Аллотропные модификации углерода. Соединения элементов IV группы главной подгруппы -4 +2 +4 CH4 метан CO несолеобразующие SiO оксиды

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 + O_2(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 + 2H₂SO_4(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: CO₃^2- + 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.