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 + 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.

Наши рекомендации