Химия элементов 4 группы главной подгруппы. Общая характеристика элементов IV группы, главной подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева. Углеводороды, кремневодороды, германоводороды
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.
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.
| 1 команда
| 2 команда
| 3 команда
|
| H 2 SO 4 + HCl - | CaCO 3 +? - ? + CO 2 +H 2 O |
|
| NaOH + H 2 SO 4 - | CaCO 3 + H 2 SO 4 - | K 2 SO 4 + CO 2 +H 2 O - |
| CaCl 2 +Na 2 Si O 3 - |
||
| Si O 2 + H 2 SO 4 - | ||
| Ca 2+ + CO 3 -2 - | CaCl 2 ++ NaOH - |
|
| Задача: При восстановлении оксида железа (111) углеродом, было получено 10,08 г железа, что составило 90% от теоретически возможного выхода. Какова масса взятого оксида железа (III)? | Задача: Сколько силиката натрия получится при сплавлении оксида кремния (IV) с 64,2 кг соды, содержащей 5% примесей? | Задача: При действии соляной кислоты на 50 г карбоната кальция получилось 20г оксида углерода (IV). Каков выход оксида углерода (IV) (в %) от теоретически возможного? |
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.
В IV А группу входят: С,Si,Ge,Sn,Pb. Это р-элементы. Их атомы на внешнем уровне содержат по 4 -2s 2 2p 2 . В невозбужденном состоянии их атомы имеют по 2 неспаренных . В соединениях элементы проявляют СО +4 и -4, а также +2. Для С,Si,Ge типична +4, для Pb +2. Эти элементы образуют оксиды общей формулой RO 2 и RO, а водородные-RH 4 . Гидраты высших оксидов С и Si обладают кислотными св-ми, а остальных – амфотерными. От С к Pb уменьшается прочность водородных соединений. С ростом порядкового № уменьшается энергия ионизации атома и ув-ся атомный радиус, те неМе св-ва ослабевают, а Ме усиливаются.
При температуре ниже 13,2 C происходит увеличение удельного объёма чистого олова и металл образует новую модификацию, обладающую полупроводниковыми свойствами, -серое олово, кристаллической решётке которого атомы располагаются менее плотно. Одна модификация переходит в другую тем быстрее, чем ниже температура окружающей среды. При −33 C скорость превращений становится максимальной. Олово трескается и превращается в порошок. Причём соприкосновение серого олова и белого приводит к «заражению» последнего. Совокупность этих явлений называется «оловянной чумой».
Химические свойстваSi: Типичный неметалл, инертен.
Как восстановитель:
1) С кислородом Si 0 +O 2 →Si +4 O 2
2) С фтором (без нагревания)Si 0 +2F 2 →SiF 4
3) С углеродомSi 0 + C→Si +4 C(SiC – карборунд)
5) С кислотами не реагирует. Растворяется только в смеси азотной и плавиковой кислот: 3Si+4HNO 3 +18HF→3H 2 +4NO+8H 2 O
6) Со щелочами (при нагревании):Si 0 +2NaOH+H 2 O→Na 2 Si +4 O 3 + 2H 2
Как окислитель:
7) С металлами (образуются силициды):Si + 2Mg→Mg 2 Si -4
Химические свойства С: Углерод - малоактивен, на холоде реагирует только со фтором; химическая активность проявляется при высоких температурах.
Восстановительные свойства
1)с кислородом: C 0 + O 2 →CO 2 углекислый газ
при недостатке кислорода наблюдается неполное сгорание:
2C 0 +O 2 →2C +2 O угарный газ
2) со фтором: С+2F 2 →CF 4
3) с водяным паром: C 0 +H 2 O→С +2 O +H 2 водяной газ
4) с оксидами металлов: C 0 +2CuO→2Cu + C +4 O 2
5) с кислотами – окислителями:C 0 +2H 2 SO 4(конц.) →С +4 O 2 +2SO 2 +2H 2 O
С 0 +4HNO 3 (конц.)→С +4 O 2 +4NO 2 +2H 2 O
Окислительные свойства
6) с некоторыми металлами образует карбиды: 4Al+3C→Al 4 C 3
Ca+2C→CaC 2 -4
7)с водородом: C 0 +2H 2 →CH 4
Углерод относится к макроэлементам. Входит в состав все тканей и клеток в форме белков, жиров, углеводов, витаминов, гормонов. Кремний оносится к микроэлементам. Он содержится в печени, надпочечниках, волосах, хрусталике, в коже, хрящах. Германий относится к микроэлементам. Соединения германия усиливают кроветворение в костном мозге. Олово относится к микроэлементам. В мед применяется для изготовления пломб. Олова фторид как ср-во против кариеса. Свинец в мед применяется как вяжущее средство.
Общая хар-ка элементов V А группы. Химические св-ва. Окислительно-восстановительные и кислотно-основные св-ва азота, фосфора, мышьяка. Биологическая роль N,F,As. Химические основы применения в мед и фарм аммиака, оксида азота (1), нитрата натрия, оксидов и солей мышьяка, Sb и Bi.
Подгруппу азота составляют элементы: N,F,Sb,As,Bi. Это р-элементы. На внешнем энергетическом уровне имеют по 5 ns 2 np 3 . Поэтому высшая СО +5, низшая -3, хар-на и +3. В возбужденном состоянии у всех элементов валентность равна 3, в возбужденном состоянии, кроме азота, 5. С водородом образуют соединения типа RH 3 . В этих соединения связи элементов с водородом более прочные, поэтому водородные соединения в водных р-рах не образуют ионов водорода. С кислородом эти элементы образуют оксиды общей формулой R 2 О 3 и R 2 О 5 . Кислотные св-ва оксидов ум-ся с ростом порядкового № и убывают неМе св-ва, а Ме усил-ся.
В хим соединениях азот м.б. и окислителем и восстановителем .
Как окисл-ль: с водородом и Ме: N 2 +3H 2 ↔2NH 3 N 2 +3Ca=Ca 3 N 2
Как восст-ль: с килородом и фтором: N 2 +О 2 ↔2NO N 2 +3F 2 =2NF 3
В хим соединениях фосфор м.б. и окислителем и восст-ем:
Как окисл-ль: с Ме с образованием фосфидов: 2Р+3Са=Са 3 Р 2
Как восст-ль: с О 2 , S, галогенами; при этом в зависимости от условий могут образовываться соединения фосфора (3) и(5). При медленном окислении: 4Р+3О 2 =2Р 2 О 3 ; при сгорании: 4Р+5О 2 =2Р 2 О 5
2Р+5Cl 2(изб) =2РCl 5 2Р+3Cl 2(недост) =2РCl 3
2Р+5S (изб) =Р 2 S 5 2Р+3S (недост) =Р 2 S 3
С йодом образует только PI 3 .
Азот-составная часть аминок-т, белко, витаминов, гормонов.
Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са 3 (РО 4) 3 ·Ca(OH) 2 . В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D.Мышьяк в малых дозах канцерогенен, его использование в качестве лекарства, улучшающего кровь.Сурьма и висмут относятся к микроэлементам. Постоянно присутствуют в живых организмах, физиологическая и биохимическая роль не выяснена.
Общая хар-ка элементов VI А группы. Кислород. Химическая активность молекулярного кислорода. Классификация кислородных соединений и их общие свойства. Биологическая роль кислорода. Химические основы применения озона и кислорода, а также соединений кислорода в мед и фармации.
В главной подгруппе 6 группы находятся элементы: О,S,Se,Te,Po. Эти элементы имеют общее название «халькогены». Первые 4 из них имеют неМе хар-ер.Халькогены при обычных условиях образуют простые в-ва: О 2 -безцв. газ, S-тв кристалл в-во желтого цвета, Se,Te,Po-тв в-ва с метал блеском. В подгруппе сверху вниз с увеличением заряда ядра закономерно изменяются св-ва элементов: уменьшается их неМе хар-ер и усил-ся Ме св-ва. На внешнем электронном слое содержат 6 (ns 2 np 4). Имеются 2 неспаренных поэтому хар-на валентность 2.
Кислород-элемент с порядковым № 8, относительной атомной массой 16. Находится во втором периоде, в главной подгруппе 6 группы. В большинстве своих соединений имеет СО -2. В пероксидах водорода и Ме -1. +2 проявляет в единственном соединении с F (тк ЭО фтора>ЭО кислорода).
Химические св-ва кислорода:
Сильный окислитель, взаим-ет, практически, со всеми элементами, образуя оксиды соСО −2: 4Li + O 2 → 2Li 2 O2Sr + O 2 → 2SrO
Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной СО:2NO + O 2 → 2NO 2
Окисляет многие орг соединений:CH 3 CH 2 OH + 3O 2 → 2CO 2 + 3H 2 O
Кислород не окисляет Au и Pt, галогены и инертные газы.
Кислород образует пероксиды со СО −1.2Na + O 2 → Na 2 O 2
Некоторые оксиды поглощают кислород:2BaO + O 2 → 2BaO 2
K, Rb и Cs реагируют с О 2 с обр надпероксидов:K + O 2 → KO 2
Фториды кислорода: Дифторид кислорода, OF 2 степень окисления +2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи:
2F 2 + 2NaOH → OF 2 + 2NaF + H 2 O
Монофторид кислорода (Диоксидифторид), O 2 F 2 , нестабилен, степень окисления +1. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре −196 C.Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определенных давлении и температуре получаются смеси высших фторидов кислорода O 3 F 2 , О 4 F 2 , О 5 F 2 и О 6 F 2 .
В медицине кислород используется для обогащения дыхательных газовых смесей при нарушении дыхания, для лечения астмы, в виде кислородных коктейлей, кислородных подушек и т.д.
При сердечно-сосудистых заболеваниях, для улучшения обменных процессов, в желудок вводят кислородную пену («кислородный коктейль»). Подкожное введение кислорода используют при трофических язвах, слоновости, гангрене и других серьёзных заболеваниях. Для обеззараживания и дезодорации воздуха и очистки питьевой воды применяют искусственное обогащение озоном. Радиоактивный изотоп кислорода 15 O применяется для исследований скорости кровотока, лёгочной вентиляции.
Сера. Общая характеристика. Физические и химические свойства. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства соединений серы. Химические основы применения соединений S её соединения в мед и фарм.
Сера-элемент, находящийся в главной подгруппе 6 группы, в з периоде.Порядковый №16,заряд атома=+16.Отн-ная атомная m=32.
Физические свойства : Известны 3 аллотропные модификации серы: ромбическая,моноклиничекая, пластичекая. Наиболее устойчивая ромбическая S 8 . Именно в таком виде она встречается в природе. Ромбическая сера- тв кристалл в-во, желтого цвета, не раств-ся в воде. Хорошо раст-ся в сероуглероде СS 2 и некоторых др орг р-лях.
Химические свойства : Сера- типичный активный неМе. Реагирует с простыми и сложными в-вами. В хим р-ях может быть окисл-ем (S 2-) и восст-ем (S 2+ ,S 4+ ,S 6+).
1.С простыми в-вами:
Какокислитель (сМе, C,Р,Н):2Na+S=Na 2 S
C+2S=CS 2 2Р+3S=P 2 S 3 H 2 +S↔H 2 S
Каквосстановитель (сО 2 ,Сl,F): S+O 2 =SO 2
2S+Cl 2 =S 2 Cl 2 S+3F 2 =SF 6
2.Со сложными в-вами:
Как восстановитель (с кислотами-оксислителями: HNO 3 ,H 2 SO 4):S+6HNO 3 (конц.) =H 2 SO 4 +6NO 2 +2H 2 O
S+2H 2 SO 4 (конц.) = 3SO 2 + 2H 2 O
Проявляя свойства и окислителя и восстановителя, вступает в р-ции дипропорционирования ср-рами щелочей при t: 3S+6KOH=K 2 SO 3 +2K 2 S+3H 2 O Sº+2 →S -2 Sº-4 →S +4
Сероводород Н 2 S : безцветный газ с неприятным запахом, ядовит.
В воде Н 2 S мало растворим, водный р-р H 2 S является очень сл- к-той:H 2 S→HS − +H +
Реагирует с основаниями:
H 2 S + 2NaOH = Na 2 S + 2H 2 O (обычная соль, при избытке NaOH)
H 2 S + NaOH = NaHS + H 2 O (кислая соль, при отношении 1:1)
Н 2 S- сильный восстановитель. На воздухе горит синим пламенем:
2H 2 S + ЗО 2 = 2Н 2 О + 2SO 2
при недостатке кислорода:
2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O (промышленный способ получения серы).
Сероводород реагирует также со многими другими окислителями, при его окислении в р-ах обр0ся свободная S или SO 4 2- , например:
3H 2 S + 4HClO 3 = 3H 2 SO 4 + 4HCl
2H 2 S + SO 2 = 2Н 2 О + 3S H 2 S + I 2 = 2HI + S
Сера входит в состав белков, аминокислот, гормонов, витаминов. Содержится в каротине волос, костях, нервной ткани.
Галогены
Галогены-химические элементы главной подгруппы VII группы таблицы Менделеева. Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все галогены - энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F − , Сl − , Вr − , I − уменьшается. К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I , астат At.
Фтор-зеленовато-жёлтый газ, очень ядовит и реакционоспособен.
Хлор- зеленоватый газ. Тяжёлый, также очень ядовитый, имеет характерный неприятный запах (запах хлорки).
Бром- красно-бурая жидкость. Ядовита. Поражает обонятельный нерв. Очень летуч, поэтому содержится в запаянных ампулах.
Йод- фиолетово-чёрные кристаллы. как пушинка возгоняется (пары фиолетового цвета). Ядовит.
Астат- очень радиоактивен, поэтому о нём мало известно.
Физические свойства галогенов :энергия связи галогенов сверху вниз по ряду изменяется не равномерно.От хлора к йоду энергия связи постепенно ослабевает, что связанно с ув. атомного радиуса.
Химические свойства галогенов :Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к йоду. Фтор - самый активный из галогенов, реагирует со всеми Ме без исключения, выделяя большое количество теплоты:
2Аl + 3F 2 = 2АlF 3 + 2989 кДж,
Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H 2 , S, С, Si, Р): Н 2 + F 2 = 2НF
при облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами: Хе + F 2 = ХеF 2 + 152 кДж.
Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер: 3F 2 + ЗН 2 О = F 2 О + 4НF + Н 2 О 2 .
Свободный хлор реагирует со всеми простыми в-вами, за исключением О 2 , N и благородных газов: Н 2 + Сl 2 = 2НСl(г)
Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами:
СН 3 -СН 3 + Сl 2 → СН 3 -СН 2 Сl + НСl
Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:Сl 2 + 2НВr = 2НСl + Вr 2 ,
Обратимо реагирует с водой:Сl 2 + Н 2 О = НСl + НСlO - 25 кДж.
В IV-A группе находятся р - элементы C, Si, Ge, Sn, Pb. Конфигурация атома в невозбужденном состоянии ns 2 nр 2 , в возбужденном состоянии ns 1 nр 3 , все 4 электрона неспаренные.
Радиусы атомов закономерно растут с увеличением порядкового номера, ионизационный потенциал соответственно уменьшается.
В большинстве неорганических соединений углерод и кремний проявляют степень окисления +4. Но от германия к свинцу прочность соединений со степенью окисления +4 уменьшается, более стабильна низкая степень окисления +2. Могут проявлять степени окисления - 4 в гидридах.
Углерод стоит в середине 2-го периода, он одинаково может притягивать и отдавать электроны, промежуточное значение электроотрицательности приводит к тому, что углерод образует ковалентные связи со всеми реакционноспособными элементами периодической системы, стоящими от него слева (в том числе Н), справа (О, N, галогены) и снизу (Si,Ge, Sn, Pb).
Li Be B C N O F
ОЭО 1 1,5 2 2,5 3 3,5 4
Невозможность донорно - акцепторного взаимодействия в возбужденном состоянии обусловливает примерно одинаковую прочность одинарных связей с водородом. Четырехвалентность углерода предоставляет широкие возможности для разветвлений цепей углеродных атомов и образования циклических структур.
C - типичный неметалл
Si - типичный неметалл
Ge - есть металлические свойства
Sn - металлические свойства преобладают над неметаллическими
Pb - металлические свойства преобладают над неметаллическими
Увеличение восстано-вительных свойств, уменьшение устойчивости молекул
Увеличение
основных свойств и устойчивости молекул. Нерастворимы
в воде Гидроксидов
не образуют
уменьшение
устойчивости молекул
Кремний по распространенности в земной коре занимает второе место (после кислорода). Если углерод – основа жизни, то кремний – основа земной коры. Он встречается в громадном многообразии силикатов и алюмосиликатов, песка. Германий, олово, свинец достаточно редкие элементы. Аморфный уголь (сажа) черного цвета, аморфный кремний – порошок бурого цвета. Кристаллический кремний – полупроводник. Важные сорта аморфного угля – кокс, древесный уголь. Германий как и кремний, полупроводник, имеет алмазоподобную решетку, по внешнему виду типичный металл серебристо-белого цвета. Олово имеет модификации белое (-модификация устойчива выше 286 К серебристо-белый металл, серая - -модификация (серое олово) имеет алмазоподобную решетку. Свинец – темно-серый металл.
2. Химия углерода
Углерод встречается в природе в свободном виде и в соединениях. Его аллотропные видоизменения – алмаз, графит, карбин, фуллерен.
Алмаз – самое твердое вещество в природе. Твердость по шкале Маоса -10, тем не менее он хрупок. Ограненный алмаз имеет более 20 граней и называется бриллиантом, используется в ювелирной промышленности. Масса бриллианта измеряется в каратах (1 карат = 0,2 г). Существенные различия в свойствах алмаза и графита обусловлены особенностями строения их кристаллов.
1. Кристаллическая решетка алмаза атомная. Каждый атом углерода расположен в центре тетраэдра, четыре вершины которого заняты другими атомами углерода. Все атомы находятся на одинаковых расстояниях друг от друга. Кристалл алмаза (диэлектрик) – имеет плотную упаковку с высокой компактностью и твердостью. Атомы углерода в sp 3 -гибридизации.
2. В кристаллах графита атомы углерода расположены в углах правильных шестиугольников, находящихся в параллельных плоскостях. Под внешним воздействием такой кристалл легко расслаивается на чешуйки. Графит в отличие от алмаза очень мягок.
Атомы углерода в графите в sp 2 -гибридизации.
3. Карбин – твердое кристаллическое вещество.
Это линейный полимер углерода, в котором чередуются одинарные и тройные связи.
Атомы углерода в карбине в sp -гибридизации .
- карбин (полиин)
= - карбин (поликумулен)
Карбин – наиболее стабильная форма углерода, - карбин обладает полупроводниковыми свойствами.
4. Фуллерен – четвертая аллотропная модификация углерода. Его молекулы имеют четное число атомов углерода и имеют состав С 60 , С 70 , С 80 и т.д. Молекула С 60 имеет вид футбольного мяча, построенного из пяти- и шестигранных углеродных циклов с общими ребрами.
Водородные соединения углерода – углеводороды являются объектом изучения в органической химии.
К неорганическим соединениям углерода относятся СО и СО 2 .
С + О 2 СО 2
С + О 2 СО
С + Н 2 СН 4
С + S 2 CS 2 (сероуглерод)
С + F 2 С F 4
Из галогенидов СГаl самое большое значение имеет СCl 4 – бесцветная, достаточно токсичная жидкость. В обычных условиях СCl 4 химически инертен. Применяют как невоспламеняющийся и негорючий растворитель смол, лаков, жиров и для получения фреона CF 2 Cl 2 .
CF 4 – газ ; CCl 4 – жидкий ; CBr 4 – твердый .
С + H 2 SO 4 конц СО 2 + SO 2 + H 2 O
С + HNO 3 конц СО 2 + NO 2 + H 2 O
Химическая связь в молекуле СО.
Распределение электронов в возбужденном атоме углерода и в кислороде таково, что между ними возможно образование двух химических связей – в атоме кислорода имеются 2 неспаренных электрона. Однако при переходе одного электрона от кислорода к углероду в образовавшихся ионах С - и О + будет по 3 неспаренных электрона, аналогично электронной конфигурации азота. При соединении этих ионов образуется тройная связь, аналогичная молекулеN 2 , поэтому свойства СО иN 2 очень близки.
Невозбужденный атом углерода имеет 2 неспаренных электрона, которые могут образовать 2 общие электронные пары с 2-мя неспаренными электронами атома кислорода (по обменному механизму). Однако имеющиеся в атоме кислорода 2 спаренные р -электрона могут образовывать тройную химическую связь, поскольку в атоме углерода имеется одна незаполненная ячейка, которая может принять эту пару электронов.
Тройная
связь образуется по донорно-акцепторному
механизму, направление стрелки от донора
кислорода к акцептору – углероду.
Подобно N 2 - СО обладает высокой энергией диссоциации (1069 кДж), плохо растворим в воде, инертен в химическом отношении. СО – газ без цвета и запаха, безразличный несолеобразующий, не взаимодействует с кислотными щелочами и водой при обычных условиях. Ядовит, т.к. взаимодействует с железом, входящим в состав гемоглобина. При повышении температуры или облучении проявляет свойства восстановителя.
Получение:
в промышленности
в лаборатории:
;
В реакции СО вступает лишь при высоких температурах.
Молекула СО имеет большое сродство к кислороду, горит образуя СО 2:
СО + 1/2О 2 = СО 2 + 282 кДж/моль.
Из-за большого сродства к кислороду СО используется как восстановитель оксидов многих тяжелых металлов (Fe, Co, Pb и др.).
С O + Cl 2 = COCl 2 (фосген)
Наибольший интерес представляют карбонилы металлов (используются для получения чистых металлов). Химическая связь по донорно-акцепторному механизму, имеет место -перекрывание по дативному механихму.
(пентакарбонил
железа)
Все карбонилы – диамагнитные вещества, характеризуются невысокой прочностью, при нагревании карбонилы разлагаются
→ 4CO + Ni (карбонил никеля).
Как и СО карбонилы металлов – токсичны.
IV группа главная подгруппа
Применение
Германий широко используется как полупроводник. Почти половина производимого олова идет на изготовление жести, главным потребителем которой является производство консервов. Значительное количество олова расходуется на получение сплавов – бронзы (медь + 10 – 20% Sn). Оксид олова (IV) применяется для изготовления полупроводниковых сенсоров. Химические полупроводниковые сенсоры – чувствительные элементы на основе SnО 2 , In 2 O 3 , ZnO, TiO, преобразующие энергию химического процесса в электрическую. Взаимодействие определяемого газа (О 2 , СО, NО 2) с чувствительным материалом сенсора вызывает обратимое изменение его электропроводности, которое регистрируется электронным устройством.
К элементам IV (14 по новой номенклатуре ЮПАК) группы главной подгруппы относятся: углерод С, кремний Si, германий Ge, олово Sn, свинец Pb.
В основном состоянии атомы пниктогенов имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня – …ns 2 np 2 , где n – главное квантовое число (номер периода). Для атомов элементов IV группы главной подгруппы характерны следующие степени окисления: для углерода – (–4, 0, +2, +4); для кремния – (–4, 0, (+2), +4); для германия – ((–4), 0, +2, +4); для олова – (0, +2, +4), для свинца – (0, +2, +4).
Устойчивость соединений с высшей степенью окисления +4 максимальна для кремния и понижается в ряду Ge – Sn – Pb. Это объясняется тем, что затраты энергии на перевод электрона с s на p подуровень не компенсируются энергией образующихся химических связей. Устойчивость соединений со степенью окисления +2 возрастает.
В табл. 1 представлены основные свойства IV (14) группы главной подгруппы.
| Свойство | С | Si | Ge | Sn | Pb |
| Заряд ядра | |||||
| Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня в основном состоянии | …2s 2 2p 2 | …3s 2 3p 2 | …4s 2 4p 2 | …5s 2 5p 2 | …6s 2 6p 2 |
| Орбитальный радиус, пм | |||||
| Энергия ионизации , эВ | 11,26 | 8,15 | 7,90 | 7,34 | 7,42 |
| Энергия сродства к электрону, , эВ | 1,26 | 1,38 | 1,2 | 1,2 | – |
| Температура плавления, ºС | 3300 (субл.) | ||||
| Температура кипения, ºС | – | ||||
| Электроотрицательность: по Полингу по Оллреду-Рохову | 2,55 2,50 | 1,90 1,74 | 2,01 2,02 | 1,96 1,72 | 2,33 1,55 |
В IV группе главной подгруппе сверху вниз орбитальный радиус увеличивается. Неравномерное изменение радиуса при переходе от Si к Ge и от Sn к Pb обусловлено эффектами d и f-сжатия. Электроны 3d и 4f-подуровней слабо экранируют заряд ядер атомов. Это приводит к сжатию электронных оболочек германия и свинца из-за повышения эффективного заряда ядра.
В IV группе главной подгруппе сверху вниз эффективный заряд ядра увеличивается, орбитальный радиус также увеличивается, энергия ионизации уменьшается, восстановительные свойства атомов возрастают.
Углерод отличается от других атомов элементов IV группы главной подгруппы высоким значением энергии ионизации.
Атом углерода не имеет свободных d-орбиталей, валентные электроны атома углерода (... 2s 2 2p 2) слабо экранированы от действия ядра, что объясняет небольшой радиус атома углерода и высокие значения энергии ионизации и электроотрицательности.
В IV группе главной подгруппе сверху вниз эффективный заряд ядра увеличивается, орбитальный радиус увеличивается, энергия сродства к электрону уменьшается, окислительные свойства атомов уменьшаются.
Энергия сродства к электрону у атома углерода меньше, чем у атома кремния, что связано с небольшим радиусом атома углерода и сильным межэлектронным отталкиванием при присоединении электрона к атому.
В IV группе главной подгруппе сверху вниз энергия ионизации уменьшается, энергия сродства к электрону уменьшается, электроотрицательность уменьшается.
С изменением энергии ионизации свойства элементов IV группы главной подгруппы изменяются от типичных неметаллов к металлам. Углерод и кремний – типичные неметаллы, германий – металлоид с характерными металлическими свойствами, олово, свинец – металл.
В IV группе главной подгруппе сверху вниз температуры плавления и кипения уменьшаются.
Понижение температуры плавления обусловлено увеличением доли металлической связи.
