Кремний и его соединения

Лекция №15

Тема: Углерод. Кремний.

План:

1.Положение углерода в П.С. Строение атома.

2.Углерод в природе. Физические и химические свойства углерода.

3.Кислородные соединения углерода:

а. Оксиды углерода: СО и СО₂ – получение, свойства, применение.

б. Угольная кислота и ее соли.

4.Кремний и его соединения.

1.Общая характеристика IV группы главной подгруппы:

ns²np²

s p валентность II s p

ü ₆С 1s²2s²2p²→C^*2s¹2p³ валентность IV

ü ₁₄Si 1s²2s²2p⁶3s²3p²

ü ₃₂Ge 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p²

ü ₅₀Sn 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p²

ü ₈₂Pb 6s²6p² (для свинца характерна степень окисления +2)

Степень окисления: -4; 0; +2; +4.

Э^-4Н₄ (СН₄; SiH₄;GeH₄)

Э⁺²О; Э⁺⁴О₂ (СО₂; SiО₂;GeО₂)

2.Углерод в природе (лекция) встречается в свободном состояние (алмаз, графит), так и в виде соединений (карбонаты, уголь, нефть).

Алмаз – бесцветный, прозрачный, в форме октаэдра кристалла С в sp³ гибридизации.

Графит – темно – серые кристаллы со слабым металлическим блеском, жирные на ощупывание, слабая механическая прочность С в sp² гибридицации

Карбин ( в 60- х годах синтезировали советские химики) - линейный полимер углерода. Атомы С связаны чередующимися ≡ и - связями.

Физические свойства углерода: (Аллотропные видоизменения – лекция)

С

Алмаз графит карбин

Химические свойства :

С – довольно инертен, реакции способны его усиливать с ↑t⁰.

+нМе:

а. при t⁰: 2С+О₂→2СО

б. при избытке кислорода: С⁰+О₂→2С⁺⁴О₂; С⁰-4ē→С⁺⁴ ок-е; в-ль.

в. С⁰+2Н₂→СН₄; С⁰+4ē→С^-4 в-е; ок-ль.

+Ме:

а. Са+2С⁰= СаС₂ ; 2С⁰+2ē→С₂^-1 в-е; ок-ль.

+Сложные вещества:

а. С⁰+Н₂О→ С⁺²О+Н₂

С⁰-2ē→С⁺² ок-е; в-ль.

б. SnО₂+2С⁰→Sn+2С⁺²О(восстановление Ме)

в. С+Н₂SO_4(к)→ СО₂↑+2SО₂↑+2Н₂О

г. 3С+4НNО_3(к)→3СО₂+4NO+3Н₂О

3.Кислородные соединения С:

а. СО оксид углерода (II) или угарный газ – яд. газ, бесцветный, не имеет запаха, мало растворим в воде.

: С═О : : С≡О :

: С : : О:

2С+СО₂→2СО (угарный газ)

уголь угл.газ

СО – энерг. восстановитель.

2С⁺²О+О₂→2С⁺⁴О₂; С⁺²-2ē→С⁺⁴ ок-е; в-ль.

Fe₂О₃+3СО→2Fe+3СО₂↑; С⁺²-2ē→С⁺⁴ ок-е; в-ль.

б. СО₂ – оксид углерода (IV) углекислый газ – без цвета, в 1,5 раз тяжелее воздуха.

СО₂ при сильном охлаждении кристаллизуется, превращается в снегообразную массу (сухой лед).

СО₂ не горит_, не поддерживает дыхание и горения.

.

Получают:

а. в промышленности: (обжиг известняка)

t

СаСО₃→СаО+СО₂

б. в лаборатории:

СаСО₃+2НCl→СаCl₂+СО₂↑+Н₂О

Химические свойства:

С⁺⁴О₂+Mg→ MgО+С⁰ ; 2С⁺⁴+4ē→С⁰ в-ие; ок-ль

СО₂ – кислотный оксид: взаимодействует с водой, щелочами и основными оксидами.

СО₂+ Н₂О Н₂СО₃ (угольная кислота-слабая)

Диссоциирует ступенчато:

Н₂СО₃ Н⁺+НСО₃^-

НСО₃^- Н⁺+СО₃^2-

Угольная кислота образует кислые соли – гидрокарбонаты NaHCO₃ и средние соли Na₂CO₃ – карбонаты.

Соли угольной кислоты подвергаются гидролизу:

Na₂CO₃ 2Na⁺+CO₃^2- гидролиз идет по аниону, среда щелочная, рН>7.

Гидрокарбонаты переходят в карбонаты и наоборот.

2NaHCO₃ Na₂CO₃+СО₂ + Н₂О (при нагревании)

КНСО₃+КОН→К₂СО₃+Н₂О

СаСО₃+ СО₂+Н₂О→Са(НСО₃₎

Качественная реакция СО₃^2-:

СаСО₃+2НCl→СаCl₂+СО₂↑+Н₂О

СО₂ обнаруживают с помощью известковой воды:

СО₂+Са(ОН)₂→ СаСО₃+ Н₂О.

Важное значение имеют соли:

К₂СО₃ – поташ при производстве стекла, в фотографии.

СаСО₃ – карбонат кальция (состав. часть мела, мрамора, известняка)

Na₂СО₃*10 Н₂О (стиральная сода) – важнейший продукт химической промышленности.

Безводный карбона натрия называется – кальцинированной содой.

2NaHCO₃ гидрокарбонат натрия (питьевая сода) применеятся в кулинарии, в медицине и в качестве пекарского порошка.

В медицине – внутрь в порошках, таблетках и растворах при повышенной кислотности желудочного соку, язвенной болезни желудка и двенадцатиперстной кишки, в микстурах как отхаркивающие средство, водный раствор 2%для промывания слизистых оболочек глаз и верхних дыхательных путей при попадании кислот, раздражающих и отравляющих веществ.

Активированный уголь (обработанный специальным образом древесный уголь)

Обладает большой пористостью и является поглотителем отравляющих веществ. Применяют внутрь при пищевых отравлениях, повышенной кислотности желудочного сока, брожении в кишечнике.

Кремний и его соединения.

Si впервые был получен французским ученым Гей-Люссаком и Тенаром в 1811 году.

В 1825 году шведский химик Берцелиус выделил кремний:

SiF₄+4K→Si+4KF

В природе Si по распространённости занимает II место после кислорода, его масса составляет 29,5% от массы земной коры. Известно природное соединение SiO₂ кремнезем (песок, кварц).

В настоящие время кремний получают:

Si⁺⁴O₂+2Mg⁰→Mg⁺²O+Si⁰(нагревание)

Si ⁺⁴+4ē→ Si ⁰ в-ие; ок-ль

Mg⁰-2ē→ Mg⁺² ок-е; в-ль.

Физические свойства: кремний ( аллотропное модиф.) бывает кристаллический и аморфный.

а. кристаллический :темно – серые, блестящие, имеющие форму октаэдров, кристаллы (хорошие полу – проводники).

б. аморфный: бурый порошок, представлен мелкокристал. Формой кубической модификации.

Химические свойства:

Кристаллический кремний – химически инертен;

Аморфный – более реакционноспособен.

Реагирует только с сильными окислителями и восстановителями. Со фтором в обычных условиях: Si+2F₂→Si⁺⁴F^-1₄

С кислородом и хлором при t = 400-600С⁰

Si+O₂→SiO₂ ( при нагревании)

Si+2Cl₂→SiCl₄

При очень высоких t⁰ кремний способен непосредственно соединяться с C и N₂:

Si+C→Si⁺⁴C

Si+2 N₂→Si⁺⁴₃N₄^-3

Вступает во взаимодействие со многими металлами :Mg, Ca, Cu, Pt, Bi) в результате образуется:

Са+Si→СаSi^-4

Соединения с водородом:

Si^-4Н⁺¹₄ силан – без цвет, газ, получается при действии на силициды Ме кислотой.

Са₂Si+4НСl→2СаСl+SiH₄

SiH₄ самовоспламеняется при соприкосновении с кислородом:

SiH₄+2О₂→ SiO₂+2Н₂О

SiO₂ – высший оксид (кислотный оксид) SiO₂+Н₂О→(реакция не идет)

+основание: SiO₂+2NaOH→Na₂SiO₃+H₂О (нагревание)

+соль: SiO₂+Na₂СО₃→Na₂SiO₃+СО₂↑ (сплавление)

Н₂SiO₃ – кремнивая кислота (слабая) получается:

Na₂SiO₃+2НСl→2NaCl+ Н₂SiO₃ (студенистое, нерастворимое в воде вещество)

Термически не устойчиво: Н₂SiO₃→Н2O+SiO₂ (нагревание)

Вводные растворы Na₂SiO₃+ К₂SiO₃ – жидкое стекло (приготавливается обычно для цемента и бетона.

Обычное стекло: Na₂O*CaO*6SiO₂