Соединения элементов IV группы главной подгруппы
| -4 | +2 | +4 |
| CH4 метан | CO несолеобразующие SiO оксиды | CO2 кислотные SiO2 оксиды (соответствуют кислоты H2CO3 и H2SiO3) |
| SiH4 силан (неустойчив, самовоспламеняется на воздухе) | ||
| остальные неустойчивы | GeO SnO амфотерные оксиды PbO | GeO2 амфотерные оксиды SnO2 (соответствуют PbO2 амфотерные гидроксиды) |
*Черная стрелка показывают направление увеличения силы кислот.
**Красная стрелка показывает направление падения устойчивости водородных соединений.
Нахождение в природе:
Углерод:
1. В свободном состоянии – алмаз, графит, каменный уголь.
2. В земной коре содержится в виде:
· CaCO3 – мел, известняк, мрамор; CaCO3 ∙ MgCO3 – доломит;
· углеводородов нефти;
· природного газа.
3. В живых организмах – входит в состав всех органических соединений.
4. В атмосфере в виде CO2 (0,03%).
Кремний:
Кремний – основной элемент неживой природы. Это один из самых распространенных элементов в земной коре.
1. В свободном виде не встречается.
2. SiO2 – речной песок.
3. Чистый кристаллический SiO2 – горный хрусталь, кварц; с примесями – различные полулрагоценные и драгоценные камни, например, агат, аметист, опал, яшма.
4. Силикаты также входят в состав драгоценных и полудрагоценных камней (аквамарин, изумруд, топаз).
5. Силикаты алюминия являются основой белой глины, полевого шпата, слюды.
Углерод и его свойства
Аллотропные модификации углерода
| Признак | Алмаз | Графит | Карбин |
| Тип гибридизации | sp3-гибридизация | sp2-гибридизация | sp-гибридизация |
| Тип кристаллической решетки | Атомная | Атомная | Атомная |
| Особенности строения кристаллической решетки | 4 одинаковые гибридные орбитали образуют тетраэдр, поэтому все химические связи в кристаллической решетке одинаково прочны | 3 одинаковые гибридные орбитали располагаются на плоскости под углом 120º, а четвертая негибридная расположена перпендикулярно этой плоскости и образует менее устойчивую химическую связь, поэтому вещество расслаивается | Линейная молекула |
| Физические свойства | Бесцветные, прозрачные кристаллы. Очень твердый. | Мягкое, темно-серое вещество с металлическим блеском. Имеет высокую электропроводность. | Мелко-кристаллический порошок черного цвета. |
| Устойчивость | Наиболее устойчивая модификация | ||
| Превращения (при высоких t° и p) |
Химические свойства:
При обычной температуре малоактивен. В реакции вступает, в основном, при нагревании. В химических реакциях может выступать и как окислитель, и как восстановитель. В металлургии применяется в качестве восстановителя.
| Как окислитель | Как восстановитель |
| 1. С металлами: 4Al + 3C = Al4C3 карбид алюминия Ca + 2C = CaC2 карбид кальция | 1. С кислородом: 2С + O2(нед.) = 2CO C + O2(изб.) = CO2 С + СO2 = 2CO |
| 2. С хлором: C + 2Cl2 = CCl4 четыреххлористый углерод | |
| 2. С водородом (только при высокой температуре и наличии катализатора): С + 2H2 = CH4 | 3. С серой: С + 2S = CS2 сероуглерод |
| 4. С оксидами металлов: C + CuO = Cu + CO 2C + PbO2 = Pb + 2CO | |
| 5. С водой при высокой температуре: C + H2O = CO + H2 водяной газ используется для получения метана | |
| 6. С кислотами-окислителями: C + 2H2SO4(конц.) = 2SO2↑ + CO2↑ + 2H2O C + 4HNO3(конц.) = CO2↑ + 4NO2↑ + 2H2O |
Оксиды углерода
| Признак | CO | CO2 |
| Физические свойства | Газ без цвета и запаха. Плохо растворим в воде и с ней не взаимодействует. | Газ без цвета и запаха. Не поддерживает горение. Плохо растворим в воде, но с ней реагирует, образуя угольную кислоту. |
| Ядовитость | Ядовит, так как соединяется с гемоглобином крови. | Не ядовит, но дыхание не поддерживает. |
| Получение в лаборатории | Разложением муравьиной кислоты (при нагревании и наличии H2SO4 как водоотнимающего средства): HCOOH → CO + H2O | 1. Разложение карбонатов и гидрокарбонатов: CaCO3 → CaO + CO2↑ 2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2↑ + H2O 2. Реакции карбонатов с кислотами: CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2↑ + H2O |
| Вид оксида | Несолеобразующий | Кислотный |
| Химические свойства | 1. Окисляется до CO2 (горит при поджигании): 2CO + O2 = 2CO2 2. С хлором: CO + Cl2 = COCl2 фосген (ядовитый газ, использолся в Первую Мировую войну) 3. Используется в металлургии в качестве восстановителя: CO + FeO = CO2 + Fe CO + CuO = CO2 + Cu | 1. В качестве окислителя с активными металлами: 2Mg + CO2 = 2MgO + C горение магния в углекислом газе 2. Проявляет типичные свойства кислотного оксида: а). С водой: CO2 + H2O = H2CO3 б). С основными оксидами: CO2 + Na2O = Na2CO3 в). С основаниями: CO2 + 2KOH = K2CO3 + H2O |
Качественная реакция на CO2:
При пропускании углекислого газа через известковую воду, она мутнеет:
CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3↓ + H2O
При дальнейшем пропускании помутнение исчезает за счет образования гидрокарбоната кальция:
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2
При нагревании гидрокарбонат кальция разлагается, вновь образуется помутнение и выделяется газ:
Ca(HCO3)2 → CaCO3↓ + CO2↑ + H2O
Такой же эффект наблюдается при добавлении к гидрокарбонату кальция известковой воды:
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3↓ + 2H2O
Угольная кислота
H2CO3 – угольная кислота – слабая непрочная двухосновная кислота, существует только в растворе. Проявляет кислотные свойства, изменяя окраску индикаторов и взаимодействуя с растворами щелочей:
H2CO3 + 2NaOH = Na2CO3 + 2H2O
Карбонаты и гидрокарбонаты активных металлов подвергаются гидролизу. Среда в их растворах щелочная: CO32- + H2O = HCO3- + OH-
HCO3- + H2O = H2CO3 + OH-
Так как по 2-й ступени гидролиз идет хуже, среда в растворах гидрокарбонатов будет менее щелочной, чем растворах карбонатов.
Все карбонаты и гидрокарбонаты, кроме карбонатов щелочных металлов, разлагаются при нагревании. Карбонаты на оксид металла и углекислый газ: MgCO3 → MgO + CO2↑
Na2CO3 ≠
Гидрокарбонаты на карбонаты, углекислый газ и воду:
2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2↑ + H2O
Основные соли угольной кислоты также разлагаются при нагревании:
(CuOH)2CO3 → 2CuO + CO2↑ + H2O
малахит
Качественная реакция на карбонаты и гидрокарбонаты – с сильной минеральной кислотой:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2↑ + H2O
выделяется газ с шипением
NaHCO3 + HCl = NaCl + CO2↑ + H2O
Кремний и его соединения
Кремний – твердое вещество буро-серого цвета.
Получение: из оксида кремния (IV) реакцией с восстановителями при нагревании
1. В промышленности: SiO2 + 2C = Si + 2CO
2. В лаборатории: SiO2 + 2Mg = Si + 2MgO
3SiO2 + 4Al = Si + 2Al2O3
Химические свойства:
Кремний проявляет свойства и восстановителя, и окислителя:
1. Как восстановитель: Si + O2 = SiO2
2. Как окислитель: Si + Mg = Mg2Si
силицид магния
Силициды легко разлагаются водой или кислотами с образованием газа силана:
Mg2Si + 4H2O = SiH4↑ + 2Mg(OH)2
Mg2Si + 4HCl = SiH4↑ + 2MgCl2
SiH4 – силан – ядовитый газ с неприятным запахом, на воздухе самовоспламеняется.
SiO – оксид кремния (II) – смолоподобное аморфное вещество, несолеобразующий оксид.
SiO2 – оксид кремния (IV) – твердое тугоплавкое вещество. Реальная формула (SiO2)n, так как является полимером.
Проявляет все свойства кислотного оксида, но не взаимодействует с водой: SiO2 + H2O ≠
1. С основными оксидами: SiO2 + CaO = CaSiO3
2. С основаниями (щелочами): SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O
При взаимодействии с карбонатами вытесняет из них углекислый газ: SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2↑
H2SiO3 – кремниевая кислота – как и оксид является полимером. Слабая, неустойчивая, при нагревании разлагается: H2SiO3 → SiO2 + H2O
H2SiO3, в отличие от других кислот, не растворима в воде, представляет собой студенистое вещество. Получают ее обменной реакцией между силикатами и сильными кислотами:
Na2SiO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SiO3↓
Проявляет свойства, характерные для всех кислот – реагирует с основными оксидами и основаниями, но образованными только активными щелочными и щелочноземельными металлами:
H2SiO3 + K2O = K2SiO3 + H2O
H2SiO3 + 2KOH = K2SiO3 + 2H2O
Применение углерода, кремния и их соединений:
1. Алмаз – для изготовления ювелирных украшений; обработки твердых материалов, в том числе для резки стекла.
2. Графит – изготовление карандашей; за счет химической инертности, но при этом высокой электропроводности использую также для изготовления электродов.
3. Уголь является хорошим адсорбентом, это свойство используется в противогазах; для очистки веществ от примесей, а также при использовании угля в качестве лекарственного средства (активированный уголь).
Адсорбция – поглощение газообразных или растворенных веществ поверхностью твердого тела.
4. CO2 в твердом состоянии («сухой лед») используется как хладагент.
5. CO2 – для получения газированной воды.
6. NaHCO3 – питьевая сода, может использоваться:
· в хлебопечении;
· для полоскания горла;
· при повышенной кислотности желудочного сока.
7. NaHCO3 используется в углекислотных огнетушителях.
8. (NH4)2CO3 – разрыхлитель для теста.
9. Na2CO3 – техническая или кальцинированная сода, используется для производства стекла, мыла, бумаги.
10. CaCO3 – в строительстве (известняк, мрамор).
11. Si используют в качестве полупроводника в фотоэлементах, солнечных батареях и т.д.
12. SiO2 используется для получения стекла.
13. SiO2 входит в состав цемента и бетона.
14. Na2SiO3 K2SiO3 – входят в состав силикатного клея, а также используются для пропитки несгораемых тканей и деревянных изделий.
