4 группа главная подгруппа общая характеристика. Общая характеристика элементов главной подгруппы IV группы. Реакционная способность элементов IV группы

Строение электронной оболочки: …ns 2 np 2 .

УГЛЕРОД и его соединения

Встречается в почве (карбонаты), в воздухе (углекислый газ), основа живой и растительной жизни.

Физические свойства

Аллотропен: а)алмаз (sp 3 – гибридизация, тетраэдр) – самый твердый, не проводит электрический ток;

б)графит (sp 2 – гибридизация, гексагональное строение) – легко расслаивается, проводит электрический ток;

в)карбин (sp – гибридизация, линейное строение) – полупроводник;

г)угли (рентгеноаморфны) – кокс, древесный и костяной уголь, сажа.

Химические свойства углерода и его соединений.

1)Реакции с простыми веществами:

С + О 2 = СО (СО 2)

С + Н 2 = СН 4

С + 2CI 2 = СCI 4

2)Реакции со сложными веществами (при повышенной при t o):

а) С + Н 2 О = СО + H 2 ,

б) С + СО 2 = 2СО,

в) С + FeO = Fe + CO,

г) С + H 2 SO 4(конц.) ® H 2 СO 3 (или СO 2) + SO 2

С + HNO 3(конц.) ® H 2 СO 3 (или СO 2) + NO (или NO 2)

Степень окисления +2

СО – закись углерода, «угарный газ» - бесцветный ядовитый газ, без запаха.

Получение оксида углерода (П):

а) СО 2 + С = 2СО (неполное выгорание каменного угля),

б)разложение муравьиной кислоты в присутствие H 2 SO 4(конц.) :

НСООН ® СО + H 2 О

Химические свойства оксида углерода (П):

1)Сильный восстановитель:

а)восстанавливает металлы из оксидов: Fe 3 O 4 + 4CO = 3Fe + 4СO 2 ,

б)СО + СI 2 = СOCI 2 – фосген (ядовит),

в)2СО + СО 2 = 2СО 2 .

2)Участвует в органическом синтезе, например СО + 2Н 2 ® СН 3 ОН.

3)Ядовит, т.к. при неполном сгорании угля может быть «угар»: соединяется с гемоглобином крови, составляя конкуренцию кислороду, и в виде карбоксигемоглобина по артериальному руслу движется ко всем клеткам организма.

Степень окисления +4

1)СО 2 – угольный ангидрид, «углекислый газ» - бесцветный тяжелый газ, не поддерживает горения. Твердый оксид (t o пл. = -56,5 о С) называют часто «сухой лед», т.к. при его таяние нет следов влаги.

Получение углекислого газа:

а)в лаборатории: СаСО 3 + 2НСI = СаСI 2 + Н 2 СО 3 (СО 2 + H 2 О),

б)в промышленности термическим разложением известняка:

СаСО 3 ® СаО + СО 2

2)Н 2 СО 3 – слабая, неустойчивая угольная кислота:

К 1 = 4,5 . 10 -7 ; К 2 = 4,7 . 10 -11

3)Соли угольной кислоты (карбонаты и гидрокарбонаты):

а)кислые соли растворимы лучше средних,

б)соли хорошо гидролизуются: СО 3 2- + НОН « НСО 3 - + ОН - ,

в)при прокаливании соли разлагаются:

MgСО 3 ® MgО + СО 2 ,

2NaНСО 3 ® Na 2 СО 3 + СО 2 + H 2 О,

4)CS 2 – сероуглерод, летучая ядовитая бесцветная жидкость, растворитель:

CS 2 + 3О 2 = СО 2 + 2SО 2

CS 2 + 2 H 2 О = СО 2 + 2 H 2 S

5) Н 2 CS 3 – тиоугольная кислота (слабая), маслянистая жидкость, разлагается водой: Н 2 CS 3 + H 2 О = Н 2 CО 3 + H 2 S

6) Cульфидокарбонаты (тиокарбонаты) – похожи на карбонаты;

а)их можно получить: К 2 S + CS 2 = К 2 CS 3

б)подобно карбонатам, тиокарбонаты разлагаются кислотами:

К 2 CS 3 + 2НСI = Н 2 CS 3 + 2КСI

1) (CN) 2 –дициан NºC-CºN – ядовитый газ, получают при термическом разложении цианидов: Hg(CN) 2 ® Hg + (CN) 2

Похож на галоген: а) Н 2 + (CN) 2 = 2HCN (синильная кислота) – яд;

б)диспропорционирует (CN) 2 + 2NaOH = 2NaCN + 2NaCNO.

2)HCN –синильная кислота и ее соли цианиды (ядовиты, смертельная доза 0,05г); кислота слабая, дает средние и комплексные соли:

а) 3KCN (яд) + Fe(CN) 3 ® K 3 (не ядовита) ,

б) 2KCN + О 2 = 2KCNO (цианат K-O-CºN),

в) NaCN + S = NaCNS (тиоцианат Na-S-CºN).

3)Тиоцианаты (роданиды) – соли сильной тиоциановой (родановой) кислоты НCNS; хорошо растворимы, легко образуют комплексы:

3KCNS + Fe(CNS) 3 ® K 3 .

4)CO(NH 2) - мочевина (карбамид).

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ПОДГРУППЫ

6 С, 14 Si, 32 Ge, 50 Sn, 82 Pb. Для них характерна аллотропия и поэтому нельзя однозначно говорить о физических свойствах какого-либо элемента. По подгруппе сверху вниз закономерно возрастают металлические свойства и это согласуется со значениями степеней окисления, проявляемыми элементами в соединениях:

Химические свойства

1. С простыми веществами дают бинарные соединения, которые по-разному взаимодействуют с водой:

С + О 2 = СО 2 ; СО 2 + H 2 O Û Н 2 СО 3 ;

Si + 2F 2 = SiF 4 ; ;

Ge + 2Cl 2 = GeCl 4 ; .

(GeO 2 × H 2 O)

2. С кислотами взаимодействуют по-разному, в зависимости от преобладания неметаллической или металлической природы:

а) С + 2Н 2 SO 4 конц. = CO 2 ­ + 2SO 2 ­ + 2H 2 O;

б) Sn + 4HNO 3 конц. = H 2 SnO 3 + 4NO 2 ­ + H 2 O;

в) Pb + 2HCl = PbCl 2 + H 2 ­ .

3. Реакции со щелочами также идут по-разному:

4. Соли этих элементов гидролизуются, причём характер гидролиза закономерно меняется по подгруппе соответствующих элементов:

а) SnCl 4 + 3H 2 O = H 2 SnO 3 ¯ + 4HCl;

(SnO 2 × H 2 O)

б) SnCl 2 + H 2 O Û SnOHCl + HCl;

в) Pb(NO 3) 2 + H 2 O Û PbOHNO 3 + HNO 3 .

5. У оксидов и гидроксидов этих элементов в зависимости от степени окисления соответственно меняются кислотные и основные свойства:

а) С +4 и Si +4 образуют слабые неустойчивые кислоты;

б) Для соединений элементов подгруппы германия со с.о. (+2) по ряду можно установить следующую закономерность: они амфотерны, основные свойства растут с увеличением порядкового номера. То же самое можно сказать и о гидроксидах.

в) У соединений элементов подгруппы германия со степенью окисления (+4) по ряду: сохраняется амфотерность, причем кислотные свойства растут с уменьшением порядкового номера элемента. Образуют соли: мета – (германаты, станнаты, плюмбаты) Ме 2 ЭО 3 и орто - Ме 4 ЭО 4 .

6. Элементы образуют комплексные соединения, проявляя значения к.ч. = 4 (для Э +2) и к.ч. = 6 (для Э +4):

SiF 4 + 2NaF ® Na 2 ;

Sn(OH) 4 + 2NaOH ® Na 2 ;

PbJ 2 + 2KJ ® K 2 .

7. В окислительно-восстановительных реакциях элементы и их соединения проявляют двойственность:

а) Э 0 – прежде всего восстановитель :

С + 2Cl 2 = CCl 4 ;

Sn + O 2 = SnO 2 .

б) Э +2 – восстановители :

CO + Cl 2 = COCl 2 ;

SnCl 2 + 2FeCl 3 = SnCl 4 + 2FeCl 2 ,

но могут быть и окислителями:

PbCI 2 + Mg = Pb + MgCI 2

в) Э +4 – окислители (особенно активно Pb +4 ® Pb +2):

PbO 2 + H 2 O 2 = Pb(OH) 2 + O 2 ­ .

Общая характеристика элементов главной подгруппы IV группы Общая электронная формула. . . ns 2 p 2. Элементы имеют четыре валентных электрона. В своих соединениях могут проявлять степени окисления от +4 до -4. В подгруппе наблюдается резкое изменение свойств элементов: углерод и кремний типичные неметаллы, германий - полуметалл, олово и свинец – металлы. С возрастанием радиуса атома от углерода к свинцу металлические свойства усиливаются, и более характерной становится низшая степень окисления. Для C, Si, Ge характерной является степень окисления +4. Для Sn и Pb +2. Устойчивые водородные соединения имеет только углерод, для свинца водородные соединения неизвестны.

Углерод Природные соединения Входит в состав многих минералов, органических соединений и встречается в свободном состоянии (алмаз, графит, уголь). Известны четыре аллотропные модификации углерода: алмаз, графит, карбин, фуллерен C 60. Его следующим устойчивым гомологом является C 70, за которым следуют C 76, C 78 , C 82, C 84, C 90, C 94, C 96 и т. д C 540. В основе строения их молекул лежит одно из следствий теоремы Эйлера, которое говорит о том, что для выстилания сферической поверхности необходимо n шестиугольников и 12 пятиугольников, за исключением n = 1. Графит – черный, мягкий Алмаз – бесцветный, прозрачный, очень твердый. Алмаз имеет тетраэдрическую кристаллическую решетку, кристаллическая решетка графита – многоплоскостная структура. Мелкодисперсный графит (сажа) носит название аморфный углерод. Из графита так же можно получить алмаз путем нагревания графита до 1500 – 2000 С под давлением до 500 тыс. атм.

Химические свойства 1. Углерод достаточно инертен. При нагревании до 800 – 900 С вступает в реакции с неметаллами и металлами: 2 C + N 2 = C 2 N 2 (циан или дициан) C + Si = Si. C (карборунд); C + O 2 = CO 2 3 C + 4 Al = Al 4 C 3 (карбид алюминия) C + 2 S = CS 2 (сероуглерод) 2. С кислородом углерод образует два оксида (CO и CO 2). СО - оксид двухвалентного углерода (угарный газ): без цвета и запаха, ядовит, получается при неполном сгорании угля. В лабораторных условиях можно получить обезвоживанием муравьиной кислоты серной кислотой.

СО – хороший восстановитель и используется для получения металлов из оксидов: Cu. O + CO = Cu + CO 2 СО легко вступает в реакции присоединения: CO + Cl 2 = COCl 2 (фосген) CO + S = COS (тиооксид углерода) Молекулы СО – могут выступать в роли лигандов в карбонильных комплексах: Ni + 4 CO = Карбонильные комплексы - ядовитые жидкости; широко используются для получения чистых металлов.

При температуре 1000 С с аммиаком образует карбамид (мочевина): СO 2 + 2 NH 3 = CO(NH 2)2 + H 2 O + СО 2 СO 2 является кислотным оксидом угольной кислоты: CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 кислота очень слабая и нестойкая. Кислые соли (гидрокарбонаты) можно получить по реакции: Ca. CO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3)2 Соли (кроме солей щелочных металлов) угольной кислоты термически нестойки: Zn. CO 3 = Zn. O + CO 2

3. При пропускании через раскаленный уголь паров серы образуется маслянистая жидкость сероуглерод CS 2 CS 2 - является ангидридом тиоугольной кислоты, которая получается косвенным путем: CS 2 + Na 2 S = Na 2 CS 3 Na 2 CS 3 + 2 HCl = H 2 CS 3 + 2 Na. Cl Эта кислота является исходным веществом для получения монотиоугольной кислоты H 2 CO 2 S и дитиоугольной кислоты H 2 CO 2 S 2, которые используются для получения искусственного шелка. 4. С азотом углерод образует дициан, газ с запахом миндаля, хорошо растворимый в воде: 2 C + N 2 = (CN)2; (CN)2 + 4 H 2 O = (NH 4)2 C 2 O 4 При взаимодействии дициана со щелочами образуются два ряда солей цианиды и цианаты: (CN)2 + 2 KOH = KCN + KNCO + H 2 O KCN – соль цианистоводородной кислоты (цианид калия), KNCO – соль циановой кислоты (цианат калия).

5. При взаимодействии углерода с металлами образуются карбиды – состава Me 2 C 2, Me 4 C 3, Me 3 C, которые делятся на неразлагаемые и разлагаемые: Ca. C 2 + 2 H 2 O = Ca(OH)2 + C 2 H 2 Al 4 C 3 + 12 HCl = 4 Al. Cl 3 + 3 CH 4 Mn 3 C + 6 H 2 O = 3 Mn(OH)2 + CH 4 + H 2

ПРИМЕНЕНИЕ Смешанные галогениды CCl 2 F 2, CCl 3 F, CBr 3 F называются фреонами и используются в качестве хладагентов в холодильной технике. Применение СО 2: как инертная атмосфера при сварке металлов; в пищевой промышленности. Na. HCO 3, NH 4 HCO 3 – в хлебопекарном производстве. Na 2 CO 3, Ca. CO 3 - в производстве моющих средств, стекла.

Кремний Кремний в природе содержится во многих минералах в виде оксида Si. O 2, из которого элементарный кремний можно получить восстановлением магнием или углеродом. В чистом виде кремний тверд, хрупок, имеет алмазоподобную структуру. Различают аморфный и кристаллический кремний.

Химические свойства 1. Кремний очень инертен. При высоких температурах взаимодействует с фтором, углеродом, некоторыми металлами: Si + 2 F 2 = Si. F 4; Si + C = Si. C (карборунд); Si + 2 Mg = Mg 2 Si (силицид). 2. Хорошо растворяется в щелочах и плавиковой кислоте: Si + 4 Na. OH = Na 4 Si. O 4 + 2 H 2 Si + 4 HF = Si. F 4 + 2 H 2 Si. F 4 + 2 HF = H 2 3. Оксид кремния полимер, Si. O 2 образует многочисленные поликремниевые кислоты. Растворяется в плавиковой кислоте и щелочах: Si. O 2 + 4 HF = Si. F 4 + 2 H 2 O

4. Непосредственно с водородом кремний не взаимодействует, поэтому водородные соединения (силаны) получают из силицидов: Mg 2 Si + 4 HCl = 2 Mg. Cl 2 + Si. H 4 (моносилан) Силаны могут быть различного состава Si 2 H 6, Si 3 H 8, Si 6 H 14 , . . . Это сильные восстановители, химически очень активны, на воздухе самовоспламеняются: Si. H 4 + 2 O 2 = Si. O 2 + 2 H 2 O

Применение Si. O 2 - твердое вещество с температурой плавления 1715 С. Идет на изготовление химической посуды, кварцевых ламп и т. п. Na 2 Si. O 3 – силикат натрия (жидкое стекло, конторский клей) Кристаллический кремний - подложка, основа полупроводниковых приборов. При прокаливании кремневой кислоты образуется Si. O 2 в виде аморфного соединения, носит название “силикагель” и используется в качестве поглотителя влаги.

Германий, олово, свинец. Природные соединения Sn. O 2 – кассеперит, Pb. S – свинцовый блеск. Германий собственных руд не имеет, встречается с рудами цинка, олова, свинца. Олово и свинец получают пирометаллургическим способом: олово - восстановлением углеродом из оксида, свинец - обжигом сульфида в кислороде, и восстановлением оксидом углерода (II) до металла. Германий получают более сложным способом: вначале получают четыреххлористый германий Ge. Cl 4 Ge. Cl 4 + H 2 O = Ge. O 2 + 4 HCl Ge. O 2 + 2 H 2 = Ge + 2 H 2 O

Германий и олово – белые блестящие металлы на воздухе окисляются слабо. Свинец – серого цвета за счет пленки оксида. Олово полиморфно. При температуре > +13 С устойчива βмодификация. С понижением температуры βолово переходит в α- модификацию. Этот переход начинается при +13 С и очень быстро протекает при -33 С, в результате олово превращается в порошок. Это явление носит название “оловянная чума”.

Химические свойства 1. При нагревании реагируют с неметаллами. 2 Pb + O 2 = 2 Pb. O; Ge + 2 S = Ge. S 2; Sn + 2 Cl 2 = Sn. Cl 4 3. Германий и олово с водой не взаимодействуют. Свинец медленно растворяется в воде: 2 Pb + O 2 + 2 H 2 O = 2 Pb(OH)2 4. В ряду активности Ge стоит между Cu и Ag, т. е. после водорода, а Sn и Pb до водорода. Олово слабо вытесняет водород: Sn + H 2 SO 4 (pазб) = Sn. SO 4 + H 2 Аналогичные реакции со свинцом практически не идут, т. к. Pb. Cl 2 и Pb. SO 4 плохо растворимы.

Свинец и олово взаимодействуют аналогично (в концентрированной cвинец пассивируется): 3 Pb + 8 HNO 3 (разб) = 3 Pb(NO 3)2 + 2 NO + 4 H 2 O Олово и германий взаимодействуют с концентрированной азотной кислотой: Sn + 4 HNO 3 = H 2 Sn. O 3 + 4 NO 2 + H 2 O 5. Все три элемента взаимодействуют со щелочами (германий в присутствии окислителя): Sn + 2 Na. OH + 2 H 2 O = Na 2 + H 2 Ge + 2 Na. OH + 2 H 2 O 2 = Na 2

Применение Ge – как полупроводниковый материал, Sn и Pb в основном в виде сплавов (бронзы, баббиты), Sn – в качестве защитного покрытия от коррозии, Pb 3 O 4 – как краситель, Pb(C 2 H 5)4 (тетраэтилсвинец) – добавка в бензин (антидетонатор).

Элементы побочной подгруппы IV группы -. В природе встречаются в виде минералов: Fe. Ti. O 3 – ильменит, Ti. O 2 – рутил, Zr. Si. O 4 – циркон. Hf своих руд не имеет, встречается в рудах циркония, железа, марганца. Ti получают пирометаллургическим способом из Ti. Cl 4 или Ti. O 2: Ti. O 2 + 2 Mg = Ti + 2 Mg. O Очистка титана от примесей обычно проводится газотранспортным методом: Ti + 2 J 2 → Ti. J 4 → Ti + 2 J 2 Цирконий и гафний получают электролизом расплавов их солей.

Чистые металлы вязкие, ударопрочные, с высокими температурами плавления (Ti – 1700 С, Zr – 1900 С, Hf – 2200 С). Ti относится к легким металлам, плотность его 4, 5 г/см 3. Химически наиболее активен титан. Цирконий и гафний менее активны.

Химические свойства 1. Характерные степени окисления в соединениях для Ti +4, +3; для Zr и Hf +4. При нагревании все три элемента активно взаимодействуют с различными неметаллами: Zr + C = Zr. C; Hf + 2 S = Hf. S 2; 2 Ti + N 2 = 2 Ti. N; Ti + 2 Cl 2 = Ti. Cl 4 2. С кислотами Ti, Zr и Hf взаимодействуют плохо. Лишь титан растворяется в азотной кислоте: Ti + 4 HNO 3 = H 2 Ti. O 3 + 4 NO 2 + H 2 O

Цирконий и гафний взаимодействуют только с “царской водкой”: 3 Hf + 18 HCl + 4 HNO 3 = 3 H 2 + 4 NO + 8 H 2 O 3. Оксиды Ti. O 2 – амфотерный, Zr. O 2 – слабоамфотерный, Hf. O 2 – основный. 4. При взаимодействии с серной кислотой оксиды образуют соответствующие сульфаты, которые быстро гидролизуются до сульфата титанила, цирконила, гафнила: Ti. O 2 + 2 H 2 SO 4 = Ti(SO 4)2 + 2 H 2 O Ti(SO 4)2 + H 2 O = Ti. OSO 4 + H 2 SO 4 У амфотерного Ti. O 2 более выражена кислотная функция. Соответствующая ему метатитановая кислота H 2 Ti. O 3 существует в двух модификациях α и β. Общая формула титановых кислот x. Ti. O 2 · y. H 2 O.

Применение Титан – третий по значимости (после железа и алюминия) конструкционный материал. Титан применяется в виде сплавов в корабле, ракето-, машиностроении. Цирконий и гафний применяются в ядерном реакторостроении (цирконий для оболочек тепловыделяющих элементов, гафний – регулирующие стержни для поглощения нейтронов при работе реактора).

План урока

Общая характеристика элементов ІV А группы.

Углерод и кремний

Цель:

Образовательная: сформировать у учащихся общее представление об элементах входящих в состав 4 – ой группы, изучить их основные свойства, рассмотреть их биохимическую роль и применение основных соединений элементов.

Развивающая: развить навыки письменной и устной речи, мышления, умение использовать полученные знания для решения различных заданий.

Воспитывающая: воспитать чувство потребности познания нового.

Ход урока

Повторение пройденной темы:

Сколько элементов относится к неметаллам? Укажите их место в ПСХЭ?

Какие элементы относятся к органогенным?

Укажите агрегатное состояние всех неметаллов.

Из скольких атомов состоят молекулы неметаллов?

Какие оксиды называются несолеобразующими? Написать формулы несолеобразующих оксидов неметаллов.

Cl 2 → HCl → CuCl 2 → ZnCl 2 → AgCl

Последнее уравнение реакции записать в ионном виде.

Дописать возможные уравнения реакций:

1) H 2 + Cl 2 = 6) CuO + H 2 =

2) Fe + Cl 2 = 7) KBr + I 2 =

3) NaCl + Br 2 = 8) Al + I 2 =

4) Br 2 + KI = 9) F 2 + H 2 O =

5) Ca + H 2 = 10) SiO 2 + HF =

Записать уравнения реакций взаимодействия азота с а) кальцием; б) с водородом; в) с кислородом.

Осуществить цепочку превращений:

N 2 → Li 3 N → NH 3 → NO → NO 2 → HNO 3

При разложении 192 г нитрита аммония по реакции NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O было получено 60 л азота. Найти выход продукта от теоретически возможного.

Изучение нового материала.

К 4 А группе относятся р-элементы: углерод, кремний, германий, олово и свинец. Отличаясь числом энергетических уровней, невозбужденные атомы их имеют на внешнем уровне по 4 электрона. В связи с увеличением в группе сверху вниз числа заполняемых электронных слоев и размеров атома ослабляется притяжение внешних валентных электронов к ядру, поэтому неметаллические свойства элементов в подгруппе сверху вниз ослабляются и усиливаются металлические свойства. Тем не менее углерод и кремний существенно отличаются по свойствам от других элементов. Это типичные неметаллы. У германия имеются металлические признаки, а у олова и свинца они преобладают над неметаллическими.

В природе углерод встречается в свободном состоянии в виде алмаза и графита. Содержание углерода в земной коре составляет около 0,1%. Он входит в состав природных карбонатов: известняка, мрамора, мела, магнезита, доломита. Углерод является главной составной частью органических веществ. Уголь, торф, нефть, дерево и природный газ рассматриваются обычно как горючие материалы, применяемые в качестве топлива.

Физические свойства. Углерод как простое вещество существует в несколько аллотропных формах: алмаз, графит, карбин и фуллерен, которые имеют резко различные физические свойства, что объясняется строением их кристаллических решеток. Карбин – мелкокристаллический порошок черного цвета, впервые синтезирован в 60 – х годах советскими химиками, позднее был найден в природе. При нагревании до 2800º без доступа воздуха превращается в графит. Фуллерен - в 80 – х годах были синтезированы сферические структуры, образованные атомами углерода, названные фуллеренами. Они представляют собой замкнутые структуры, состоящие из определенного числа атомов углерода – С 60 , С 70 .

Химические свойства. В химическом отношении углерод при нормальных условиях инертен. Реакционная способность усиливается при повышении температуры. При высоких температурах углерод взаимодействует с водородом, кислородом, азотом, галогенами, водой и некоторыми металлами и кислотами.

При пропускании водяных паров через раскаленный уголь или кокс получается смесь оксида углерода (ІІ) и водорода:

C + H 2 O = CO + H 2 (водяной пар),

Эта реакция проходи при 1200º, при температуре ниже 1000º происходит окисление до СО 2 :

С + 2 H 2 O = СО 2 + 2 H 2 .

Промышленно важным процессом является превращение водяного газа в метанол (метиловый спирт):

СО + 2 H 2 = СН 3 ОН

Под воздействием высоких температур углерод способен взаимодействовать с металлами, образуя карбид, среди них выделяют «метаниды» и «ацетилениды», в зависимости от того, какой газ выделяется при взаимодействии их с водой или кислотой:

СаС 2 + HCl = CaCl 2 + C 2 H 2

Al 4 C 3 + 12 H 2 O = 2 Al (OH ) 3 ↓ + 3 CH 4

Большое практическое значение имеет карбид кальция, который получается нагреванием извести СаО и кокса в электропечах без доступа воздуха:

СаО + 3С = СаС 2 + СО

Карбид кальция используют для получения ацетилена:

СаС 2 + 2 H 2 O = Са(ОН) 2 + C 2 H 2

Однако для углерода характерны реакции, в которых он проявляет восстановительные свойства:

2 ZnO + C = Zn + СО 2

C оединения углерода.

Оксид углерода (СО) – угарный газ. В промышленности его получают пропусканием углекислого газа над раскаленным углем при высокой температуре. В лабораторных условиях СО получают действием конц.серной кислоты на муравьиную кислоту при нагревании (серная кислота отнимает воду):

НСООН = H 2 O + СО

Оксид углерода (СО 2) – углекислый газ. В атмосфере углекислого газа мало 0,03% по объему, или 0,04 % по массе. Поставляют в атмосферу вулканы и горячие источники, и, наконец, человек сжигает горючие ископаемые. Атмосфера все время обменивается газами с океанической водой, которая содержит в 60 раз больше углекислого газа, чем атмосфера. Известно, что углекислый газ хорошо поглощает солнечные лучи в инфракрасной области спектра. Тем самым углекислый газ создает парниковый эффект и регулирует глобальную температуру.

В лабораторных условиях углекислый газ получают действием соляной кислоты на мрамор:

Са CO 3 + 2 HCl = CaCl 2 + H 2 O + СО 2

Свойство углекислого газа не поддерживать горение используется в противопожарных устройствах. При повышении давления растворимость углекислого газа резко возрастает. На этом основано его применение в изготовлении шипучих напитков.

Угольная кислота существует только в растворе. При нагревании раствора она разлагается на оксид углерода и воду. Соли кислоты устойчивые, хотя сама кислота неустойчива.

Важнейшей реакцией на карбонат – ион является действие разбавленных минеральных кислот – соляной или серной. При этом с шипением выделяются пузырьки углекислого газа, а при пропускании его через раствор гидроксида кальция (известковую воду) он мутнеет в результате образования карбоната кальция.

Кремний. После кислорода это самый распространенный элемент на Земле. Он составляет 25,7 % массы земной коры. Значительная его часть представлена оксидом кремния, называемого кремнеземом , который встречается в виде песка или кварца. В очень чистом виде оксид кремния встречается в виде минерала, называемого горным хрусталем. Кристаллический оксид кремния, окрашенный различными примесями, образует драгоценные и полудрагоценные камни: агат, аметист, яшму. Другая группа природных соединений кремния составляет силикаты – производные кремниевой кислоты.

В промышленности кремний получают восстановлением оксида кремния коксом в электрических печах:

SiO 2 + 2 C = Si + 2 CO

В лабораториях в качестве восстановителей используют магний или алюминий:

SiO 2 + 2Mg = Si + 2MgO

3 SiO 2 + 4Al = Si + 2Al 2 O 3 .

Наиболее чистый кремний получаютвосстановлением тетрахлорида кремния парами цинка:

SiCl 4 + 2 Zn = Si + 2 ZnCl 2

Физические свойства. Кристаллический кремний – хрупкое вещество темно – серого цвета со стальным блеском. Структура кремния аналогична структуре алмаза. Кремний используют в качестве полупроводника. Из него изготавливают так называемые солнечные батареи, превращающие световую энергию в электрическую. Кремний используют в металлургии для получения кремнистых сталей, обладающих высокой жаростойкостью и кислотоупорностью.

Химические свойства. По химическим свойствам кремний, как и углерод, является неметаллом, но неметалличность его выражена слабее, так как он имеет большую величину атомного радиуса.

Кремний при обычных условиях химически довольно инертен. Непосредственно он взаимодействует только с фтором, образуя фторид кремния:

Si + 2 F 2 = SiF 4

Кислоты (кроме смеси плавиковой НF и азотной) на кремний не действуют. Но он растворяется в гидроксидах щелочных металлов:

Si + NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2

При высокой температуре в электрической печи из смеси песка и кокса получается карбид кремния SiC – карборунд:

SiO 2 + 2С = SiC + СО 2

Из карбида кремния изготавливают точильные камни и шлифовальные круги.

Соединения металлов с кремнием называются силицидами:

Si + 2 Mg = Mg 2 Si

При действии на силицид магния соляной кислотой получается простейшее водородное соединение кремния силан – SiH 4 :

Mg 2 Si + 4НС l = 2 MdCl 2 + SiH 4

Силан – ядовитый газ с неприятным запахом, сомовоспламеняющийся на воздухе.

Соединения кремния. Диоксид кремния – твердое тугоплавкое вещество. В природе распространен в двух видах кристаллический и аморфный кремнезем. Кремневая кислота - является слабой кислотой, при нагревании легко разлагается на воду и диоксид кремния. Может быть получена как в виде студнеобразной массы, содержащей воду, так и в виде коллоидного раствора (золя). Соли кремниевой кислоты называются силикатами. Природные силикаты – довольно сложные соединения, их состав обычно изображается как соединение нескольких оксидов. Только силикаты натрия и калия растворимы в воде. Их называют растворимым стеклом, а их раствор – жидким стеклом.

Задания для закрепления.

2. Дописать возможные уравнения реакций, решить задачу.

Кроссворд.

П о вертикали: 1. Соль угольной кислоты.

По горизонтали: 1. Самое твердое природное вещество на Земле. 2. Строительный материал. 3. Вещество, применяемое для изготовления теста. 4. Соединения кремния с металлами. 5. Элемент главной подгруппы 1V группы ПС химических элементов. 6. Соли угольной кислоты, содержащие водород. 7. Природное соединение кремния.

Домашнее задание: стр.210 – 229.

Общая характеристика элементов IV группы, главной подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева

К элементам главной подгруппы IV группы относятся углерод, кремний, германий, олово, свинœец. Металлические свойства усиливаются, неметаллические - уменьшаются. На внешнем слое – 4 электрона.

Химические свойства (на базе углерода)

· Взаимодействуют с металлами

4Al+3C = Al 4 C 3 (реакция идет при высокой температуре)

· Взаимодействуют с неметаллами

2Н 2 +C = CН 4

· Взаимодействуют с кислородом

· Взаимодействуют с водой

C+H 2 O = CO+H 2

· Взаимодействуют с оксидами

2Fe 2 O 3 +3C = 3CO 2 +4Fe

· Взаимодействуют с кислотами

3C+4HNO 3 = 3CO 2 +4NO+2H 2 O

Углерод. Характеристика углерода, исходя из его положения в периодической системе, аллотропия углерода, адсорбция, распространение в природе, получение, свойства. Важнейшие соединœения углерода

Углеро́д (химический символ - C, лат. Carboneum) - химический элемент четырнадцатой группы (по устаревшей классификации - главной подгруппы четвёртой группы), 2-го периода периодической системы химических элементов. порядковый номер 6, атомная масса - 12,0107. Углерод существует во множестве аллотропных модификаций с очень разнообразными физическими свойствами. Разнообразие модификаций обусловлено способностью углерода образовывать химические связи разного типа.

Природный углерод состоит из двух стабильных изотопов - 12С (98,93 %) и 13С (1,07 %) и одного радиоактивного изотопа 14С (β-излучатель, Т½= 5730 лет), сосредоточенного в атмосфере и верхней части земной коры.

Основные и хорошо изученные аллотропные модификации углерода - алмаз и графит. При нормальных условиях термодинамически устойчив только графит, а алмаз и другие формы метастабильны. Жидкий углерод существует только при определœенном внешнем давлении.

При давлении свыше 60 ГПа предполагают образование весьма плотной модификации С III (плотность на 15-20 % выше плотности алмаза), имеющей металлическую проводимость.

Кристаллическая модификация углерода гексагональной сингонии с цепочечным строением молекул принято называть карбин. Известно несколько форм карбина, отличающихся числом атомов в элементарной ячейке.

Карбин представляет собой мелкокристаллический порошок чёрного цвета (плотность 1,9-2 г/см³), обладает полупроводниковыми свойствами. Получен в искусственных условиях из длинных цепочек атомов углерода, уложенных параллельно друг другу.

Карбин - линœейный полимер углерода. В молекуле карбина атомы углерода соединœены в цепочки поочередно либо тройными и одинарными связями (полиеновое строение), либо постоянно двойными связями (поликумуленовое строение). Карбин обладает полупроводниковыми свойствами, причём под воздействием света его проводимость сильно увеличивается. На этом свойстве основано первое практическое применение - в фотоэлементах.

Графен (англ. graphene) - двумерная аллотропная модификация углерода, образованная слоем атомов углерода толщиной в один атом, соединœенных посредством sp² связей в гексагональную двумерную кристаллическую решётку.

При обычных температурах углерод химически инœертен, при достаточно высоких температурах соединяется со многими элементами, проявляет сильные восстановительные свойства. Химическая активность разных форм углерода убывает в ряду: аморфный углерод, графит, алмаз, на воздухе они воспламеняются при температурах соответственно выше 300-500 °C, 600-700 °C и 850-1000 °C.

Продуктами горения углерода являются CO и CO2 (монооксид углерода и диоксид углерода соответственно). Известен также неустойчивый недооксид углерода С3О2(температура плавления −111 °C, температура кипения 7 °C) и некоторые другие оксиды (к примеру C12O9, C5O2, C12O12). Графит и аморфный углерод начинают реагировать с водородом при температуре 1200 °C, с фтором при 900 °C.

Углекислый газ реагирует с водой, образуя слабую угольную кислоту - H2CO3, которая образует соли - карбонаты. На Земле наиболее широко распространены карбонаты кальция (минœеральные формы - мел, мрамор, кальцит, известняк и др.) и магния (минœеральная форма доломит).

Графит с галогенами, щелочными металлами и др.
Размещено на реф.рф
веществами образует соединœения включения. При пропускании электрического разряда между угольными электродами в атмосфере азота образуется циан. При высоких температурах взаимодействием углерода со смесью Н2 и N2 получают синильную кислоту:

При реакции углерода с серой получается сероуглерод CS2, известны также CS и C3S2. С большинством металлов углерод образует карбиды, к примеру:

Важна в промышленности реакция углерода с водяным паром:

При нагревании углерод восстанавливает оксиды металлов до металлов. Данное свойство широко используется в металлургической промышленности.

Графит используется в карандашной промышленности, но в смеси с глиной, для уменьшения его мягкости. Алмаз, благодаря исключительной твердости, незаменимый абразивный материал. В фармакологии и медицинœе широко используются различные соединœения углерода - производные угольной кислоты и карбоновых кислот, различные гетероциклы,полимеры и другие соединœения. Углерод играет огромную роль в жизни человека. Его применения столь же разнообразны, как сам данный многоликий элемент. В частности углерод является неотъемлемой составляющей стали (до 2,14 % масс.) и чугуна (более 2,14 % масс.)

Углерод входит в состав атмосферных аэрозолей, благодаря чему может изменяться региональный климат, уменьшаться количество солнечных дней. Углерод поступает в окружающую среду в виде сажи в составе выхлопных газов автотранспорта͵ при сжигании угля на ТЭС, при открытых выработках угля, подземной его газификации, получении угольных концентратов и др.
Размещено на реф.рф
Концентрация углерода над источниками горения 100-400 мкг/м³, крупными городами 2,4-15,9 мкг/м³, сельскими районами 0,5 - 0,8 мкг/м³. С газоаэрозольными выбросами АЭС в атмосферу поступает (6-15)·109 Бк/сут 14СО2.

Высокое содержание углерода в атмосферных аэрозолях ведет к повышению заболеваемости населœения, особенно верхних дыхательных путей и легких. Профессиональные заболевания - в основном антракоз и пылевой бронхит. В воздухе рабочей зоны ПДК, мг/м³: алмаз 8,0, антрацит и кокс 6,0, каменный уголь 10,0, технический углерод и углеродная пыль 4,0; в атмосферном воздухе максимальная разовая 0,15, среднесуточная 0,05 мг/м³.

Важнейшие соединœения. Оксид углерода (II) (угарный газ) CO. В обычных условиях - бесцветный без запаха и вкуса очень ядовитый газ. Ядовитость объясняется тем, что она легко соединяется с гемоглобином крови Оксид углерода (IV) CO2. При обычных условиях - бесцветный газ со слегка кисловатым запахом и вкусом, в полтора раза тяжелœее воздуха, не горит и не поддерживает горения. Угольная кислота H2CO3. Слабая кислота. Молекулы угольной кислоты существуют только в растворе. Фосген COCl2. Бесцветный газ с характерным запахом, tкип=8оС, tпл=-118оС. Очень ядовит. Мало растворим в воде. Реакционноспособен. Используется в органических синтезах.

Общая характеристика элементов IV группы, главной подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева - понятие и виды. Классификация и особенности категории "Общая характеристика элементов IV группы, главной подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева" 2017, 2018.

Металлические свойства усиливаются, неметаллические - уменьшаются. На внешнем слое - 4 электрона.

Химические свойства (на основе углерода)

Взаимодействуют с металлами:

4Al + 3C = Al 4 C 3 (реакция идсет при высокой температуре)

Взаимодействуют с неметаллами:

2Н 2 + C = CН 4

Взаимодействуют с водой:

C + H 2 O = CO + H 2

2Fe 2 O 3 + 3C = 3CO 2 + 4Fe

Взаимодействуют с кислотами:

3C + 4HNO 3 = 3CO 2 + 4NO + 2H 2 O

Углерод. Характеристика углерода, исходя из его положения в периодической системе, аллотропия углерода, адсорбция, распространение в природе, получение, свойства. Важнейшие соединения углерода

Углерод (химический символ — C, лат. Carboneum) — химический элемент четырнадцатой группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы четвёртой группы), 2-го периода периодической системы химических элементов. порядковый номер 6, атомная масса — 12,0107.

Углерод существует во множестве аллотропных модификаций с очень разнообразными физическими свойствами. Разнообразие модификаций обусловлено способностью углерода образовывать химические связи разного типа.

Природный углерод состоит из двух стабильных изотопов — 12С (98,93 %) и 13С (1,07 %) и одного радиоактивного изотопа 14С (β-излучатель, Т½ = 5730 лет), сосредоточенного в атмосфере и верхней части земной коры.

Основные и хорошо изученные аллотропные модификации углерода — алмаз и графит. При нормальных условиях термодинамически устойчив только графит, а алмаз и другие формы метастабильны. Жидкий углерод существует только при определенном внешнем давлении.

При давлении свыше 60 ГПа предполагают образование весьма плотной модификации С III (плотность на 15-20 % выше плотности алмаза), имеющей металлическую проводимость.

Кристаллическая модификация углерода гексагональной сингонии с цепочечным строением молекул называется карбин. Известно несколько форм карбина, отличающихся числом атомов в элементарной ячейке.

Карбин представляет собой мелкокристаллический порошок чёрного цвета (плотность 1,9-2 г/см³), обладает полупроводниковыми свойствами. Получен в искусственных условиях из длинных цепочек атомов углерода, уложенных параллельно друг другу.

Карбин — линейный полимер углерода. В молекуле карбина атомы углерода соединены в цепочки поочередно либо тройными и одинарными связями (полиеновое строение), либо постоянно двойными связями (поликумуленовое строение). Карбин обладает полупроводниковыми свойствами, причём под воздействием света его проводимость сильно увеличивается. На этом свойстве основано первое практическое применение — в фотоэлементах.

При реакции углерода с серой получается сероуглерод CS2, известны также CS и C3S2.

С большинством металлов углерод образует карбиды, например:

Важна в промышленности реакция углерода с водяным паром:

При нагревании углерод восстанавливает оксиды металлов до металлов. Данное свойство широко используется в металлургической промышленности.

Графит используется в карандашной промышленности, но в смеси с глиной, для уменьшения его мягкости. Алмаз, благодаря исключительной твердости, незаменимый абразивный материал. В фармакологии и медицине широко используются различные соединения углерода — производные угольной кислоты и карбоновых кислот, различные гетероциклы,полимеры и другие соединения. Углерод играет огромную роль в жизни человека. Его применения столь же разнообразны, как сам этот многоликий элемент. В частности углерод является неотъемлемой составляющей стали (до 2,14 % масс.) и чугуна (более 2,14 % масс.)

Углерод входит в состав атмосферных аэрозолей, в результате чего может изменяться региональный климат, уменьшаться количество солнечных дней. Углерод поступает в окружающую среду в виде сажи в составе выхлопных газов автотранспорта, при сжигании угля на ТЭС, при открытых разработках угля, подземной его газификации, получении угольных концентратов и др. Концентрация углерода над источниками горения 100-400 мкг/м³, крупными городами 2,4-15,9 мкг/м³, сельскими районами 0,5-0,8 мкг/м³. С газоаэрозольными выбросами АЭС в атмосферу поступает (6-15) · 109 Бк/сут 14СО2.

Высокое содержание углерода в атмосферных аэрозолях ведет к повышению заболеваемости населения, особенно верхних дыхательных путей и легких. Профессиональные заболевания — в основном антракоз и пылевой бронхит. В воздухе рабочей зоны ПДК, мг/м³: алмаз 8,0, антрацит и кокс 6,0, каменный уголь 10,0, технический углерод и углеродная пыль 4,0; в атмосферном воздухе максимальная разовая 0,15, среднесуточная 0,05 мг/м³.

Важнейшие соединения. Оксид углерода (II) (угарный газ) CO. В обычных условиях - бесцветный без запаха и вкуса очень ядовитый газ. Ядовитость объясняется тем, что она легко соединяется с гемоглобином крови.

Оксид углерода (IV) CO2. При обычных условиях - бесцветный газ со слегка кисловатым запахом и вкусом, в полтора раза тяжелее воздуха, не горит и не поддерживает горения.
Угольная кислота H2CO3. Слабая кислота. Молекулы угольной кислоты существуют только в растворе.

Фосген COCl2. Бесцветный газ с характерным запахом, tкип = 8оС, tпл = -118оС. Очень ядовит. Мало растворим в воде. Реакционноспособен. Используется в органических синтезах.