Неорганическая химия: неметаллы 14 (IVА) группы и их соединения

Углерод и его свойства

Углерод (С) – типичный неметалл; в периодической системе находится в 2-м периоде IV группе, главной подгруппе. Порядковый номер 6, Ar = 12,011 а.е.м., заряд ядра + 6. Физические свойства: углерод образует множество аллотропных модификаций: алмаз – одно из самых твердых веществ, графит, уголь, сажа.

Химические свойства: электронная конфигурация: \(1s^22s^22p^2\). На электронной оболочке атома – 6 электронов; на внешнем валентном уровне – 4 электрона. Наиболее характерные степени окисления: +4, +2 – в неорганических соединениях, –4, –2 – в органических. Углерод в любом гибридном состоянии способен использовать все свои валентные электроны и орбитали. У 4-валентного углерода нет неподеленных электронных пар и нет свободных орбиталей – углерод химически относительно устойчив. Характерно несколько типов гибридизации: \(sp,sp^2,sp^3\). При низких температурах углерод инертен, но при нагревании его активность возрастает. Углерод – хороший восстановитель, но соединяясь с металлами и образуя карбиды, он выступает окислителем.

При взаимодействии с серой образует сероуглерод: \(C+2S_2=CS_2\).

При температуре электрической дуги углерод соединяется с азотом, образуя ядовитый газ дициан: \(2C+N_2=C_2N_2\).

В соединении с водородом дициан образует синильную кислоту – НСN. С галогенами углерод реагирует в зависимости от их химической активности, образуя галогениды. На холоде реагирует со фтором: \(C+2F_2=CF_2\).

При 2000°C в электропечи углерод соединяется с кремнием, образуя карборунд:

Si + C = SiC.

Нахождение в природе: свободный углерод встречается в виде алмаза и графита. В виде соединений углерод находится в составе минералов: мела, мрамора, известняка – \(CaCO_3\), доломита – \(MgCO_3 \cdot CaCO_3\); гидрокарбонатов – \(Mg(HCO_3)_2\) и \(Ca(HCO_3)_2\), \(CO_2\) входит в состав воздуха; углерод является главной составной частью природных органических соединений – газа, нефти, каменного угля, торфа, входит в состав органических веществ, белков, жиров, углеводов, аминокислот, входящих в состав живых организмов.

Аллотропные модификации углерода

Углерод образует 5 аллотропных модификаций: кубический алмаз, гексагональный алмаз, графит и две формы карбина. Гексагональный алмаз найден в метеоритах (минерал лонсдейлит) и получен искусственно при очень высоком давлении и длительном нагревании.

Алмаз – самый твердый из всех природных веществ – используют для резки стекла и для бурения горных пород. Алмаз – прозрачное, бесцветное, кристаллическое вещество, обладающее высокой светопреломляемостью. Алмазы образуют отдельные кристаллы, образующие кубическую гранецентрированную решетку – одна половина атомов в кристалле расположена в вершинах и центрах граней одного куба, а другая – в вершинах и центрах граней другого куба, смещенного относительно первого в направлении его пространственной диагонали. \(sp^3\)-гибридизация. Атомы образует трехмерную тетраэдрическую сетку, где они связаны ковалентными связями.

Из простых веществ алмаз имеет максимальное число атомов, расположенных плотно друг к другу, отчего он прочный и твердый. Прочность связей в углеродных тетраэдрах (?-связи) обуславливает высокую химическую устойчивость алмаза. На него действует лишь \(F_2\) и \(O_2\) при 800°C.

При сильном нагревании без доступа воздуха алмаз переходит в графит. Графит – кристаллы темно-серого цвета, со слабым металлическим блеском, маслянистый на ощупь. \(sp^3\) – гибридизация. Каждый атом образует по 3 ковалентных ?-связи с соседними атомами под углом 120° – образуется плоская сетка, состоящая из правильных шестиугольников, в вершинах которых находятся атомы С. Образовавшиеся слои С идут параллельно друг другу. Связи между ними слабые, их обеспечивают электроны, не участвующие в гибридизации орбиталей. Последние образуют ?-связи. Связь атомов С в разных слоях носит частично металлический характер – обобществление электронов всеми атомами.

Графит обладает относительно высокой электро – и теплопроводностью, стоек к нагреванию. Из графита изготавливают карандаши.

Карбин получен синтетически ? и ?-формы (поликумулен) каталитическим окислением ацетилена. Это твердые, черные вещества со стеклянным блеском. При нагревании без доступа воздуха переходят в графит.

Уголь – аморфный углерод – неупорядоченная структура графита – получается при нагревании углеродосодержащих соединений.

В природе имеется большие залежи угля.

Уголь имеет несколько сортов:

1) кокс;

2) костяной уголь;

3) сажа.

Оксиды углерода. угольная кислота

Углерод с кислородом образует оксиды: \(CO,~CO_2,~C_3O_2,~C_5O_2,~C_6O_9\) и др. Оксид углерода (II) – СО. Физические свойства: угарный газ, без цвета и запаха, ядовит, в воде почти не растворим, растворим в органических растворителях, t кипения = –192°C, t плавления = –205°C. Химические свойства: несолеобразующий оксид. В обычных условиях малоактивен, при нагревании проявляет восстановительные свойства:

1) с кислородом: \(2C+2O+O_2=2C+4O_2\);

2) восстанавливает металлы из руд: \(C+2O+CuO=Cu+C+4O_2\);

3) с хлором (на свету): \(CO+Cl_2=COCl_2\) (фосген);

4) с водородом: \(CO+H_2=CH_3OH\) (метанол);

5) с серой: СО + S = СОS (сульфоксид углерода);

6) реагирует с расплавами щелочей: CO + NaOH = HCOONa (формиат натрия);

7) с переходными металлами образует карбонилы: \(Ni+4CO=Ni(CO)_4,~Fe+5CO=Fe(CO)_5\).

СО легко соединяется с гемоглобином – Hb крови, образуя карбоксигемоглобин, препятствуя переносу \(O_2\) от легких к тканям: Hb + CO = HbCO.

При вдохе воздуха карбогемоглобин распадается на исходные продукты: \(HbCO \cdot Hb+CO\).

Получение:

1) в лаборатории – термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии \(H_2SO_4\)(конц.):

2) в промышленности (в газогенераторах):

Оксид углерода (IV) \(CO_2\). Физические свойства: углекислый газ, без цвета и запаха, малорастворим в воде, тяжелее воздуха, t плавления = –78,5°C, твердый \(CO_2 \) – сухой лед, не поддерживает горение.

Получение:

1) в промышленности (обжиг известняка): \(CaCO_3 \cdot CO_2\);

2) действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты: \(CaCO_3\)(мрамор) \(+2HCl=CaCl_2+H_2O+CO_2;~NaHCO_3+HCl=NaCl+H_2O+CO_2\).

Химические свойства: кислотный оксид, реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты.

При повышенной температуре проявляет окислительные свойства: \(C+4O_2+2Mg=2Mg+2O+CO\).

Качественная реакция – помутнение известковой воды: \(Ca(OH)_2+CO_2=CaCO_3\) (белый осадок) \(+H_2O\).

Угольная кислота – слабая, существует в водном растворе: \(CO_2+H_2O=H_2CO_3\).

Соли: средние – карбонаты \((CO_3^{2-})\), кислые – бикарбонаты, гидрокарбонаты \((HCO_3-)\).

Качественная реакция – «вскипание» при действии сильной кислоты: \(Na_2CO_3+2HCl=2NaCl+H_2O+CO_2;~CO_3^{2-}+2H^+=H_2O+CO_2\)

Кремний и его свойства

Кремний (Si) – стоит в 3 периоде, IV группе главной подгруппы периодической системы. Физические свойства: кремний существует в двух модификациях: аморфной и кристаллической. Аморфный кремний – порошок бурого цвета, плотностью \(2,33 ~г/см^3\), растворяется в расплавах металлов. Кристаллический кремний – это кристаллы темно-серого цвета, обладающие стальным блеском, твердый и хрупкий, плотностью \(2,4~г/см^3\). Кремний состоит из трех изотопов: Si (28), Si (29), Si (30).

Химические свойства: электронная конфигурация: \(1s^22s^22p^63s^23p^2\). Кремний – неметалл. На внешнем энергетическом уровне кремний имеет 4 электрона, что обуславливает его степени окисления: +4, -4, –2. Валентность – 2, 4. Аморфный кремний обладает большей реакционной способностью, чем кристаллический. При обычных условиях он взаимодействует со фтором: \(Si+2F_2=SiF_4\). При 1000°C Si реагирует с неметаллами: с \(Cl_2\), \(N_2\), \(C\), \(S\).

Из кислот кремний взаимодействует только со смесью азотной и плавиковой кислот.

По отношению к металлам ведет себя по-разному: в расплавленных Zn, Al, Sn, Pb он хорошо растворяется, но не реагирует с ними; с другими расплавами металлов – с Mg, Cu, Fe кремний взаимодействует с образованием силицидов: \(Si+2Mg=Mg_2Si\). Кремний горит в кислороде: \(Si+O_2=SiO_2\) (песок).

Диоксид кремния или кремнезем – стойкое соединение Si, широко распространен в природе. Реагирует со сплавлением его с щелочами, основными оксидами, образуя соли кремниевой кислоты – силикаты. Получение: в промышленности кремний в чистом виде получают восстановлением диоксида кремния коксом в электропечах: \(SiO_2+2C=Si+2CO \uparrow\).

В лаборатории кремний получают прокаливанием с магнием или алюминием белого песка:

\(SiO_2+2Mg=2MgO+Si\).

\(3SiO_2+4Al=Al_2O_3+3Si\).

Кремний образует кислоты: \(H_2SiO_3\) – мета-кремниевая кислота; \(H_2Si_2O_5\) – двуметакремниевая кислота.

Нахождение в природе: минерал кварц – \(SiO_2\). Кристаллы кварца имеют форму шестигранной призмы, бесцветные и прозрачные, называются горным хрусталем. Аметист – горный хрусталь, окрашенный примесями в лиловый цвет; дымчатый топаз окрашен в буроватый цвет; агат и яшма – кристаллические разновидности кварца. Аморфный кремнезем менее распространен и существует в виде минерала опала – \(SiO_2 \cdot nH_2O\). Диатомит, трепел или кизельгур (инфузорная земля) – землистые формы аморфного кремния.

Соли кремниевой кислоты

Общая формула кремниевых кислот – \(nSiO_2mH_2O\). В природе находятся в основном в виде солей, в свободной форме выделены немногие, например, \(HSiO\) (ортокремниевая) и \(H_2SiO_3\) (кремниевая или метакремниевая).

Получение кремниевой кислоты:

1) взаимодействие силикатов щелочных металлов с кислотами: \(Na_2SiO_3+2HCl=H_2SiO_3+2NaCL\);

2) кремневая кислота является термически неустойчивой: \(H_2SiO_3=H_2O+SiO_2\).

H2SiO3 образует пересыщенные растворы, в которых в результате полимеризации образует коллоиды. Используя стабилизаторы, можно получить стойкие коллоиды (золи). Их используют в производстве. Без стабилизаторов из раствора кремниевой кислоты образуется гель, осушив который можно получить силикагель (используют как адсорбент).

Силикаты – соли кремниевой кислоты. Силикаты распространены в природе, земная кора состоит в большинстве из кремнезема и силикатов (полевые шпаты, слюда, глина, тальк и др.). Гранит, базальт и другие горные породы имеют в своем составе силикаты. Изумруд, топаз, аквамарин – кристаллы силикатов. Растворимы только силикаты натрия и калия, остальные – нерастворимы. Силикаты имеют сложный химический состав:

Каолин \(Al_2O_3\); \(2SiO_2\); \(2H_2O\) или \(H_4Al_2SiO_9\).

Асбест \(CaO\); \(3MgO\); \(4SiO_2\) или \(CaMgSi_4O_{12}\).

Получение: сплавление оксида кремния со щелочами или карбонатами:

Растворимое стекло – силикаты натрия и калия. Жидкое стекло – водные растворы силикатов калия и натрия. Его используют для изготовления кислотоупорного цемента и бетона, керосинонепроницаемых штукатурок, огнезащитных красок. Алюмосиликаты – силикаты, содержащие алюминий (полевой шпат, слюда). Полевые шпаты состоят помимо оксидов кремния и алюминия из оксидов калия, натрия, кальция – \(K_2O \cdot Al_2O_3 \cdot 6SiO_2\) – ортоклаз.

Слюды имеют в своем составе, кроме кремния и алюминия, еще водород, натрий или калий, реже – кальций, магний, железо.

Граниты и гнейсы (горные породы) – состоят из кварца, полевого шпата и слюды. Горные породы и минералы, находясь на поверхности Земли, вступают во взаимодействие с водой и воздухом, что вызывает их изменение и разрушение. Этот процесс называется выветриванием.

Применение: силикатные породы (гранит) используют как строительный материал, силикаты – в качестве сырья при производстве цемента, стекла, керамики, наполнителей; слюду и асбест – как электро – и термоизоляцию.