Lasi arī:
|
Periodiskās tabulas IV grupas galvenajā apakšgrupā ietilpst elementi: ogleklis, silīcijs, germānija, alva un svins. Ogleklis un silīcijs ir tipiski nemetāli, un alva un svins ir tipiski metāli. Germānija ieņem starpposmu. Parastā temperatūrā tas ir pusvadītājs, tam ir atomu kristāla režģis un tas ir ļoti trausls, un tam piemīt nemetāliskas īpašības. Tomēr paaugstinātā temperatūrā germānija iegūst raksturīgas metāliskas īpašības, piemēram, elastību un augstu elektrovadītspēju.
Oglekļa, silīcija, germānija, alvas un svina atomiem pamatstāvoklī ir līdzīga ārējā elektroniskā slāņa struktūra un tie pieder pie p-elementiem:
Si 3s23p23d0
Ge 3d104s24p24d0
Sn 4d105s25p25d0
Pb 4f145d106s26p26d0
Tomēr tikai germānija, alva un svins ir pilnībā elektroniski analogi - tiem ir tāda pati elektroniskā konfigurācija gan ārējā līmenī, gan iepriekšējā apakšlīmenī. Viņiem ir līdzīgas ķīmiskās īpašības.
Tā kā nesapāroto elektronu skaits pamatstāvoklī ir 2, bet valences ierosinātā stāvoklī - 4, visu elementu galvenās valences ir II un IV. Sākot ar silīciju, IV grupas p-elementiem ir brīvas d-orbitāles. Tas nosaka iespēju veidot saites, izmantojot donora-akceptora mehānismu, un palielina valences koordinācijas savienojumus ar VI. Tā kā oglekļa atomā nav d-apakšlīmeņa, tā valence savienojumos nevar būt lielāka par IV, un ogleklis, atšķirībā no Si, Ge, Sn un Pb, nespēj veidot sarežģītus savienojumus. Šis apstāklis, kā arī oglekļa mazākais atoma izmērs un lielākā elektronegativitāte izskaidro, kāpēc šī elementa ķīmiskās īpašības būtiski atšķiras ne tikai no germānija, alvas un svina ķīmiskajām īpašībām, bet arī no silīcija ķīmiskajām īpašībām.
Pateicoties viņam elektroniskā struktūra un vidējās elektronegativitātes vērtības, visiem elementiem ir raksturīgi oksidācijas pakāpes -4, +2, +4. Tāpat kā visiem periodiskās tabulas galveno apakšgrupu elementiem, pārejot no augšas uz leju, “ekstremālo” oksidācijas pakāpju savienojumu (-4 un +4) stabilitāte samazinās, un +2 oksidācijas pakāpe palielinās.
vispārīgās īpašības ceturtā galvenās apakšgrupas grupa:
a) elementu īpašības no atomu uzbūves viedokļa;
b) oksidācijas pakāpe;
c) oksīdu īpašības;
d) hidroksīdu īpašības;
e) ūdeņraža savienojumi.
a) Ogleklis (C), silīcijs (Si), germānija (Ge), alva (Sn), svins (Pb) - PSE galvenās apakšgrupas 4. grupas elementi. Uz ārējā elektronu slāņa šo elementu atomiem ir 4 elektroni: ns2np2. Apakšgrupā, palielinoties elementa atomu skaitam, palielinās atoma rādiuss, vājinās nemetāliskās īpašības un palielinās metāliskās īpašības: ogleklis un silīcijs ir nemetāli, germānija, alva, svins ir metāli.
b) Šīs apakšgrupas elementiem ir gan pozitīvas, gan negatīvas oksidācijas pakāpes: -4, +2, +4.
V) Augstāki oksīdi ogleklim un silīcijam (C02, Si02) ir skābas īpašības, atlikušo apakšgrupas elementu oksīdi ir amfoteriski (Ge02, Sn02, Pb02).
d) Ogļskābes un silīcijskābes (H2CO3, H2SiO3) ir vājas skābes. Germānija, alvas un svina hidroksīdi ir amfotēriski un tiem piemīt vājas skābās un bāzes īpašības: H2GeO3 = Ge(OH)4, H2SnO3 = Sn(OH)4, H2PbO3 = Pb(OH)4.
e) Ūdeņraža savienojumi:
CH4; SiH4, GeH4. SnH4, PbH4. Metāns - CH4 ir spēcīgs savienojums, silāns SiH4 ir mazāk spēcīgs savienojums.
Oglekļa un silīcija atomu uzbūves shēmas, vispārīgās un atšķirīgās īpašības.
Si 1S22S22P63S23p2.
Ogleklis un silīcijs ir nemetāli, jo ārējā elektronu slānī ir 4 elektroni. Bet, tā kā silīcijam ir lielāks atomu rādiuss, tas, visticamāk, atdos elektronus nekā oglekli. Oglekļa reducētājs:
Ogleklis ir nemetāls. Galvenās oglekļa kristāliskās modifikācijas ir dimants un grafīts.
Silīcijs ir tumšs nemetāls pelēks. Tas veido 27,6% no zemes garozas masas.
Germānija ir sudrabaini pelēks metāls. Germānija blīvums collās cietā stāvoklī vienāds ar 5,327 g/cm3, šķidrumā -5,557 g/cm3.
Alva ir kaļams, viegls metāls ar sudrabaini baltu krāsu.
Svins ir kaļams pelēks metāls. Elements ir diezgan mīksts un viegli sagriežams ar nazi.
Flerovijs ir mākslīgs supersmags radioaktīvs elements. No zināmajiem izotopiem 289Fl ir visstabilākais. Pussabrukšanas periods ir aptuveni 2,7 sekundes 289Fl un 0,8 sekundes 288Fl.
| | | | 5 |
Periodiskās elementu sistēmas IVA grupa D.I. Mendeļejeva elementi ir ogleklis, silīcijs, germānija, alva un svins. IV grupas elementu atomu valences apvalka vispārīgā elektroniskā formula.
Šo elementu atomiem ārējā enerģijas līmeņa s- un p-orbitālē ir četri valences elektroni. Neierosinātā stāvoklī divi p elektroni nav savienoti pārī. Līdz ar to savienojumos šiem elementiem var būt +2 oksidācijas pakāpe. Bet satrauktā stāvoklī ārējā enerģijas līmeņa elektroni iegūst konfigurāciju ns1pr3, un visi 4 elektroni izrādās nesapāroti.
Piemēram, ogleklim pāreju no s-apakšlīmeņa uz p-apakšlīmeni var attēlot šādi.
Saskaņā ar ierosinātā stāvokļa elektronisko struktūru IVA grupas elementi savienojumos var uzrādīt oksidācijas pakāpi +4. IVA grupas elementu atomu rādiusi dabiski palielinās, palielinoties atomu skaitam. Tajā pašā virzienā dabiski samazinās jonizācijas enerģija un elektronegativitāte.
Pārejas laikā C--Si--Ge--Sn--Pb grupā vientuļo elektronu pāra loma ārējā s-apakšlīmenī veidošanās laikā ķīmiskās saites. Tāpēc, ja ogleklim, silīcijam un germānijam oksidācijas pakāpe ir +4, tad svinam tas ir +2.
Dzīvā organismā ogleklis, silīcijs un germānija ir +4 oksidācijas stāvoklī, alvai un svinam raksturīgs +2 oksidācijas stāvoklis.
Saskaņā ar atomu lieluma palielināšanos un jonizācijas enerģijas samazināšanos, pārejot no oglekļa uz svinu, nemetāliskās īpašības vājinās, jo samazinās spēja piesaistīt elektronus un palielinās to atbrīvošanās vieglums. Patiešām, pirmie divi grupas locekļi: ogleklis un silīcijs ir tipiski nemetāli, germānija, alva un svins ir amfotēriski elementi ar izteiktām metāliskām īpašībām.
Metāla īpašību palielināšanās sērijā C--Si--Ge--Sn--Pb izpaužas arī ķīmiskajās īpašībās vienkāršas vielas. Normālos apstākļos elementi C, Si, Ge un Sn ir izturīgi pret gaisu un ūdeni. Svins oksidējas gaisā. Metālu elektroķīmiskā sprieguma sērijā Ge atrodas aiz ūdeņraža, bet Sn un Pb atrodas tieši pirms ūdeņraža. Tāpēc germānija nereaģē ar skābēm, piemēram, HCl un atšķaidītu H2SO4.
Atomu elektroniskā struktūra un izmērs, elektronegativitātes vidējā vērtība izskaidro spēku savienojumi S--S un oglekļa atomu tendence veidot garas homoķēdes:
Pateicoties elektronegativitātes starpvērtībai, ogleklis veido zemas polāras saites ar dzīvībai svarīgiem elementiem - ūdeņradi, skābekli, slāpekli, sēru utt.
Oglekļa un silīcija skābekļa savienojumu ķīmiskās īpašības. Starp neorganiskiem oglekļa, silīcija un to analogu savienojumiem ārstiem un biologiem visvairāk interesē tieši šo elementu skābekļa savienojumi.
Oglekļa (IV) un silīcija (IV) oksīdi EO2 ir skābi, un tiem atbilstošie hidroksīdi H2EO3 ir vājas skābes. Atlikušo IV grupas elementu attiecīgie oksīdi un hidroksīdi ir amfotēriski.
Oglekļa dioksīds CO2. pastāvīgi veidojas organisma audos vielmaiņas laikā un spēlē nozīmīgu lomu elpošanas un asinsrites regulēšanā. Oglekļa dioksīds ir elpošanas centra fizioloģisks stimulators. Liela CO2 koncentrācija (virs 10%) izraisa smagu acidozi – asins pH pazemināšanos, spēcīgu elpas trūkumu un elpošanas centra paralīzi.
Oglekļa dioksīds izšķīst ūdenī. Šajā gadījumā šķīdumā veidojas ogļskābe:
H2O + CO2? H2CO3
Līdzsvars ir nobīdīts pa kreisi, tāpēc lielākā daļa oglekļa dioksīda ir CO2 H2O hidrāta, nevis H2CO3 formā. Ogļskābe H2CO3 pastāv tikai šķīdumā. Attiecas uz vājām skābēm.
Kā divvērtīgā skābe H2CO3 veido vidējos un skābos sāļus: pirmos sauc par karbonātiem: Na2CO3, CaCO3 ir nātrija un kalcija karbonāti; otrs - hidrokarbonāti: NaHCO3, Ca(HCO3)2 - nātrija un kalcija bikarbonāti. Visi bikarbonāti labi šķīst ūdenī; karbonāti šķīst no vidējiem sāļiem sārmu metāli un amonijs.
Sāls šķīdumi ogļskābe hidrolīzes dēļ tiem ir sārmaina reakcija (pH>7), piemēram:
Na2CO3 + HON? NaHCO3 + NaOH
CO32- + NOH? HCO3- + OH-
Ūdeņraža karbonāta bufersistēma (H2CO3 - HCO3 -) kalpo kā galvenā asins plazmas bufersistēma, nodrošinot skābju-bāzes homeostāzes uzturēšanu, nemainīgu asins pH vērtību ap 7,4.
Tā kā karbonātu un bikarbonātu hidrolīzes rezultātā veidojas sārmaina vide, šie savienojumi tiek izmantoti medicīnas praksē kā antacīdi (skābes neitralizatori) augsta kuņģa sulas skābuma nodrošināšanai. Tie ietver nātrija bikarbonātu NaHCO3 un kalcija karbonātu CaCO3:
NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2
SiO2 saturošajam silikātcementam pievieno šķidrumu, kas ir ortofosforskābes H3PO4 ūdens šķīdums, daļēji neitralizēts ar cinka oksīdu ZnO un alumīnija hidroksīdu Al(OH)3. Silikāta cementa “sastingšanas” process sākas ar pulvera sadalīšanos ar ortofosforskābi, veidojot alumīnija fosfāta un mainīga sastāva silīcija skābes koloidālus šķīdumus xSiO2 yH2O:
Al2O3 + 2H3PO4 = 2AlPO4 + 3H2O
xSiO2 + yH3O+ = xSiO2 yH2O + yH+
Pildījumu sagatavošanas laikā sajaukšanas rezultātā notiek ķīmiskas reakcijas ar metālu fosfātu veidošanos, piem.
3CaO + 2H3PO4 = Ca3(PO4)2 + 3H2O
Tikai sārmu metālu silikāti labi šķīst ūdenī. Minerālskābes iedarbojoties uz silikātu šķīdumiem, tiek iegūtas silīcija skābes, piemēram, metasilīcija H2SiO3 un ortosilīcija H4SiO4.
Silīcijskābes ir vājākas par ogļskābēm; tās izgulsnējas, kad CO2 iedarbojas uz silikātu šķīdumiem. Silikāti ir ļoti hidrolizēti. Tas ir viens no silikātu iznīcināšanas iemesliem dabā.
Sakausējot dažādus silikātu maisījumus savā starpā vai ar silīcija dioksīdu, tiek iegūti caurspīdīgi amorfi materiāli, ko sauc par stikliem.
Stikla sastāvs var būt ļoti atšķirīgs un atkarīgs no ražošanas apstākļiem.
Kvarca stikls (gandrīz tīrs silīcija dioksīds) panes pēkšņas temperatūras izmaiņas un gandrīz neaizsprosto ultravioletos starus. Šādu stiklu izmanto dzīvsudraba loka lampu sagatavošanai, ko plaši izmanto fizioterapijā, kā arī operāciju telpu sterilizācijai.
Ortopēdiskajā zobārstniecībā izmantojamās porcelāna masas sastāv no kvarca SiO2 (15-35%) un aluminosilikātiem: laukšpata E2O Al2O3 6SiO2, kur E ir K, Na vai Ca (60-75%), un kaolīna Al2O3 2SiO2 2H2O (3--10%). ). Sastāvdaļu attiecība var atšķirties atkarībā no porcelāna masas mērķa.
Laukšpats K2O Al2O3 6SiO2 ir galvenais materiāls zobu porcelāna masu ražošanai. Izkusis pārvēršas viskozā masā. Jo vairāk laukšpata, jo caurspīdīgāka ir porcelāna masa pēc atkausēšanas. Atkausējot porcelāna masas, laukšpats, būdams kausējamāks, pazemina maisījuma kušanas temperatūru.
Kaolīns (baltais māls) ir būtiska zobu porcelāna sastāvdaļa. Kaolīna pievienošana samazina porcelāna masas plūstamību.
Kvarcs, kas ir daļa no zobu porcelāna, stiprina keramikas izstrādājumu, piešķirot tam lielāku cietību un ķīmisko izturību.
Oglekļa monoksīds CO. No IVA grupas elementu savienojumiem, kuros tiem ir oksidācijas pakāpe +2, oglekļa monoksīds (II) CO interesē ārstus un biologus. Šis savienojums ir indīgs un ārkārtīgi bīstams, jo tam nav smaržas.
Oglekļa monoksīds (II) - oglekļa monoksīds - ir nepilnīgas oglekļa oksidācijas produkts. Paradoksālā kārtā viens no CO avotiem ir pats cilvēks, kura organisms ražo un izdala ārējā vidē (ar izelpoto gaisu) aptuveni 10 ml CO dienā. Tas ir tā sauktais endogēnais oglekļa oksīds (II), kas veidojas hematopoēzes procesos.
Nokļūstot plaušās ar gaisu, oglekļa monoksīds (II) ātri iziet cauri alveolu-kapilāru membrānai, izšķīst asins plazmā, izkliedējas sarkanajās asins šūnās un nonāk atgriezeniskā ķīmiskā mijiedarbībā gan ar oksidētu HbO2, gan ar samazinātu hemoglobīna Hb:
HbO2 + CO? HbCO + O2
Hb + CO? НbСО
Iegūtais karbonilhemoglobīns HbCO nespēj piesaistīt sev skābekli. Tā rezultātā skābekļa pārnešana no plaušām uz audiem kļūst neiespējama.
Oglekļa monoksīda (II) CO augstā ķīmiskā afinitāte pret melno dzelzi ir galvenais iemesls CO mijiedarbībai ar hemoglobīnu. Var pieņemt, ka ar šo indi jāreaģē citiem bioneorganiskajiem savienojumiem, kas satur Fe2+ jonus.
Tā kā reakcija starp oksihemoglobīnu un oglekļa monoksīdu ir atgriezeniska, O2 daļējā spiediena palielināšanās elpošanas vidē paātrinās karbonilhemoglobīna disociāciju un CO izdalīšanos no organisma (līdzsvars nobīdīsies pa kreisi saskaņā ar Le Šateljē principu ):
HbO2 + CO? HbCO + O2
Šobrīd ir ārstnieciskas zāles, kuras lieto kā pretlīdzekli organisma saindēšanai ar tvana gāzi (II). Piemēram, reducētā dzelzs ieviešana strauji paātrina CO izvadīšanu no ķermeņa, šķiet, dzelzs karbonila veidā. Šo zāļu iedarbība balstās uz CO spēju darboties kā ligande dažādos kompleksos.
Alvas un svina savienojumu ķīmiskās īpašības. Alvas (II) un svina (II), SnO un PbO oksīdi ir amfotēriski, tāpat kā attiecīgie hidroksīdi Sn(OH)2 un Pb(OH)2.
Pb2+ sāļi - acetāts, nitrāts - labi šķīst ūdenī, hlorīds un fluorīds ir vāji šķīstošs, sulfāts, karbonāts, hromāts un sulfīds praktiski nešķīst. Visi svina (II) savienojumi, īpaši šķīstošie, ir indīgi.
Svina bioloģisko aktivitāti nosaka tā spēja iekļūt organismā un uzkrāties tajā.
Svins un tā savienojumi ir indes, kas galvenokārt iedarbojas uz neirovaskulāro sistēmu un tieši uz asinīm. Svina toksiskās iedarbības ķīmija ir ļoti sarežģīta. Pb2+ joni ir spēcīgi kompleksveidotāji, salīdzinot ar citu IVA grupas p-elementu katjoniem. Tie veido spēcīgus kompleksus ar bioligandiem.
Pb2+ joni spēj mijiedarboties un bloķēt SH proteīnu sulfhidrilgrupas porfirīnu sintēzē iesaistīto enzīmu molekulās, regulējot vielu un citu biomolekulu sintēzi:
R--SН + Рb2+ + НS--R > R--S--Рb--S--R + 2Н+
Bieži Pb2+ joni izspiež dabiskos M2+ jonus, inhibējot EM2+ metaloenzīmus:
EM2+ + Pb2+ > EPb2+ + M2+
Reaģējot ar mikrobu šūnu un audu citoplazmu, svina joni veido želejveida albuminātus. Mazās devās svina sāļiem ir savelkoša iedarbība, izraisot olbaltumvielu želeju. Gelu veidošanās apgrūtina mikrobu iekļūšanu šūnās un samazina iekaisuma reakciju. Svina losjonu darbība ir balstīta uz to.
Palielinoties Pb2+ jonu koncentrācijai, albuminātu veidošanās kļūst neatgriezeniska, uzkrājas virsmas audu proteīnu R--COOH albumināti:
Pb2+ + 2R--COOH = Pb(R--COO)2 + 2H+
Tāpēc svina (II) preparātiem ir galvenokārt savelkoša iedarbība uz audiem. Tie ir paredzēti tikai ārējai lietošanai, jo, uzsūcot kuņģa-zarnu traktā vai elpošanas traktā, tiem ir augsta toksicitāte.
Neorganiskie alvas(II) savienojumi atšķirībā no organiskajiem alvas savienojumiem nav īpaši indīgi.
Nodarbības plāns
IV A grupas elementu vispārīgie raksturojumi.
Ogleklis un silīcijs
Mērķis:
Izglītības: veidot studentos vispārēju priekšstatu par 4. grupā iekļautajiem elementiem, izpētīt to pamatīpašības, apsvērt to bioķīmisko lomu un galveno elementu savienojumu izmantošanu.
Attīstība: attīstīt rakstīšanu un mutvārdu runa, domāšana, prasme izmantot iegūtās zināšanas dažādu uzdevumu risināšanā.
Izglītošana: attīstīt apziņu par nepieciešamību apgūt jaunas lietas.
Nodarbību laikā
Apskatītās tēmas atkārtojums:
Cik elementu ir nemetāli? Norādiet viņu vietu PSHE?
Kādi elementi tiek klasificēti kā organogēni?
Norādiet agregācijas stāvoklis visi nemetāli.
No cik atomiem sastāv nemetāla molekulas?
Kādus oksīdus sauc par sāli neveidojošiem? Uzrakstiet sāli neveidojošu nemetālu oksīdu formulas.
Cl 2 → HCl → CuCl 2 → ZnCl 2 → AgCl
Uzrakstiet pēdējo reakcijas vienādojumu jonu formā.
Pievienojiet iespējamos reakciju vienādojumus:
1) H 2 + Cl 2 = 6) CuO + H 2 =
2) Fe + Cl 2 = 7) KBr + I 2 =
3) NaCl + Br 2 = 8) Al + I 2 =
4) Br 2 + KI = 9) F 2 + H 2 O =
5) Ca + H 2 = 10) SiO 2 + HF =
Uzrakstiet reakcijas vienādojumus slāpekļa mijiedarbībai ar a) kalciju; b) ar ūdeņradi; c) ar skābekli.
Veiciet transformāciju ķēdi:
N 2 → Li 3 N → NH 3 → NO → NO 2 → HNO 3
Reakcijā NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O sadaloties 192 g amonija nitrīta, tika iegūti 60 litri slāpekļa. Atrodiet produkta iznākumu no teorētiski iespējamā.
Jauna materiāla apgūšana.
4A grupā ietilpst p-elementi: ogleklis, silīcijs, germānija, alva un svins. Atšķirībā no enerģijas līmeņu skaita, to neierosinātajiem atomiem ārējā līmenī ir 4 elektroni. Pieaugot piepildīto elektronisko slāņu skaitam un atoma izmēram grupā no augšas uz leju, tiek vājināta ārējo valences elektronu piesaiste kodolam, tāpēc apakšgrupas elementu nemetāliskās īpašības no plkst. no augšas uz leju ir vājinātas un tiek uzlabotas metāliskās īpašības. Tomēr oglekļa un silīcija īpašības būtiski atšķiras no citiem elementiem. Tie ir tipiski nemetāli. Ģermānijam piemīt metāliskas īpašības, un alvā un svinā tie dominē pār nemetāliskiem.
Dabā ogleklis atrodami brīvā stāvoklī dimanta un grafīta veidā. Oglekļa saturs iekšā zemes garoza ir aptuveni 0,1%. Tas ir daļa no dabīgiem karbonātiem: kaļķakmens, marmora, krīta, magnezīta, dolomīta. Ogleklis ir galvenais neatņemama sastāvdaļa organisko vielu. Akmeņogles, kūdra, nafta, koksne un dabasgāze parasti tiek uzskatīti par degošiem materiāliem, ko izmanto kā kurināmo.
Fizikālās īpašības. Ogleklis kā vienkārša viela pastāv vairākās alotropās formās: dimants, grafīts, karbīns un fullerēns, kas krasi atšķiras. fizikālās īpašības, kas izskaidrojams ar to kristālisko režģu struktūru. Karbīns - smalki kristālisks melns pulveris, ko 60. gados vispirms sintezēja padomju ķīmiķi un vēlāk atrada dabā. Sildot līdz 2800º bez gaisa piekļuves, tas pārvēršas grafītā. Fullerēns - 80. gados tika sintezētas oglekļa atomu veidotas sfēriskas struktūras, t.s fullerēni. Tās ir slēgtas struktūras, kas sastāv no noteikta skaita oglekļa atomu - C 60, C 70.
Ķīmiskās īpašības. Ķīmiski ogleklis normālos apstākļos ir inerts. Reaktivitāte palielinās, palielinoties temperatūrai. Augstā temperatūrā ogleklis reaģē ar ūdeņradi, skābekli, slāpekli, halogēniem, ūdeni un dažiem metāliem un skābēm.
Izlaižot ūdens tvaikus caur karstām oglēm vai koksu, iegūst oglekļa monoksīda (II) un ūdeņraža maisījumu:
C + H 2 O = CO + H 2 (ūdens tvaiki ),
Šī reakcija notiek 1200º, temperatūrā zem 1000º notiek oksidēšanās. CO 2 :
C+2H 2 O= CO 2 + 2 H 2 .
Rūpnieciski svarīgs process ir ūdens gāzes pārvēršana metanolā (metilspirtā):
CO + 2H 2 = CH 3 VIŅŠ
Pakļaujot augstām temperatūrām, ogleklis spēj mijiedarboties ar metāliem, veidojot karbīds, Starp tiem izšķir “metanīdus” un “acetilenīdus” atkarībā no tā, kāda gāze izdalās, mijiedarbojoties ar ūdeni vai skābi:
SaS 2 + HCl = CaCl 2 + C 2 H 2
Al 4 C 3 + 12 H 2 O = 2 Al(Ak!) 3 ↓ + 3 CH 4
Liels praktiska nozīme satur kalcija karbīdu, ko iegūst, karsējot kaļķi CaO un koksu elektriskās krāsnīs bez gaisa piekļuves:
CaO + 3C = CaC 2 + CO
Kalcija karbīdu izmanto acetilēna ražošanai:
SaS 2 + 2 H 2 O= Ca(OH) 2 + C 2 H 2
Tomēr oglekli raksturo reakcijas, kurās tam piemīt reducējošas īpašības:
2 ZnO + C = Zn+ CO 2
Coglekļa apvienošana.
Oglekļa monoksīds (CO) ir oglekļa monoksīds. Rūpnieciski to ražo, augstā temperatūrā laižot oglekļa dioksīdu virs karstām oglēm. Laboratorijas apstākļos CO tiek iegūts, karsējot koncentrētai sērskābei iedarbojoties uz skudrskābi ( sērskābe atņem ūdeni):
UNSOUN =H 2 O+ CO
Oglekļa monoksīds (CO 2) ir oglekļa dioksīds. Atmosfērā oglekļa dioksīds ir 0,03% pēc tilpuma vai 0,04% pēc masas. Vulkāni un karstie avoti piegādā atmosfēru, un, visbeidzot, cilvēki sadedzina fosilo kurināmo. Atmosfēra pastāvīgi apmainās ar gāzēm ar okeāna ūdeni, kas satur 60 reizes vairāk oglekļa dioksīda nekā atmosfērā. Ir zināms, ka oglekļa dioksīds labi absorbē saules gaismu spektra infrasarkanajā reģionā. Tādējādi oglekļa dioksīds rada Siltumnīcas efekts un regulē globālo temperatūru.
Laboratorijas apstākļos oglekļa dioksīdu ražo sālsskābes uz marmora:
SaCO 3 + 2 HCl = CaCl 2 + H 2 O+ CO 2
Oglekļa dioksīda īpašība neatbalstīt degšanu tiek izmantota ugunsdzēsības ierīcēs. Palielinoties spiedienam, oglekļa dioksīda šķīdība strauji palielinās. Tas ir pamats tā izmantošanai gāzēto dzērienu ražošanā.
Ogļskābe pastāv tikai šķīdumā. Karsējot šķīdumu, tas sadalās oglekļa monoksīdā un ūdenī. Skābes sāļi ir stabili, lai gan pati skābe ir nestabila.
Vissvarīgākā reakcija uz karbonāta jonu ir atšķaidītu minerālskābju - sālsskābes vai sērskābes - darbība. Tajā pašā laikā ar šņākšanu izdalās oglekļa dioksīda burbuļi, un, izlaižot to caur kalcija hidroksīda (kaļķūdens) šķīdumu, tas kļūst duļķains kalcija karbonāta veidošanās rezultātā.
Silīcijs. Pēc skābekļa tas ir visizplatītākais elements uz Zemes. Tas veido 25,7% no zemes garozas masas. Ievērojamu tā daļu pārstāv silīcija oksīds, ko sauc silīcija dioksīds, kas rodas smilšu vai kvarca formā. Ļoti tīrā veidā silīcija oksīds rodas kā minerāls, ko sauc kalnu kristāls. Kristālisks silīcija oksīds, krāsots ar dažādiem piemaisījumiem, veido dārgakmeņus un pusdārgakmeņus: ahātu, ametistu, jašmu. Vēl viena dabiskā silīcija savienojumu grupa ir silikāti – atvasinājumi silīcijskābe.
Rūpniecībā silīciju iegūst, reducējot silīcija oksīdu ar koksu elektriskās krāsnīs:
SiO 2 + 2 C = Si + 2 CO
Laboratorijās magniju vai alumīniju izmanto kā reducētājus:
SiO 2 + 2Mg = Si + 2MgO
3 SiO 2 + 4Al = Si + 2Al 2 O 3 .
Tīrāko silīciju iegūst, reducējot silīcija tetrahlorīdu ar cinka tvaikiem:
SiCl 4 + 2 Zn = Si + 2 ZnCl 2
Fizikālās īpašības. Kristāliskais silīcijs ir tumši pelēkas krāsas trausla viela ar tērauda spīdumu. Silīcija struktūra ir līdzīga dimanta struktūrai. Silīciju izmanto kā pusvadītāju. No tā tiek izgatavoti tā sauktie saules paneļi, pārvēršot gaismas enerģiju elektroenerģijā. Silīciju izmanto metalurģijā, lai ražotu silīcija tēraudus, kam ir augsta karstumizturība un skābes izturība.
Ķīmiskās īpašības.Ķīmisko īpašību ziņā silīcijs, tāpat kā ogleklis, ir nemetāls, taču tā nemetālisms ir mazāk izteikts, jo tam ir liels atomu rādiuss.
Silīcijs plkst normāli apstākļiķīmiski diezgan inerts. Tas tieši reaģē tikai ar fluoru, veidojot silīcija fluorīdu:
Si + 2 F 2 = SiF 4
Skābes (izņemot fluorūdeņražskābes un slāpekļskābes maisījumu) neietekmē silīciju. Bet tas šķīst sārmu metālu hidroksīdos:
Si + NaOH + H 2 O=Na 2 SiO 3 + 2H 2
Augstā temperatūrā elektriskajā krāsnī smilšu un koksa maisījums rada silīcija karbīdu SiC- karborunds:
SiO 2 + 2C =SiC+ CO 2
Akmeņi un slīpripas ir izgatavotas no silīcija karbīda.
Tiek saukti metālu savienojumi ar silīciju silicīdi:
Si + 2 Mg = Mg 2 Si
Magnija silicīdu apstrādājot ar sālsskābi, iegūst visvienkāršāko silīcija ūdeņraža savienojumu silāns -SiH 4 :
Mg 2 Si+ 4NSl = 2 MdCl 2 + SiH 4
Silāns ir indīga gāze ar nepatīkamu smaku, kas viegli uzliesmo gaisā.
Silīcija savienojumi. Silīcija dioksīds– cieta, ugunsizturīga viela. Dabā tas tiek izplatīts divos veidos kristālisks un amorfs silīcija dioksīds. Silīcijskābe- ir vāja skābe, karsējot viegli sadalās ūdenī un silīcija dioksīdā. To var iegūt vai nu želatīna masas veidā, kas satur ūdeni, vai koloidāla šķīduma (sol) veidā. Silīcijskābes sāļi tiek saukti silikāti. Dabiskie silikāti ir diezgan sarežģīti savienojumi, to sastāvs parasti tiek attēlots kā vairāku oksīdu kombinācija. Ūdenī šķīst tikai nātrija un kālija silikāti. Tos sauc šķīstošs stikls, un to risinājums - šķidrais stikls.
Uzdevumi konsolidācijai.
2. Pievienojiet iespējamos reakciju vienādojumus un atrisiniet uzdevumu.
| 1 komanda
| 2. komanda
| 3. komanda
|
| H2SO4 + HCl - | CaCO 3 +? - ? + CO 2 + H 2 O |
|
| NaOH + H 2 SO 4 - | CaCO 3 + H 2 SO 4 - | K 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O - |
| CaCl 2 + Na 2 Si O 3 - |
||
| Si O 2 + H 2 SO 4 - | ||
| Ca 2+ + CO 3 -2 - | CaCl 2 ++ NaOH - |
|
| Uzdevums: Dzelzs oksīdu (111) reducējot ar oglekli, tika iegūti 10,08 g dzelzs, kas bija 90% no teorētiski iespējamās iznākuma. Kāda ir dzelzs (III) oksīda masa? | Uzdevums: Cik daudz nātrija silikāta iegūs, sakausējot silīcija (IV) oksīdu ar 64,2 kg sodas, kas satur 5% piemaisījumu? | Uzdevums: Sālsskābes iedarbība uz 50 g kalcija karbonāta radīja 20 g oglekļa monoksīda (IV). Kāda ir oglekļa monoksīda (IV) iznākums (%) no teorētiski iespējamā? |
Krustvārdu mīkla.
Ppar vertikāli: 1. Ogļskābes sāls.
Horizontāli: 1. Cietākā dabiskā viela uz Zemes. 2. Celtniecības materiāls. 3. Viela, ko izmanto mīklas pagatavošanai. 4. Silīcija savienojumi ar metāliem. 5. PS grupas 1V galvenās apakšgrupas elements ķīmiskie elementi. 6. Ogļskābes sāļi, kas satur ūdeņradi. 7. Dabīgais silīcija savienojums.
Mājasdarbs: 210. – 229. lpp.
8939 0
14. grupā ietilpst C, Si, Ge, Sn, Pb (1. un 2. tabula). Tāpat kā 3A apakšgrupas elementi, tie ir p-elementi ar līdzīgu ārējā apvalka elektronisko konfigurāciju - s 2 p 2. Virzoties uz leju grupā, atomu rādiuss palielinās, izraisot savienojumu starp atomiem vājināšanos. Palielinoties ārējo atomu apvalku elektronu delokalizācijai, elektrovadītspēja palielinās tajā pašā virzienā, tāpēc elementu īpašības mainās no nemetāla uz metālisku. Ogleklis (C) dimanta formā ir izolators (dielektrisks), Si un Ge ir pusmetāli, Sn un Pb ir metāli un labi vadītāji.
1. tabula. Dažas 14. grupas metālu fizikālās un ķīmiskās īpašības
|
|
Vārds |
Saistās, plkst. svaru |
Elektroniskā formula |
Rādiuss, pm |
Galvenie izotopi (%) |
|
|
Ogleklis Ogleklis [no lat. ogleklis - ogles] |
kovalentā 77 pie dubultās saites 67, pie trīskāršās saites 60 |
14 C (pēdas) |
||||
|
Silīcijs Silīcijs [no lat. silicis — krams] |
atoms 117, kovalentais 117 | |||||
|
Germanium Germanium [no lat. Vācija — Vācija] |
3d 10 4s 2 4p 2 |
atomu 122,5, kovalentais 122 | ||||
|
Tin Tin [no anglosakšu val. alva, lat. stans] |
4d 10 5s 2 5p 2 |
atomu 140,5, kovalentais 140 | ||||
|
Svins Svins [no anglosakšu val. svins, lat. plumbum] |
4f 14 5d 10 6s 2 6 р 2 |
atoms 175, kovalentais 154 |
Visi šīs grupas elementi veido savienojumus ar oksidācijas pakāpi +4. Šo savienojumu stabilitāte samazinās, virzoties uz grupas apakšējo daļu, kad, tāpat kā divvērtīgiem savienojumiem, tā, gluži pretēji, palielinās ar šādu kustību. Visi elementi, izņemot Si, veido arī savienojumus ar valenci +2, kas ir saistīts ar “ inerta pāra efekts": ievelkot pāris ārējos s-elementi nokļūst iekšējā elektronu apvalkā ārējo elektronu sliktākas ekranēšanas dēļ d- Un f-elektroni salīdzinājumā ar s- Un R- grupas apakšējo locekļu lielo atomu iekšējo apvalku elektroni.
Šīs grupas elementu īpašības ļāva tos izmantot kā pretaļģu pārklājumus (AA) kuģiem. Pirmie izmantotie šādi pārklājumi Pb, tad viņi sāka lietot Sn(kā bis-tributilorganoalvas radikāli, kas saistīts ar oglekļa polimēru). Vides apsvērumu dēļ 1989. gadā šo, kā arī citu toksisko metālu izmantošana PP ( Hg, Cd, As) tika aizliegts, aizstāts ar PP, kura pamatā ir silīcija organiskie polimēri.
2. tabula. 14. grupas metālu saturs organismā, toksiskās (TD) un letālās devas (LD).
|
|
Zemes garozā (%) |
Okeānā (%) | |||||
|
Vidēji (ar ķermeņa svaru 70 kg) |
Asinis (mg/l) |
||||||
|
parasti nav toksisks, bet CO un CN cianīdu veidā tas ir ļoti toksisks |
|||||||
|
(0,03-4,09) x 10 -4 |
Nav toksisks |
||||||
|
(0,07-7)x10-10 |
Nav toksisks |
||||||
|
(2,3-8,8) x 10 -10 |
(0,33-2,4) x 10 -4 |
TD 2 g, LD nd, nedaudz alvas. savienojumi ir ļoti toksiski |
|||||
|
(0,23-3,3) x 10 -4 |
TD 1 mg, LD 10 g |
||||||
Ogleklis (C) - atšķiras no visiem citiem elementiem t.s katenācija, tas ir, spēja veidot savienojumus, kuros tā atomi ir saistīti viens ar otru garās ķēdēs vai gredzenos. Šī īpašība izskaidro miljoniem savienojumu veidošanos, ko sauc organisks, kam veltīta atsevišķa ķīmijas sadaļa - organiskā ķīmija.
Oglekļa spēja katenēt ir izskaidrojama ar vairākām iezīmēm:
Pirmkārt, spēks komunikācijas S–S. Tādējādi šīs saites vidējā entalpija ir aptuveni 350 kJ/mol, savukārt saites entalpija Si-Si- tikai 226 kJ/mol.
Otrkārt, oglekļa atomu unikālā spēja hibridizācija: izglītība 4 sp 3 -orbitāles ar tetraedrisku orientāciju (nodrošina vienkāršu kovalento saišu veidošanos), vai 3 sp 2 - orbitāles, kas orientētas vienā plaknē (nodrošinot dubultsaišu veidošanos), vai 2 sp-orbitāles ar lineāru orientāciju (nodrošinot trīskāršo saišu veidošanos).
Tādējādi ogleklis var veidot 3 veidu koordinācijas vides: lineārs divatomu un trīsatomu molekulām, ja elementa CN ir 2, plakne-trijstūrveida grafīta, fullerēnu, alkēnu, karbonilsavienojumu, benzola gredzena molekulās, ja koordinācijas skaitlis ir 3, un tetraedrisks alkāniem un to atvasinājumiem ar CN = 4.
Dabā ogleklis ir atrodams alotropu veidā, tas ir, dažādās strukturālās formās (grafīts, dimants, fullerēni), kā arī kaļķakmens un ogļūdeņražu izejvielu (ogļu, naftas un gāzes) veidā. To izmanto koksa veidā tērauda kausēšanā, sodrēju veidā drukāšanā, aktivētās ogles veidā ūdens, cukura attīrīšanā utt.
Apbalvots 2010. gadā Nobela prēmija fizikā unikālas formas izpētei AR- grafēns. Laureātiem, Krievijas pamatiedzīvotājiem, A. Geim un K. Novoselovam izdevās iegūt šo materiālu no grafīta. Tas ir divdimensiju kristāls, tas ir, tas izskatās kā C atomu tīkls viena atoma biezums, viļņiem līdzīga struktūra, kas nodrošina kristāla stabilitāti. Tā īpašības ir ļoti daudzsološas: tas ir plānākais caurspīdīgais materiāls no visiem šobrīd zināmajiem, tas ir arī ārkārtīgi izturīgs (apmēram 200 reizes stiprāks par tēraudu), un tam ir elektriskā un siltuma vadītspēja. Istabas temperatūrā tā elektriskā pretestība ir viszemākā starp visiem zināmajiem vadītājiem. Tuvākajā nākotnē uz grafēna bāzes tiks izveidoti īpaši ātrdarbīgi datori, plakanie ekrāni un saules paneļi, kā arī jutīgi gāzes detektori, kas reaģē uz vairākām gāzes molekulām. Citas tā izmantošanas jomas nav izslēgtas.
Oksīda formā ( CO) un cianīdi ( CN-) ogleklis ir ļoti toksisks, jo izjauc elpošanas procesus. Šo savienojumu bioloģiskās iedarbības mehānismi ir atšķirīgi. Cianīds inhibē elpošanas enzīmus citohroma oksidāze, ātri sazinoties Si- enzīma aktīvais centrs, kas bloķē elektronu plūsmu elpošanas ķēdes pēdējā posmā. CO, kas ir Lūisa bāze, saistās ar atomu Fe hemoglobīna molekulā ir spēcīgāka nekā O 2, veidojot karbonilhemoglobīns nepiemīt spējas saistīt un nest O 2. Spēja CO veido koordinācijas saites ar d- metāli iekšā zemi grādi oksidēšanās rezultātā veidojas dažādi karbonila savienojumi. Piemēram, Feļoti indīgā vielā - psitakarbopilā Fe(CO) 5 - tam ir nulles oksidācijas pakāpe, un kompleksā [ Fe(CO) 4 ] 2- — oksidācijas pakāpe -2 (1. att.).
Rīsi. 1.
Metāla atoma stabilizācija zemā oksidācijas stāvoklī kompleksos ar CO izskaidrojams ar oglekļa spēju izvirzīties uz āru zemu struktūras dēļ R*-orbitāles lomā akceptora ligands. Šīs orbitāles pārklājas ar aizņemtajām metāla orbitālēm, veidojot koordināciju R-saite, kurā izvirzīts metāls donors elektroni. Šis ir viens no retajiem izņēmumiem vispārējs noteikums CS veidošanās, kur elektronu akceptors ir metāls.
Nav jēgas sīkāk aprakstīt oglekļa īpašības, jo daudzelementu analīzē tas parasti ne tikai netiek noteikts, bet arī tā piemaisījums paraugā tiek uzskatīts par nevēlamu un tiek maksimāli noņemts parauga sagatavošanas laikā. Optiskās emisijas analīzē tas dod ļoti plašu spektru, palielinot fona troksni un tādējādi samazinot jutīguma robežu nosakāmo elementu noteikšanai. Ar masas spektrometriju organiskās molekulas veido lielu skaitu molekulu fragmentu ar atšķirīgu molekulmasu, kas rada ievērojamus traucējumus analīzē. Tāpēc lielākajā daļā gadījumu visas oglekli saturošās vielas tiek noņemtas parauga sagatavošanas laikā.
Silīcijs (Si) - pusmetāls. Samazinot silīcija dioksīdu ( SiO 2) ogleklis veido melnu amorfu Si. Kristāli Si augstas tīrības pakāpes atgādina zili pelēku metālu. Silīciju izmanto pusvadītājos, sakausējumos un polimēros. Tas ir svarīgi dažām dzīvības formām, piemēram, čaulu uzbūvei kramaļģes; Tas var būt svarīgi arī cilvēka ķermenim. Daži silikāti ir kancerogēni, daži izraisa silikozi.
Visos sakaros Sičetrvērtīgs, veido kovalentas dabas ķīmiskās saites. Visizplatītākais dioksīds SiO 2. Neskatoties uz ķīmisko inerci un nešķīstību ūdenī, nokļūstot organismā, tas var radīt silīcija skābes un organiskos silīcija savienojumus. bioloģiskās īpašības. Toksiskums SiO 2 ir atkarīgs no daļiņu dispersijas: jo mazākas tās ir, jo toksiskākas, lai gan pastāv korelācijas starp dažādu formu šķīdību SiO 2 un silikogenitāte nav novērota. Saikne starp silīcijskābju toksicitāti un Si pierāda tādas pašas dispersijas dimanta putekļu pilnīgu inerci.
Pēdējā laikā tika atzīmēts, ka bioloģiskajās vidēs veidošanā piedalās silīcijskābes hidroksilaluminosilikāti, un šo parādību nevar izskaidrot ar kādu saistību Si-C, nav komunikācijas Si-O-S. Paplašinoties rūpnieciskai izmantošanai Al un tā savienojumi caur aluminosilikātiem Al arvien vairāk iesaistīts daudzās bioķīmiskās reakcijās. Jo īpaši funkcionālās skābekli un fluoru saturošās grupas viegli veido ļoti stabilus kompleksus savienojumus ar Al, izjaucot to vielmaiņu.
Visvairāk pētīts starp silīcija organiskajiem savienojumiem silikoni- polimēri, kuru molekulārais karkass sastāv no mainīgiem savstarpēji saistītiem atomiem Si Un O 2. Uz atomiem Si Silikoniem ir pievienotas alkil- vai arilgrupas. Pieejamība Si silīcija organiskajos savienojumos radikāli maina vielu īpašības, ja tās to nesatur. Piemēram, parastos polisaharīdus var izolēt un attīrīt, izmantojot stipru etanolu, kas izgulsnē polisaharīdu no šķīduma. Gluži pretēji, silīciju saturošie ogļhidrāti neizgulsnējas pat 90% etanolā. Silīcija organisko savienojumu klasifikācija ir parādīta tabulā. 3.
3. tabula. Silīcija organiskie polimēri
|
Nosaukums un struktūra |
Piezīme |
|
|
|
Sastāv tikai no Si. Oglekļa ķēdes saites enerģija S–S ir vienāds ar 58,6, un y Si-Si 42,5 kcal/mol, un tāpēc poliorganosilāni ir nestabili. |
|
|
|
Komunikācijas enerģija Si - O 89,3 kcal/mol. Tāpēc šie polimēri ir izturīgi, izturīgi pret temperatūru un oksidatīvo noārdīšanos. Šīs klases polimēri pēc struktūras ir ļoti daudzveidīgi. Lineāros polisilaksānus plaši izmanto kā sintētiskas elastīgas un karstumizturīgas gumijas. |
|
|
|
Atomi galvenajā ķēdē Si atdalītas ar oglekļa atomu ķēdēm. |
|
|
|
Galvenā ķēde satur siloksāna grupas, kas atdalītas ar oglekļa ķēdēm. |
|
|
|
Galvenā ķēde sastāv no atomiem AR, un atomi Si atrodas sānu grupās vai zaros. |
|
|
|
Makromolekulārās ķēdes ietver atomus Si, O un metāli, kur M = Al, Ti, Sb, Sn, B. |
Visticamākais attīstības mehānisms silikoze apsveriet to fagocītu iznīcināšanu, kas ir satvēruši daļiņas SiO 2. Mijiedarbojoties ar lizosomām, silīcija daļiņas iznīcina lizosomas un pašu fagocītu šūnu, izraisot enzīmu un organellu molekulu fragmentu izdalīšanos. Tie mijiedarbojas ar citiem fagocītiem, tas ir, tiek iedarbināts fagocītu nāves ķēdes process. Ja šūnā ir noteikts daudzums silīcijskābes, šis process tiek paātrināts. Mirušo makrofāgu uzkrāšanās ierosina kolagēna ražošanu apkārtējos fibroblastos, kā rezultātā bojājumā attīstās skleroze.
Koloidālā silīcijskābe ir spēcīgs hemolītisks līdzeklis, maina seruma olbaltumvielu attiecību, inhibē vairākus elpceļu un audu enzīmus, kā arī traucē daudzu vielu, tostarp fosfora, metabolismu. Pēdējo reizi liela uzmanība maksāt sililija joni (R3Si+). Viņi parāda unikāla spēja atoms Si paplašināt savu koordinācijas sfēru, palielinot tā elektrofilitāti. Tas mijiedarbojas ar jebkuriem nukleofīliem, tostarp pretēja lādiņa joniem (ieskaitot reaktīvos vielmaiņas starpproduktus) un šķīdinātāja molekulām. Tāpēc kondensētās fāzēs tie kļūst “nenotverami” un tos ir grūti identificēt (Kochina et al., 2006).
Silīcija organiskie polimēri (OSP) vispirms tika izmantoti kā pretaļģu pašpulēšanas pārklājumi kuģu korpusiem (Tsukerman un Rukhadze, 1996). Taču tad citās tautsaimniecības nozarēs, jo īpaši medicīnā kā izturīgas kaulu protēzes, tika piedāvātas dažādas COP izmantošanas metodes.
ģermijs (ge) - amfotērisks pusmetāls; ar īpaši augstu tīrību tas izskatās kā trausli sudrabaini balti kristāli. Izmanto pusvadītājos, sakausējumos un speciālos stiklos infrasarkanajai optikai. Uzskata par bioloģisku stimulantu. Savienojumos tas uzrāda oksidācijas pakāpi +2 un +4.
Doksīda un halogenīdu absorbcija Ge vājš zarnās, bet dīgstu veidā M 2 GeO 4 ir nedaudz uzlabots. Germānija nesaistās ar plazmas olbaltumvielām un tiek sadalīta starp sarkanajām asins šūnām un plazmu proporcijā aptuveni 2:1. Tas ātri izdalās no organisma (pusperiods aptuveni 36 stundas). Parasti zems toksiskums.
Alva (Sn) - mīksts, kaļams metāls. To izmanto smērvielās, sakausējumos, lodmetālos, kā piedevu polimēriem, krāsās pretapaugšanas pārklājumiem un gaistošos alvas organiskajos savienojumos, kas ir ļoti toksiski zemākiem augiem un dzīvniekiem. Neorganisko savienojumu veidā tas nav toksisks.
Ir divi enantiotrops, “pelēks” (b) un “balts” (c) alva, tas ir, dažādas alotropās formas, kas ir stabilas noteiktos apstākļu diapazonos. Pārejas temperatūra starp šīm formām veidojas pie spiediena 1 atm. vienāds ar 286,2°K (13,2°C). Baltajai alvai ir izkropļota pelēkās modifikācijas struktūra ar CN = 6 un blīvumu 7,31 g/cm 3 . Normālos apstākļos tas ir stabils, un zemā temperatūrā tas lēnām pārvēršas formā, kurai ir dimantam līdzīga struktūra ar CN = 4 un blīvumu 5,75 g/cm 3 . Šādas metāla blīvuma izmaiņas atkarībā no apkārtējās vides temperatūras ir ārkārtīgi retas un var izraisīt dramatiskas sekas. Piemēram, aukstajos ziemas apstākļos karavīru formastērpu skārda pogas tika iznīcinātas, un 1851. gadā Seicas baznīcā ērģeļu skārda caurules pārvērtās par pulveri.
Organismā tas nogulsnējas aknās, nierēs, kaulos un muskuļos. Saindēšanās gadījumā ar alvu samazinās eritropoēze, kas izpaužas kā hematokrīta, hemoglobīna un sarkano asins šūnu skaita samazināšanās. Tika atzīmēta arī inhibīcija 5-aminolevulināta dehidrāze, viens no enzīmiem hema biosintēzes ķēdē, kā arī aknu enzīmi glutationa reduktāze Un glikozes-6-fosfāta dehidrogenāzes, laktāts Un sukcināts. Acīmredzot Sn izdalās no organisma kā daļa no kompleksiem ar SH-satur substrātus.
Svins (Pb) - mīksts, kaļams, kaļams metāls. Mitrā gaisā tas pārklājas ar oksīda plēvi un ir izturīgs pret skābekli un ūdeni. Izmanto akumulatoros, kabeļos, krāsās, stiklā, smērvielās, benzīnā un pretradiācijas aizsardzības līdzekļos. Tas ir toksisks 1. bīstamības grupas metāls, jo uzkrājas organismā kaulaudos ar pavājinātu nieru un sirds un asinsvadu darbību. Attīstītajās valstīs tā saturs tiek kontrolēts obligātās iedzīvotāju medicīniskās apskates laikā. Izraisa dažādas slimības.
Medicīniskie bioneorganiskie līdzekļi. G.K. Baraškovs
IV grupas p-elementi ietver oglekli C, silīciju Si, germāniju Ge, alvu Sn un svinu Pb. Saskaņā ar elektroniskās konfigurācijas To oglekļa un silīcija atomi ir tipiski elementi, un germānija, alva un svins veido germānija apakšgrupu. Ogleklis būtiski atšķiras no citiem grupas p-elementiem ar savu augsto jonizācijas enerģiju. Ogleklis ir tipisks nemetāla elements. Sērijā C-Si-Ge-Sn-Pb jonizācijas enerģija samazinās, un tāpēc elementu nemetāliskie raksturlielumi vājinās, bet metāliskie palielinās. Sekundārā periodiskums izpaužas šīs sērijas atomu un savienojumu īpašību izmaiņās. Lielākajā daļā neorganisko savienojumu ogleklis uzrāda oksidācijas pakāpi -4, +4, +2. Dabā ogleklis ir atrodams divu stabilu izotopu veidā: 12C (98,892%) un 13C (1,108%). Tā saturs zemes garozā ir 0,15% (molfrakcija). Zemes garozā ogleklis ir atrodams karbonātu minerālos (galvenokārt CaC0 3 un MgCO 3), oglēs, eļļā, kā arī grafīta un retāk dimanta veidā. Ogleklis- dzīvnieka galvenā sastāvdaļa un flora. Allotropās modifikācijas : Dimants- kristāliska viela ar atomu koordinācijas kubisko režģi. Grafīts- slāņveida kristāliska viela ar sešstūra struktūru. Oglekļa atomi tiek apvienoti C 2∞ makromolekulās, kas ir bezgalīgi sešu locekļu gredzenu slāņi. Karbins- melnais pulveris (ρ=1,9-2 g/cm3); tā režģis ir sešstūrains, veidots no taisnām ķēdēm C ∞, kurās katrs atoms veido divas σ- un π-saites. Fullerēna molekulas sastāv no 60, 70 atomiem, kas veido sfēru – ģeodēzisko kupolu. Fullerēnu iegūst, iztvaicējot grafītu un kondensējot tā tvaikus hēlija atmosfērā pie augsta spiediena.Fulerēns ir ķīmiski izturīgs. C 60 un C 70 molekulu sfēriskās formas dēļ fullerēns ir ļoti ciets. Silīcijs- oglekļa elektroniskais analogs. Silīcija oksidācijas pakāpe tā savienojumos svārstās no -4 līdz +4. Silīcija savienojumos, kad veidojas kovalentās saites, tā koordinācijas skaitlis nepārsniedz sešus. Germānija Ge, alva Sn un svins Pb ir pilnībā elektroniski analogi. Tāpat kā tipiski grupas elementi, to valences elektroni ir s 2 p 2 elektroni. Ge-Sn-Pb sērijā ārējā s-elektronu pāra loma ķīmisko saišu veidošanā samazinās. Raksturīgo oksidācijas pakāpju izmaiņas C-Si-Ge- -Sn-Pb sērijās var izskaidrot ar sekundāro periodiskumu ns un np orbitāļu enerģētikā.
Ge-Sn-Pb sērijā vienkāršu vielu metāliskās īpašības ir skaidri uzlabotas. Germānija- sudrabaini pelēka viela ar metālisku spīdumu, izskatās pēc metāla, bet tai ir dimantam līdzīgs režģis. Alva ir polimorfa. Normālos apstākļos tas pastāv β-modifikācijas veidā (baltā alva), stabila temperatūrā virs 14 °C. Atdzesējot baltā alva pārvēršas α modifikācijā (pelēkā alva) ar dimanta tipa struktūru. Pāreju β→α pavada īpatnējā tilpuma palielināšanās (par 25%), un tāpēc alva sabrūk pulverī. Svins- tumši pelēks metāls ar metāliem raksturīgu seju centrētu kuba struktūru. Oglekļa un ūdeņraža savienojumus sauc par ogļūdeņražiem. Metāns CH 4 - tā molekulai ir tetraedriska forma. Metāns- bezkrāsaina gāze bez smaržas (temp. -182,49 °C, bp -161,56 °C), ķīmiski ļoti inerta molekulas valences un koordinācijas piesātinājuma dēļ. To neietekmē skābes un sārmi. Tomēr tas viegli aizdegas; tā maisījumi ar gaisu ir ārkārtīgi sprādzienbīstami. Metāns- dabas (60-90%) raktuvju un purvu gāzes galvenā sastāvdaļa. Satur zemes garozā klatrātu veidā. Lielos daudzumos tas veidojas ogļu koksēšanas laikā. Ar metānu bagātas gāzes tiek izmantotas kā augstas kaloriju degvielas un izejvielas ūdens gāzes ražošanai. Etāns C 2 H 6, etilēns C 2 H 4 un acetilēns C 2 H 2 normālos apstākļos ir gāzes. C 2 H 6 (E = 347 kJ/mol), C 2 H 4 (E = 598 kJ/mol) un C 2 H 2 (E = 811 kJ/mol) lielās saites stiprības dēļ atšķirībā no H 2 0, N 2 H 4 un īpaši N 2 H 2 ir diezgan stabili un ķīmiski neaktīvi. Ir iegūti silāni, silīcija savienojumi ar ūdeņradi ar vispārīgo formulu Si n H 2n+2 - Silāni līdz okta-silānam Si 8 Hi 18. Si-Si saites zemā stiprība ir saistīta ar ierobežoto homologo ūdeņraža silīcija dioksīda sēriju. Istabas temperatūrā pirmie divi silāni - monosilāns SiH 4 un disilāns Si 2 H 6 - ir gāzveida, Si 3 H 8 ir šķidri, bet pārējie ir cietas vielas. Visi silāni ir bezkrāsaini, tiem ir nepatīkama smaka, un tie ir indīgi. Atšķirībā no komunikācijas S-N savienojums Si-H pēc būtības ir vairāk jonu. Tie spontāni aizdegas gaisā. Silāni dabā nav sastopami.
