomos de silício e oxigênio, entre os quais átomos de quaisquer metais e alguns não metais (flúor) podem ser localizados. Bem -minerais de silício conhecidos incluem quartzo Si0 2, feldspatos (ortoclásio KAlSi 3 0 8), micas (moscovita KAl 3 H 2 Si 3 0 12). No total, mais de 400 minerais de silício são conhecidos. Mais da metade das joias e ornamentais pedras são compostos de silício. A estrutura de oxigênio-silício causa minerais de silício de baixa solubilidade na água. Somente a partir de fontes termais subterrâneas ao longo de milhares de anos é que podem ser depositados crescimentos e crostas de compostos de silício. Rochas deste tipo incluem jaspe.

Não há necessidade de falar na época da descoberta do carbono, do silício, do estanho e do chumbo, pois eles são conhecidos na forma de substâncias ou compostos simples desde a antiguidade. O germânio foi descoberto por K. Winkler (Alemanha) em 1886 no raro mineral argirodita. Logo ficou claro que a existência de um elemento com tais propriedades foi prevista por D. I. Mendeleev. O nome do novo elemento causou polêmica. Mendeleev, em carta a Winkler, apoiou fortemente o nome germânio.

Os elementos do grupo IVA têm quatro elétrons de valência em sua parte mais externa e- e p-subníveis:

Fórmulas eletrônicas de átomos:

No estado fundamental, esses elementos são divalentes e, no estado excitado, tornam-se tetravalentes:

O carbono e o silício formam poucos compostos químicos no estado divalente; em quase todos os compostos estáveis ​​eles são tetravalentes. Mais abaixo no grupo, a estabilidade do estado divalente aumenta para germânio, estanho e chumbo e a estabilidade do estado tetravalente diminui. Portanto, os compostos de chumbo (1U) comportam-se como fortes agentes oxidantes. Este padrão também é evidente no grupo VA. Uma diferença importante entre o carbono e outros elementos do grupo é a capacidade de formar ligações químicas em três diferentes estados de hibridização - sp, sp 2 E sp3. O silício praticamente só resta um estado híbrido sp3. Isto é claramente evidente quando se comparam as propriedades dos compostos de carbono e silício. Por exemplo, o monóxido de carbono CO 2 é um gás (dióxido de carbono) e o óxido de silício Si0 2 é uma substância refratária (quartzo). A primeira substância é gasosa porque quando sp-hibridização de carbono, todas as ligações covalentes são fechadas na molécula de C0 2:

A atração entre as moléculas é fraca e isso determina o estado da substância. No óxido de silício, quatro orbitais híbridos 5p 3 de silício não podem ser fechados em dois átomos de oxigênio. Um átomo de silício se liga a quatro átomos de oxigênio, cada um dos quais, por sua vez, se liga a outro átomo de silício. O resultado é uma estrutura de quadro com a mesma força de ligação entre todos os átomos (ver diagrama, vol. 1, p. 40).

Compostos de carbono e silício com a mesma hibridização, por exemplo metano CH 4 e silano SiH 4, são semelhantes em estrutura e propriedades físicas. Ambas as substâncias são gases.

A eletronegatividade dos elementos IVA é reduzida em comparação com os elementos do grupo VA, e isso é especialmente perceptível nos elementos do 2º e 3º períodos. A metalicidade dos elementos do grupo IVA é mais pronunciada do que no grupo VA. O carbono, na forma de grafite, é um condutor. O silício e o germânio são semicondutores, enquanto o estanho e o chumbo são verdadeiros metais.

16.1. Características gerais dos elementos dos grupos IIIA, IVA e VA

B Bor 0,776	C Carbono 0,620	N Azoto 0,521
Al Alumínio 1,312	Si Silício 1,068	P Fósforo 0,919
Gá Gálio 1,254	Ge Germânio 1,090	Como Arsênico 1,001
Em Índio 1,382	Sn Lata 1,240	Sb Antimônio 1,193
Tl Tálio 1,319	Pb Liderar 1,215	Bi Bismuto 1,295

A composição desses três grupos do sistema natural de elementos é mostrada na Figura 16.1. Os valores dos raios orbitais dos átomos (em angstroms) também são fornecidos aqui. É nesses grupos que a fronteira entre os elementos que formam metais (raio orbital maior que 1,1 angstroms) e elementos que formam não metais (raio orbital menor que 1,1 angstroms) é mais claramente visível. Na figura, esta borda é mostrada por uma linha dupla. Não devemos esquecer que esta fronteira ainda é arbitrária: o alumínio, o gálio, o estanho, o chumbo e o antimónio são certamente metais anfotéricos, mas o boro, o germânio e o arsénico também apresentam alguns sinais de anfotericidade.
Dos átomos dos elementos desses três grupos, os seguintes são mais frequentemente encontrados na crosta terrestre: Si (w = 25,8%), Al (w = 7,57%), P (w = 0,090%), C (w = 0,087%) e N (w = 0,030%). Esses são os que você encontrará neste capítulo.
Fórmulas eletrônicas de valência geral de átomos de elementos do grupo IIIA – ns 2 n.p. 1, grupo IVA – ns 2 n.p. 2, grupos VA – ns 2 n.p. 3. Os estados de oxidação mais elevados são iguais ao número do grupo. Os intermediários custam 2 a menos.
Todas as substâncias simples formadas pelos átomos desses elementos (com exceção do nitrogênio) são sólidas. Muitos elementos são caracterizados por alotropia (B, C, Sn, P, As). Existem apenas três substâncias moleculares estáveis: nitrogênio N2, fósforo branco P4 e arsênico amarelo As4.

Os elementos não metálicos desses três grupos tendem a formar compostos moleculares de hidrogênio com ligações covalentes. Além disso, o carbono contém tantos deles que os hidrocarbonetos e seus derivados são estudados por uma ciência separada - a química orgânica. O segundo maior número de compostos de hidrogênio entre esses elementos é o boro. Os borohidretos (boranos) são muito numerosos e de estrutura complexa, de modo que a química dos borohidretos também se tornou um ramo separado da química. O silício forma apenas 8 compostos de hidrogênio (silanos), nitrogênio e fósforo - dois cada, o restante - um composto de hidrogênio cada. Fórmulas moleculares dos compostos de hidrogênio mais simples e seus nomes:

A composição de óxidos superiores corresponde ao estado de oxidação mais elevado igual ao número do grupo. O tipo de óxidos superiores em cada grupo muda gradualmente com o aumento do número atômico de ácido para anfotérico ou básico.

O caráter ácido-base dos hidróxidos é muito diverso. Portanto, HNO 3 é um ácido forte e TlOH é um álcali.

1.Fazer fórmulas eletrónicas abreviadas e diagramas de energia dos átomos dos elementos dos grupos IIIA, IVA e VA. Indique os elétrons externos e de valência.

O átomo de nitrogênio possui três elétrons desemparelhados, portanto, pelo mecanismo de troca, pode formar três ligações covalentes. Pode formar outra ligação covalente pelo mecanismo doador-aceitador, no qual o átomo de nitrogênio adquire uma carga formal positiva de +1 e. Assim, o nitrogênio máximo é pentavalente, mas sua covalência máxima é quatro (isso explica a afirmação frequentemente encontrada de que o nitrogênio não pode ser pentavalente).
Quase todo o nitrogênio da Terra é encontrado na atmosfera do nosso planeta. Uma porção significativamente menor de nitrogênio está presente na litosfera na forma de nitratos. O nitrogênio faz parte dos compostos orgânicos contidos em todos os organismos e nos produtos de sua decomposição.
O nitrogênio forma o único simples molecular substância N 2 com uma ligação tripla diatômica na molécula (Fig. 16.2). A energia desta ligação é de 945 kJ/mol, o que excede os valores de outras energias de ligação (ver Tabela 21). Isto explica a inércia do nitrogênio em temperaturas normais. De acordo com suas características físicas, o nitrogênio é um gás incolor e inodoro, que conhecemos desde o nascimento (três quartos da atmosfera terrestre consiste em nitrogênio). O nitrogênio é ligeiramente solúvel em água.

O nitrogênio forma dois compostos de hidrogênio: amônia NH 3 e hidrazina N 2 H 6:

A amônia é um gás incolor com odor pungente e sufocante. A inalação descuidada de vapor concentrado de amônia pode causar espasmos e asfixia. A amônia é muito solúvel em água, o que é explicado pela formação de quatro ligações de hidrogênio com moléculas de água por cada molécula de amônia.

A molécula de amônia é uma partícula de base (ver Apêndice 14). Ao aceitar um próton, ele se transforma em um íon amônio. A reação pode ocorrer tanto em solução aquosa quanto em fase gasosa:

NH 3 + H 2 O NH 4 + OH (em solução);
NH 3 + H 3 O B = NH 4 + H 2 O (em solução);
NH 3g + HCl g = NH 4 Cl cr (na fase gasosa).

As soluções aquosas de amônia são alcalinas o suficiente para precipitar hidróxidos insolúveis, mas não alcalinas o suficiente para que os hidróxidos anfotéricos se dissolvam nelas e formem complexos hidroxo. Portanto, a solução de amônia é conveniente para a preparação de hidróxidos anfotéricos. p-elementos: Al(OH) 3, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, etc., por exemplo:

Pb2 + 2NH3 + 2H2O = Pb(OH)2 + 2NH4.

Quando inflamada no ar, a amônia queima para formar nitrogênio e água; ao interagir com o oxigênio na presença de um catalisador (Pt), ele é reversivelmente oxidado em monóxido de nitrogênio:

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O (sem catalisador),
4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2 O (com catalisador).

Quando aquecida, a amônia pode reduzir óxidos de metais pouco ativos, por exemplo, cobre:

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

Os sais de amônio em suas propriedades (exceto estabilidade térmica) são semelhantes aos sais de metais alcalinos. como estes últimos, quase todos são solúveis em água, mas, como o íon amônio é um ácido fraco, são hidrolisados ​​no cátion. Quando aquecidos, os sais de amônio se decompõem:

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

O nitrogênio em vários estados de oxidação forma cinco óxidos: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 e N 2 O 5.
O mais estável deles é o dióxido de nitrogênio. É um gás venenoso marrom com odor desagradável. Reage com água:

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

Com uma solução alcalina, a reação ocorre com a formação de nitrato e nitrito.
N 2 O e NO são óxidos não formadores de sal.
N 2 O 3 e N 2 O 5 são óxidos ácidos. Reagindo com a água, formam respectivamente soluções de ácidos nitroso e nítrico.

O oxoácido de nitrogênio no estado de oxidação +III é o ácido nitroso HNO 2. É um ácido fraco cujas moléculas existem apenas em solução aquosa. Seus sais são nitritos. O nitrogênio no ácido nitroso e nos nitritos é facilmente oxidado ao estado de oxidação +V.

Ao contrário do ácido nitroso, o ácido nítrico HNO 3 é um ácido forte. A estrutura de sua molécula pode ser expressa de duas maneiras:

O ácido nítrico mistura-se com a água em todos os aspectos, reagindo completamente com ela em soluções diluídas:

HNO3 + H2O = H3O + NO3

O ácido nítrico e suas soluções são fortes agentes oxidantes. Quando o ácido nítrico é diluído, sua atividade oxidativa diminui. Em soluções de ácido nítrico de qualquer concentração, os átomos oxidantes são principalmente átomos de nitrogênio, não de hidrogênio. Portanto, durante a oxidação de várias substâncias com ácido nítrico, o hidrogênio é liberado apenas como subproduto. Dependendo da concentração do ácido e da atividade redutora do outro reagente, os produtos da reação podem ser NO 2, NO, N 2 O, N 2 e até NH 4. Na maioria das vezes, forma-se uma mistura de gases, mas no caso do ácido nítrico concentrado, apenas o dióxido de nitrogênio é liberado:

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

No caso do ácido nítrico diluído, o monóxido de nitrogênio é liberado com mais frequência:

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

No caso de ácido nítrico muito diluído reagindo com um agente redutor forte (Mg, Al, Zn), formam-se íons de amônio:

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

Os metais que são passivados por ácido sulfúrico concentrado também são passivados por ácido nítrico concentrado.
Os sais do ácido nítrico - nitratos - são compostos termicamente instáveis. Quando aquecidos, eles se decompõem:
2KNO3 = 2KNO2 + O2;
2Zn(NO 3) 2 = 2ZnO + 4NO 2 + O 2;
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2.

1. Escreva equações descritivas para as reações dadas no texto do parágrafo.
2. Crie equações de reação caracterizando as propriedades químicas de a) amônia, b) ácido nítrico, c) nitrato de zinco.
Propriedades químicas da amônia e do ácido nítrico.

16.3. Fósforo

Ao contrário do átomo de nitrogênio, átomo o fósforo pode formar cinco ligações covalentes por um mecanismo de troca. A explicação tradicional para isso se resume à possibilidade de excitação de um dos 3 é-elétrons e sua transição para 3 d-subnível.
O elemento fósforo se forma bastante modificações alotrópicas. Destas, três modificações são as mais estáveis: fósforo branco, fósforo vermelho e fósforo preto. O fósforo branco é uma substância cerosa e tóxica, propensa à combustão espontânea no ar, composta por moléculas de P4. O fósforo vermelho é uma substância não molecular, menos ativa, de cor vermelho escuro e com uma estrutura bastante complexa. Normalmente, o fósforo vermelho sempre contém uma mistura de branco, portanto, tanto o fósforo branco quanto o vermelho são sempre armazenados sob uma camada de água. O fósforo negro também é uma substância não molecular com uma estrutura estrutural complexa.
As moléculas de fósforo branco são tetraédricas, o átomo de fósforo nelas é trivalente. Modelo ball-and-stick e fórmula estrutural da molécula de fósforo branco:

A estrutura do fósforo vermelho pode ser expressa pela fórmula estrutural:

O fósforo é obtido a partir do fosfato de cálcio por aquecimento com areia e coque:

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

O fósforo é mais caracterizado por compostos com estado de oxidação +V. Ao reagir com o excesso de cloro, o fósforo forma pentacloreto. Durante a combustão de qualquer modificação alotrópica do fósforo, um excesso de oxigênio é formado óxido fósforo(V):

4P + 5O2 = 2P2O5.

Existem duas modificações do óxido de fósforo (V): não molecular (com a fórmula mais simples P 2 O 5) e molecular (com a fórmula molecular P 4 O 10). O óxido de fósforo é geralmente uma mistura dessas substâncias.

Este óxido ácido muito higroscópico, reagindo com a água, forma sucessivamente ácidos metafosfóricos, difosfóricos e ortofosfóricos:

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.

Ortofosfórico ácido(geralmente chamado simplesmente de fosfórico) é um ácido tribásico fraco (ver Apêndice 13). É uma substância cristalina incolor, muito solúvel em água. Ao reagir com bases fortes, dependendo da proporção dos reagentes, forma três fileiras sais(ortofosfatos, hidroortofosfatos e dihidrogenortofosfatos - geralmente o prefixo “orto” é omitido de seus nomes):

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

A maioria dos fosfatos médios (com exceção dos sais de elementos alcalinos que não o lítio) são insolúveis em água. Existem significativamente mais fosfatos ácidos solúveis.
O ácido fosfórico é obtido a partir do fosfato de cálcio natural, tratando-o com excesso de ácido sulfúrico. Com uma proporção diferente de fosfato de cálcio e ácido sulfúrico, forma-se uma mistura de dihidrogenofosfato e sulfato de cálcio, utilizado na agricultura como fertilizante mineral denominado “superfosfato simples”:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 3CaSO 4 ;
Ca 3 (PO 4) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca (H 2 PO 4) 2 + 2CaSO 4.

O "superfosfato duplo" mais valioso é obtido pela reação

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

A principal substância deste fertilizante mineral é o dihidrogenofosfato de cálcio.

1. Componha equações moleculares para reações para as quais as equações iônicas são fornecidas no texto do parágrafo.
2. Escreva as equações para as reações fornecidas no texto do parágrafo de forma descritiva.
3. Crie equações de reação caracterizando as propriedades químicas de a) fósforo, b) óxido de fósforo (V), c) ácido ortofosfórico, d) dihidrogenofosfato de sódio.
Propriedades químicas do ácido fosfórico.

16.4. Carbono

O carbono é o principal componente de todos os organismos. Na natureza, existem substâncias simples formadas por carbono (diamante, grafite) e compostos (dióxido de carbono, vários carbonatos, metano e outros hidrocarbonetos no gás natural e no petróleo). A fração mássica de carbono em carvões chega a 97%.
Átomo o carbono no estado fundamental pode formar duas ligações covalentes por um mecanismo de troca, mas em condições normais tais compostos não são formados. Quando um átomo de carbono entra em um estado excitado, ele usa todos os quatro elétrons de valência.
O carbono se forma bastante modificações alotrópicas(ver Fig. 16.2). São diamante, grafite, carabina e vários fulerenos.

O diamante é uma substância cristalina muito dura, incolor e transparente. Os cristais de diamante são compostos de átomos de carbono em sp Estado 3-hibridizado, formando uma estrutura espacial.
A grafite é uma substância cristalina bastante macia, de cor cinza-preta. Os cristais de grafite consistem em camadas planas nas quais os átomos de carbono estão localizados em sp Estado 2-híbrido e forma redes com células hexagonais.
Carbyne é uma substância incolor com estrutura fibrosa, constituída por moléculas lineares nas quais os átomos de carbono estão localizados em sp-estado híbrido (=C=C=C=C= ou –C C–C C–).
Os fulerenos são modificações alotrópicas moleculares do carbono com moléculas C 60, C 80, etc. As moléculas dessas substâncias são esferas de malha oca.
Todas as modificações do carbono apresentam propriedades redutoras em maior extensão do que as oxidantes, por exemplo, o coque (um produto do processamento do carvão; contém até 98% de carbono) é usado para reduzir o ferro dos minérios óxidos e uma série de outros metais dos seus óxidos :

Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO (em alta temperatura).

A maioria dos compostos de carbono são estudados em química orgânica, sobre a qual você aprenderá no 10º e 11º anos.
Nas substâncias inorgânicas, o estado de oxidação do carbono é +II e +IV. Com esses estados de oxidação do carbono, existem dois óxido.
O monóxido de carbono (II) é um gás incolor, inodoro e venenoso. O nome trivial é monóxido de carbono. Formado durante a combustão incompleta de combustível contendo carbono. Para a estrutura eletrônica de sua molécula, consulte a página 121. De acordo com as propriedades químicas, o CO é um óxido não formador de sal, quando aquecido apresenta propriedades redutoras (reduz muitos óxidos de metais pouco ativos a metal).
O monóxido de carbono (IV) é um gás incolor e inodoro. O nome trivial é dióxido de carbono. Óxido ácido. É ligeiramente solúvel em água (fisicamente), reage parcialmente com ela, formando carvão ácido H 2 CO 3 (as moléculas desta substância existem apenas em soluções aquosas muito diluídas).
O ácido carbônico é um ácido muito fraco (ver Apêndice 13), dibásico, forma duas fileiras sais(carbonatos e bicarbonatos). A maioria dos carbonatos é insolúvel em água. Dos hidrocarbonatos, apenas os hidrocarbonatos de metais alcalinos e de amônio existem como substâncias individuais. Tanto o íon carbonato quanto o íon bicarbonato são partículas de base, portanto, tanto os carbonatos quanto os bicarbonatos em soluções aquosas sofrem hidrólise no ânion.
Dos carbonatos, os mais importantes são o carbonato de sódio Na 2 CO 3 (refrigerante, carbonato de sódio, refrigerante), bicarbonato de sódio NaHCO 3 (bicarbonato de sódio, bicarbonato de sódio), carbonato de potássio K 2 CO 3 (potássio) e carbonato de cálcio CaCO 3 (giz, mármore, calcário).
Reação qualitativa para a presença de dióxido de carbono na mistura gasosa: a formação de um precipitado de carbonato de cálcio ao passar o gás de teste através de água de cal (uma solução saturada de hidróxido de cálcio) e a subsequente dissolução do precipitado ao passar novamente o gás. Reações ocorrendo: O elemento silício forma um substância simples com o mesmo nome. É uma substância não molecular com estrutura de diamante, à qual o silício é apenas ligeiramente inferior em dureza. Ao longo do último meio século, o silício tornou-se um material absolutamente essencial para a nossa civilização, uma vez que os seus monocristais são utilizados em quase todos os equipamentos eletrónicos.
O silício é uma substância bastante inerte. à temperatura ambiente não reage com praticamente nada, exceto flúor e fluoreto de hidrogênio:
Si + 2F 2 = SiF 4;
Si + 4HF = SiF 4 + 2H 2.
Quando aquecido na forma de pó finamente moído, queima em oxigênio, formando dióxido (SiO 2). Quando fundido com álcali ou fervido com soluções concentradas de álcalis, forma silicatos:

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

Monóxido de silício SiO – não formador de sal óxido; oxida facilmente em dióxido.
O dióxido de silício SiO 2 é uma substância não molecular com uma estrutura estrutural. Não reage com água. óxido ácido – quando fundido com álcalis forma silicatos, por exemplo:
SiO 2 + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O. O alumínio é o segundo elemento mais abundante na litosfera da Terra depois do silício. Sozinho e junto com o silício, forma muitos minerais: feldspatos, micas, corindo Al 2 O 3 e suas variedades preciosas (leucosafira incolor, rubi contendo cromo, safira contendo titânio).
A substância simples alumínio é um metal leve brilhante branco prateado. O alumínio puro é muito macio, pode ser enrolado em uma folha fina e um fio pode ser retirado dela. O alumínio tem boa condutividade elétrica. É resistente às influências atmosféricas. As ligas de alumínio são bastante duras, mas podem ser bem processadas. O alumínio não é venenoso. Tudo isso permite a utilização do alumínio nos mais diversos setores: aviação, elétrica, alimentícia e construção. O alumínio também é amplamente utilizado na vida cotidiana. O alumínio é produzido pela eletrólise da fusão de seus compostos.
A inércia química do alumínio é causada pela presença de uma densa película de óxido em sua superfície, que impede o contato do metal com o reagente. Quando este filme é removido química ou mecanicamente, o alumínio torna-se muito ativo. Assim, desprovido de película de óxido, o alumínio inflama e queima espontaneamente no ar sem aquecimento adicional.
As propriedades redutoras do alumínio são especialmente pronunciadas quando aquecido. Nessas condições, reduz muitos metais dos óxidos: não apenas ferro, titânio, zircônio, mas até cálcio e bário.
O óxido de alumínio Al 2 O 3 (nomes triviais - alumina, corindo) é uma substância não molecular, cuja ligação é mal descrita como iônica e covalente. Como sempre nestes casos, é um óxido anfotérico. É obtido pela calcinação do hidróxido de alumínio, que também possui propriedades anfotéricas.
O íon alumínio hidratado é um ácido catiônico, portanto os sais solúveis de alumínio são altamente hidrolisados.
Dos sais de alumínio, o mais comumente usado é o alúmen de potássio KAl(SO 4) 2 ·12H 2 O - sulfato de alumínio e potássio dodeca-hidratado. É uma substância não higroscópica e perfeitamente cristalizante. Sua solução se comporta como uma mistura de soluções de dois sulfatos diferentes: sulfato de potássio e sulfato de alumínio. A estrutura do alúmen pode ser expressa pela fórmula: (SO 4) 2.

1. Escreva equações descritivas para as reações dadas no texto do parágrafo.
2. Crie equações de reação caracterizando as propriedades químicas de a) alumínio, b) hidróxido de alumínio, i) alúmen de potássio.
Propriedades químicas dos sais de alumínio

Palavras-chave do resumo: carbono, silício, elementos do grupo IVA, propriedades dos elementos, diamante, grafite, carabina, fulereno.

Os elementos do Grupo IV são carbono, silício, germânio, estanho e chumbo. Vamos dar uma olhada mais de perto nas propriedades do carbono e do silício. A tabela mostra as características mais importantes desses elementos.

Em quase todos os seus compostos, carbono e silício tetravalente , seus átomos estão em um estado excitado. A configuração da camada de valência de um átomo de carbono muda quando o átomo é excitado:

A configuração da camada de valência do átomo de silício muda de forma semelhante:

O nível de energia externo dos átomos de carbono e silício contém 4 elétrons desemparelhados. O raio do átomo de silício é maior, há pontos vagos em sua camada de valência. 3 d-orbitais, isso causa diferenças na natureza das ligações que formam os átomos de silício.

Os estados de oxidação do carbono variam na faixa de –4 a +4.

Uma característica do carbono é sua capacidade de formar cadeias: os átomos de carbono se conectam entre si e formam compostos estáveis. Compostos de silício semelhantes são instáveis. A capacidade do carbono de formar cadeias determina a existência de um grande número compostos orgânicos .

PARA compostos inorgânicos o carbono inclui seus óxidos, ácido carbônico, carbonatos e bicarbonatos, carbonetos. Os restantes compostos de carbono são orgânicos.

O elemento carbono é caracterizado por alotropia, suas modificações alotrópicas são diamante, grafite, carbino, fulereno. Outras modificações alotrópicas do carbono são agora conhecidas.

Carvão E fuligem pode ser visto como amorfo variedades de grafite.

O silício forma uma substância simples - silício cristalino. Existe o silício amorfo - um pó branco (sem impurezas).

As propriedades do diamante, grafite e silício cristalino são apresentadas na tabela.

A razão para as diferenças óbvias nas propriedades físicas da grafite e do diamante é devido a diferentes estrutura da rede cristalina . Num cristal de diamante, cada átomo de carbono (excluindo aqueles na superfície do cristal) forma quatro ligações fortes iguais com átomos de carbono vizinhos. Essas ligações são direcionadas aos vértices do tetraedro (como na molécula CH 4). Assim, em um cristal de diamante, cada átomo de carbono está rodeado por quatro átomos iguais, localizados nos vértices do tetraedro. A simetria e a força das ligações C – C em um cristal de diamante determinam sua força excepcional e falta de condutividade eletrônica.

EM cristal de grafite Cada átomo de carbono forma três ligações fortes e equivalentes com átomos de carbono vizinhos no mesmo plano em um ângulo de 120°. Neste plano, forma-se uma camada composta por anéis planos de seis membros.

Além disso, cada átomo de carbono possui um elétron desemparelhado. Esses elétrons formam um sistema eletrônico comum. A ligação entre as camadas é devida a forças intermoleculares relativamente fracas. As camadas são posicionadas uma em relação à outra de modo que o átomo de carbono de uma camada esteja localizado acima do centro do hexágono da outra camada. O comprimento da ligação C – C dentro da camada é 0,142 nm, a distância entre as camadas é 0,335 nm. Como resultado, as ligações entre as camadas são muito mais fracas do que as ligações entre os átomos dentro da camada. Isso determina propriedades do grafite: É macio, fácil de lascar, tem cor cinza e brilho metálico, é eletricamente condutor e mais reativo quimicamente que o diamante. Modelos de redes cristalinas de diamante e grafite são mostrados na figura.

É possível transformar grafite em diamante? Este processo pode ser realizado sob condições adversas - a uma pressão de aproximadamente 5.000 MPa e em temperaturas de 1.500 °C a 3.000 °C durante várias horas na presença de catalisadores (Ni). A maior parte dos produtos são pequenos cristais (de 1 a vários mm) e pó de diamante.

Carabina– modificação alotrópica do carbono, na qual os átomos de carbono formam cadeias lineares do tipo:

–С≡С–С≡С–С≡С–(α-carbina, poliino) ou =C=C=C=C=C=C=(β-carbino, polieno)

A distância entre essas cadeias é menor do que entre as camadas de grafite devido às interações intermoleculares mais fortes.

Carbyne é uma pólvora negra e é um semicondutor. Quimicamente é mais ativo que o grafite.

Fulereno– modificação alotrópica do carbono formada pelas moléculas C60, C70 ou C84. Na superfície esférica da molécula C60, os átomos de carbono estão localizados nos vértices de 20 hexágonos regulares e 12 pentágonos regulares. Todos os fulerenos são estruturas fechadas de átomos de carbono. Os cristais de fulereno são substâncias com estrutura molecular.

Silício. Existe apenas uma modificação alotrópica estável do silício, cuja estrutura cristalina é semelhante à do diamante. O silício é duro, refratário ( t° pl = 1412 °C), uma substância muito frágil, de cor cinza escuro com brilho metálico, em condições padrão é um semicondutor.

Elemento	C	Si	Ge	Sn	Pb
Número de série	6	14	32	50	82
Massa atômica (relativa)	12,011	28,0855	72,59	118,69	207,2
Densidade (n.s.), g/cm 3	2,25	2,33	5,323	7,31	11,34
tpl, °C	3550	1412	273	231	327,5
tkip, °C	4827	2355	2830	2600	1749
Energia de ionização, kJ/mol	1085,7	786,5	762,1	708,6	715,2
Fórmula eletrônica	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
Eletronegatividade (de acordo com Pauling)	2,55	1,9	2,01	1,96	2,33

Fórmulas eletrônicas de gases nobres:

• Ele - 1s 2 ;
• Ne - 1s 2 2s 2 2p 6 ;
• Ar - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;
• Cr - 3d 10 4s 2 4p 6 ;
• Xe - 4d 10 5s 2 5p 6 ;

Arroz. Estrutura do átomo de carbono.

O grupo 14 (grupo IVa de acordo com a classificação antiga) da tabela periódica de elementos químicos de DI Mendeleev inclui 5 elementos: carbono, silício, germânio, estanho, chumbo (ver tabela acima). Carbono e silício são não metais, o germânio é uma substância que apresenta propriedades metálicas, o estanho e o chumbo são metais típicos.

O elemento do grupo 14 (IVa) mais comum na crosta terrestre é o silício (o segundo elemento mais abundante na Terra depois do oxigênio) (27,6% em massa), seguido por: carbono (0,1%), chumbo (0,0014%), estanho ( 0,00022%), germânio (0,00018%).

O silício, ao contrário do carbono, não é encontrado na forma livre na natureza; só pode ser encontrado na forma ligada:

• SiO 2 - sílica, encontrada na forma de quartzo (parte de muitas rochas, areia, argila) e suas variedades (ágata, ametista, cristal de rocha, jaspe, etc.);
• silicatos ricos em silício: talco, amianto;
• aluminossilicatos: feldspato, mica, caulim.

Germânio, estanho e chumbo também não são encontrados de forma livre na natureza, mas fazem parte de alguns minerais:

• germânio: (Cu 3 (Fe, Ge)S 4) - mineral germanita;
• estanho: SnO 2 - cassiterita;
• chumbo: PbS - galena; PbSO 4 - anglesita; PbCO 3 - cerussita.

Todos os elementos do grupo 14 (IVa) em estado não excitado no nível de energia externo possuem dois elétrons p desemparelhados (valência 2, por exemplo, CO). Ao fazer a transição para um estado excitado (o processo requer energia), um elétron s emparelhado do nível externo “salta” para um orbital p livre, formando assim 4 elétrons “solitários” (um no subnível s e três no subnível s). p-sublevel) , que expande as capacidades de valência dos elementos (a valência é 4: por exemplo, CO 2).

Arroz. Transição de um átomo de carbono para um estado excitado.

Pela razão acima, os elementos do grupo 14 (IVa) podem apresentar estados de oxidação: +4; +2; 0; -4.

Como o “salto” de um elétron do subnível s para o subnível p na série do carbono ao chumbo requer cada vez mais energia (é necessária muito menos energia para excitar um átomo de carbono do que para excitar um átomo de chumbo), o carbono “mais voluntariamente” entra em compostos em que a valência é quatro; e chumbo - dois.

O mesmo pode ser dito sobre os estados de oxidação: na série do carbono ao chumbo, a manifestação dos estados de oxidação +4 e -4 diminui e o estado de oxidação +2 aumenta.

Como o carbono e o silício são não-metais, eles podem apresentar um estado de oxidação positivo ou negativo, dependendo do composto (em compostos com mais elementos eletronegativos, C e Si cedem elétrons e ganham em compostos com menos elementos eletronegativos):

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

Ge, Sn, Pb, como metais em compostos, sempre cedem seus elétrons:

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

Os elementos do grupo carbono formam os seguintes compostos:

• instável compostos voláteis de hidrogênio(fórmula geral EH 4), dos quais apenas o metano CH 4 é um composto estável.
• óxidos não formadores de sal- óxidos inferiores CO e SiO;
• óxidos ácidos- óxidos superiores CO 2 e SiO 2 - correspondem aos hidróxidos, que são ácidos fracos: H 2 CO 3 (ácido carbônico), H 2 SiO 3 (ácido silícico);
• óxidos anfotéricos- GeO, SnO, PbO e GeO 2, SnO 2, PbO 2 - estes últimos correspondem a hidróxidos (IV) de germânio Ge(OH) 4, estrôncio Sn(OH) 4, chumbo Pb(OH) 4;