Läs också:
|
Huvudundergruppen av grupp IV i det periodiska systemet inkluderar elementen: kol, kisel, germanium, tenn och bly. Kol och kisel är typiska icke-metaller, medan tenn och bly är typiska metaller. Germanium intar en mellanposition. Vid vanliga temperaturer är det en halvledare, har ett atomärt kristallgitter och är mycket ömtåligt och uppvisar icke-metalliska egenskaper. Men vid förhöjda temperaturer får germanium karakteristiska metalliska egenskaper, såsom duktilitet och hög elektrisk ledningsförmåga.
Atomerna av kol, kisel, germanium, tenn och bly i grundtillståndet har en liknande struktur av det yttre elektroniska lagret och tillhör p-element:
Si 3s23p23d0
Ge 3d104s24p24d0
Sn4d105s25p25d0
Pb 4f145d106s26p26d0
Men bara germanium, tenn och bly är kompletta elektroniska analoger - de har samma elektroniska konfiguration av både den yttre nivån och den tidigare undernivån. De har liknande kemiska egenskaper.
Eftersom antalet oparade elektroner i grundtillståndet är 2 och i valensexciterat tillstånd är det 4, så är huvudvalenserna för alla element II och IV. Börjar med kisel, grupp IV p-element har lediga d-orbitaler. Detta bestämmer möjligheten för bindningsbildning genom donator-acceptormekanismen och leder till en ökning av valensen i koordinationsföreningar upp till VI. På grund av frånvaron av en d-subnivå vid kolatomen kan dess valens i föreningar inte vara mer än IV, och kol, till skillnad från Si, Ge, Sn och Pb, kan inte bilda komplexa föreningar. Denna omständighet, såväl som den minsta storleken på atomen och den högsta elektronegativiteten av kol, förklarar varför de kemiska egenskaperna hos detta element skiljer sig väsentligt inte bara från de kemiska egenskaperna hos germanium, tenn och bly, utan också från de kemiska egenskaperna hos kisel .
På grund av sin elektroniska struktur och genomsnittliga elektronegativitetsvärden har alla element karakteristiska oxidationstillstånd -4, +2, +4. Som med alla element i huvudundergrupperna i det periodiska systemet, när de flyttas från topp till botten, minskar stabiliteten hos föreningar i de "extrema" oxidationstillstånden (-4 och +4) och +2 oxidationstillstånden ökar.
generella egenskaper den fjärde gruppen i huvudundergruppen:
a) egenskaper hos element ur atomens struktur;
b) oxidationstillstånd;
c) egenskaper hos oxider;
d) egenskaper hos hydroxider;
e) väteföreningar.
a) Kol (C), kisel (Si), germanium (Ge), tenn (Sn), bly (Pb) - element i grupp 4 i huvudundergruppen av PSE. På det yttre elektronlagret har dessa elements atomer 4 elektroner: ns2np2. I undergruppen, med en ökning av elementets ordningsnummer, ökar atomradien, icke-metalliska egenskaper försvagas och metalliska egenskaper ökar: kol och kisel är icke-metaller, germanium, tenn, bly är metaller.
b) Element i denna undergrupp uppvisar både positiva och negativa oxidationstillstånd: -4, +2, +4.
V) Högre oxider kol och kisel (C02, Si02) har sura egenskaper, oxiderna av de återstående elementen i undergruppen är amfotera (Ge02, Sn02, Pb02).
d) Kol- och kiselsyror (H2CO3, H2SiO3) är svaga syror. Hydroxider av germanium, tenn och bly är amfotera, uppvisar svaga sura och basiska egenskaper: H2GeO3= Ge(OH)4, H2SnO3=Sn(OH)4, H2PbO3=Pb(OH)4.
e) Väteföreningar:
CH4; SiH4, GeH4. SnH4, PbH4. Metan - CH4 - stark anslutning, silan SiH4 - mindre stark anslutning.
Schema för strukturen av kol- och kiselatomer, allmänna och distinkta egenskaper.
Si 1S22S22P63S23p2.
Kol och kisel är icke-metaller, eftersom det finns 4 elektroner på det yttre elektronskiktet. Men eftersom kisel har en större atomradie är förmågan att donera elektroner mer karakteristisk för det än för kol. Kolreduktionsmedel:
Kol är en icke-metall. De viktigaste kristallina modifieringarna av kol är diamant och grafit.
Kisel är en mörkgrå icke-metall. Den utgör 27,6 % av jordskorpans massa.
Germanium är en silvergrå metall. Densitet av germanium i fast tillstånd lika med 5,327 g/cm3, i vätska - 5,557 g/cm3.
Tenn är en formbar, lättmetall med en silvervit färg.
Bly är en grå formbar metall. Elementet är ganska mjukt, du kan enkelt skära det med en kniv.
Flerovium är ett konstgjort supertungt radioaktivt grundämne. Av de kända isotoperna är 289Fl den mest stabila. Halveringstiden är cirka 2,7 sekunder för 289Fl och 0,8 sekunder för 288Fl.
| | | | 5 |
IVA-grupp av det periodiska systemet av element D.I. Mendeleev är kol, kisel, germanium, tenn, bly. Den allmänna elektroniska formeln för valensskalet av atomer av elementen i IVA-gruppen.
Atomerna i dessa grundämnen har fyra valenselektroner i s- och p-orbitaler på den yttre energinivån. I det oexciterade tillståndet är två p-elektroner inte parade. Därför kan dessa element i föreningar uppvisa ett oxidationstillstånd på +2. Men i det exciterade tillståndet får elektronerna i den yttre energinivån konfigurationen ps1pr3, och alla fyra elektronerna visar sig vara oparade.
Till exempel, för kol, kan övergången från s-subnivån till p-subnivån representeras enligt följande.
I enlighet med den elektroniska strukturen för det exciterade tillståndet kan elementen i IVA-gruppen uppvisa ett oxidationstillstånd på +4 i föreningar. Atomradien för element i grupp IVA ökar naturligt med ökande atomnummer. I samma riktning minskar joniseringsenergin och elektronegativiteten naturligt.
Vid övergång i C--Si--Ge--Sn--Pb-gruppen minskar rollen för det ensamma elektronparet vid den externa s-subnivån under bildningen kemiska bindningar. Därför, om för kol, kisel och germanium det mest karakteristiska oxidationstillståndet är +4, så är det för bly +2.
I en levande organism är kol, kisel och germanium i +4-oxidationstillståndet, medan tenn och bly kännetecknas av +2-oxidationstillståndet.
I enlighet med ökningen av atomernas storlek och minskningen av joniseringsenergin i övergången från kol till bly, försvagas icke-metalliska egenskaper, eftersom förmågan att fästa elektroner minskar och deras återgångs lätthet ökar. Faktum är att de två första medlemmarna i gruppen: kol och kisel är typiska icke-metaller, germanium, tenn och bly är amfotera element med uttalade metalliska egenskaper i de senare.
Förstärkning av metalliska egenskaper i serien C--Si--Ge--Sn--Pb visar sig också i kemiska egenskaper enkla ämnen. Under normala förhållanden är elementen C, Si, Ge och Sn resistenta mot luft och vatten. Bly oxiderar i luften. I den elektrokemiska spänningsserien av metaller ligger Ge efter väte och Sn och Pb är belägna omedelbart före väte. Därför reagerar inte germanium med syror som HCl och utspädd H2SO4.
Atomens elektroniska struktur och storlek, medelvärdet av elektronegativitet förklarar styrkan C--C anslutningar och kolatomers tendens att bilda långa homokedjor:
På grund av det mellanliggande värdet av elektronegativitet bildar kol lågpolaritetsbindningar med vitala element - väte, syre, kväve, svavel, etc.
Kemiska egenskaper hos syreföreningar av kol och kisel. Bland de oorganiska föreningarna av kol, kisel och deras analoger för läkare och biologer är syreföreningar av dessa grundämnen av största intresse.
Kol (IV) och kisel (IV) oxider EO2 är sura, och deras motsvarande hydroxider H2EO3 är svaga syror. Motsvarande oxider och hydroxider av de återstående elementen i grupp IVA är amfotera.
CO2 koldioxid. bildas ständigt i kroppens vävnader under ämnesomsättningsprocessen och spelar en viktig roll i regleringen av andning och blodcirkulation. Koldioxid är ett fysiologiskt stimulerande medel för andningscentrum. Stora koncentrationer av CO2 (över 10%) orsakar svår acidos - en minskning av blodets pH, våldsam andnöd och förlamning av andningscentrum.
Koldioxid löser sig i vatten. I detta fall bildas kolsyra i lösningen:
H2O + CO2? H2CO3
Jämvikten förskjuts åt vänster, så det mesta av koldioxiden är i form av CO2 H2O-hydrat, och inte H2CO3. Kolsyra H2CO3 finns endast i lösning. Avser svaga syror.
Som en tvåbasisk syra bildar H2CO3 medium och sura salter: de förra kallas karbonater: Na2CO3, CaCO3 är natrium- och kalciumkarbonater; den andra - bikarbonater: NaHCO3, Ca (HCO3) 2 - natrium- och kalciumbikarbonater. Alla bikarbonater är mycket lösliga i vatten; från medelsalter lösliga karbonater alkaliska metaller och ammonium.
Saltlösningar kolsyra på grund av hydrolys har de en alkalisk reaktion (pH> 7), till exempel:
Na2CO3 + HOH? NaHC03 + NaOH
CO32- + HOH? HCO3- + OH-
Vätekarbonatbuffertsystemet (H2CO3--HCO3-) fungerar som det huvudsakliga buffertsystemet i blodplasman, vilket säkerställer upprätthållandet av syra-bas-homeostas, ett konstant blod-pH på cirka 7,4.
Eftersom hydrolysen av karbonater och bikarbonater ger en alkalisk miljö, används dessa föreningar i medicinsk praxis som antacida (syraneutraliserande) medel för ökad surhet i magsaften. Dessa inkluderar natriumbikarbonat NaHCO3 och kalciumkarbonat CaCO3:
NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2
En vätska tillsätts till silikatcement innehållande SiO2, som är en vattenlösning av fosforsyra H3PO4, delvis neutraliserad med zinkoxid ZnO och aluminiumhydroxid Al(OH)3. Processen för "sättning" av silikatcement börjar med sönderdelningen av pulvret med fosforsyra med bildning av kolloidala lösningar av aluminiumfosfat och kiselsyror med variabel sammansättning xSiO2 yH2O:
Al2O3 + 2H3P04 = 2AlP04 + 3H2O
xSiO2 + yH3O+ = xSiO2 yH2O + yH+
Vid beredning av fyllningar, som ett resultat av blandning, sker kemiska reaktioner med bildning av metallfosfater, t.ex.
3CaO + 2H3PO4 \u003d Ca3 (PO4) 2 + 3H2O
Endast alkalimetallsilikater är mycket lösliga i vatten. När mineralsyror verkar på silikatlösningar erhålls kiselsyror, till exempel metasilicic H2SiO3 och ortosilicic H4SiO4.
Kiselsyror är svagare än kolsyra, de fälls ut under inverkan av CO2 på silikatlösningar. Silikaterna är höggradigt hydrolyserade. Detta är en av anledningarna till att silikater förstörs i naturen.
När olika blandningar av silikater smälts samman med varandra eller med kiseldioxid erhålls transparenta amorfa material, så kallade glas.
Glasets sammansättning kan variera över ett brett spektrum och beror på produktionsförhållandena.
Kvartsglas (nästan ren kiseldioxid) tolererar plötsliga temperaturförändringar, fördröjer nästan inte ultravioletta strålar. Sådant glas används för framställning av kvicksilverbågelampor, som används i stor utsträckning inom sjukgymnastik, såväl som vid sterilisering av operationssalar.
Porslinsmassor som används inom ortopedisk tandvård består av kvarts SiO2 (15--35%) och aluminosilikater: fältspat E2O Al2O3 6SiO2, där E är K, Na eller Ca (60--75%), och kaolin Al2O3 2SiO2 2H2O (3-- 10 %). Förhållandet mellan komponenter kan variera beroende på syftet med porslinsmassan.
Fältspat K2O Al2O3 6SiO2 är huvudmaterialet för att erhålla dentala porslinsmassor. När den smält förvandlas den till en trögflytande massa. Ju mer fältspat, desto mer genomskinlig blir porslinsmassan efter glödgning. Under glödgning av porslinsmassor sänker fältspat, eftersom det är mer smältbart, blandningens smältpunkt.
Kaolin (vit lera) är en viktig del av tandporslin. Tillsatsen av kaolin minskar porslinsmassans flytbarhet.
Kvarts, som ingår i tandporslin, stärker den keramiska produkten, ger den större hårdhet och kemikaliebeständighet.
CO kolmonoxid. Av föreningarna i IVA-gruppens element, i vilka de uppvisar ett oxidationstillstånd på +2, är kolmonoxid (II) CO av intresse för läkare och biologer. Denna förening är giftig och extremt farlig eftersom den är luktfri.
Kolmonoxid (II) - kolmonoxid - en produkt av ofullständig oxidation av kol. Paradoxalt nog är en av källorna till CO personen själv, vars kropp producerar och släpper ut i den yttre miljön (med utandningsluft) cirka 10 ml CO per dag. Detta är den så kallade endogena kolmonoxiden (II), som bildas i processerna för hematopoiesis.
Genom att tränga in i lungorna med luft passerar kolmonoxid (II) snabbt genom alveolär-kapillärmembranet, löses upp i blodplasman, diffunderar in i erytrocyter och går in i en reversibel kemisk interaktion med både oxiderat HbO2 och reducerat hemoglobin Hb:
HbO2 + CO? HbCO + O2
Hb + CO? HbCO
Det resulterande karbonylhemoglobinet HbCO kan inte fästa syre till sig själv. Som ett resultat blir det omöjligt att överföra syre från lungorna till vävnaderna.
Den höga kemiska affiniteten för kolmonoxid (II) CO för järnhaltigt järn är huvudorsaken till interaktionen mellan CO och hemoglobin. Det kan antas att andra biooorganiska föreningar som innehåller Fe2+-joner också bör reagera med detta gift.
Eftersom reaktionen av interaktion mellan oxyhemoglobin och kolmonoxid är reversibel, kommer en ökning av partialtrycket av O2 i andningsmediet att påskynda dissociationen av karbonylhemoglobin och frisättningen av CO från kroppen (jämvikten kommer att förskjutas till vänster enligt Le Chatelier princip):
HbO2 + CO? HbCO + O2
För närvarande finns det medicinska preparat som används som motgift för att förgifta kroppen med kolmonoxid (II). Till exempel accelererar införandet av reducerat järn kraftigt avlägsnandet av CO från kroppen i formen, uppenbarligen, av järnkarbonyl. Verkan av detta läkemedel är baserad på förmågan hos CO att fungera som en ligand i olika komplex.
Kemiska egenskaper hos tenn och blyföreningar. Oxiderna av tenn (II) och bly (II), SnO och PbO är amfotera, liksom motsvarande hydroxider Sn(OH)2 och Pb(OH)2.
Pb2+-salter - acetat, nitrat - är mycket lösliga i vatten, klorid och fluor är svårlösliga, sulfat, karbonat, kromat, sulfid är praktiskt taget olösliga. Alla bly(II)-föreningar, särskilt lösliga sådana, är giftiga.
Blyets biologiska aktivitet bestäms av dess förmåga att tränga in i kroppen och ackumuleras i den.
Bly och dess föreningar är gifter som främst verkar på det neurovaskulära systemet och direkt på blodet. Kemin för blyets toxiska verkan är mycket komplex. Pb2+-jonerna är starka komplexbildare jämfört med katjonerna från de andra p-elementen i IVA-gruppen. De bildar starka komplex med bioligander.
Pb2+-joner kan interagera och blockera sulfhydrylgrupperna i SH-proteiner i molekylerna av enzymer som är involverade i syntesen av porfyriner, vilket reglerar syntesen av tema och andra biomolekyler:
R--SH + Pb2+ + HS--R > R--S--Pb--S--R + 2H+
Ofta ersätter Pb2+-joner naturliga M2+-joner, vilket hämmar EM2+-metalloenzymer:
EM2+ + Pb2+ > EPb2+ + M2+
Genom att reagera med cytoplasman hos mikrobiella celler och vävnader bildar blyjoner gelliknande albuminater. I små doser har blysalter en sammandragande effekt, vilket orsakar gelning av proteiner. Bildandet av geler gör det svårt för mikrober att komma in i cellerna och minskar det inflammatoriska svaret. Bly lotions verkan är baserad på detta.
När koncentrationen av Pb2+-joner ökar, blir bildningen av albuminater irreversibel, albuminater av R-COOH-proteiner från ytvävnader ackumuleras:
Рb2+ + 2R--СООН = Рb(R--СОО)2 + 2Н+
Därför har bly (II) preparat en övervägande sammandragande effekt på vävnader. De ordineras uteslutande för utvärtes bruk, eftersom de, eftersom de absorberas i mag-tarmkanalen eller andningsvägarna, uppvisar hög toxicitet.
Oorganiska tenn(II)föreningar är inte särskilt giftiga, till skillnad från organiska tennföreningar.
Lektionsplanering
Allmänna egenskaper hos elementen i IV A-grupp.
Kol och kisel
Mål:
Pedagogisk: att forma eleverna en allmän uppfattning om de element som utgör den fjärde gruppen, att studera deras grundläggande egenskaper, att överväga deras biokemiska roll och användningen av grundämnenas huvudföreningar.
Utvecklande: utveckla färdigheter att skriva och tala, tänka, förmågan att använda de inhämtade kunskaperna för att lösa olika uppgifter.
Vårdande: utveckla en känsla av behovet av ny kunskap.
Under lektionerna
Upprepning av det behandlade ämnet:
Hur många grundämnen är icke-metaller? Ange deras plats i PSCE?
Vilka grundämnen är organogena?
Specificera aggregationstillstånd alla icke-metaller.
Hur många atomer utgör icke-metallmolekyler?
Vilka oxider kallas icke-saltbildande? Skriv formler för icke-saltbildande oxider av icke-metaller.
Cl2 → HCl → CuCl2 → ZnCl2 → AgCl
Skriv den sista reaktionsekvationen i jonform.
Lägg till möjliga reaktionsekvationer:
1) H2 + Cl2 = 6) CuO + H2 =
2) Fe + Cl2 = 7) KBr + I2 =
3) NaCl + Br2 = 8) Al + I2 =
4) Br2 + KI = 9) F2 + H2O =
5) Ca + H2 = 10) Si02 + HF =
Skriv ner reaktionsekvationerna för växelverkan mellan kväve och a) kalcium; b) med väte; c) med syre.
Genomför en kedja av transformationer:
N 2 → Li 3 N → NH 3 → NO → NO 2 → HNO 3
Vid nedbrytning av 192 g ammoniumnitrit genom reaktionen NH 4 NO 2 \u003d N 2 + 2H 2 O, erhölls 60 1 kväve. Hitta resultatet av produkten från det teoretiskt möjliga.
Att lära sig nytt material.
Grupp 4 A inkluderar p-element: kol, kisel, germanium, tenn och bly. Olika i antalet energinivåer har deras oexciterade atomer 4 elektroner på den yttre nivån. På grund av ökningen i gruppen från topp till botten av antalet fyllda elektronlager och storleken på atomen, försvagas attraktionen av externa valenselektroner till kärnan, därför är de icke-metalliska egenskaperna hos element i undergruppen försvagas från topp till botten och metalliska egenskaper förbättras. Men kol och kisel skiljer sig väsentligt i egenskaper från andra grundämnen. Dessa är typiska icke-metaller. Germanium har metalliska egenskaper, medan tenn och bly dominerar över icke-metalliska.
I naturen kol förekommer i fritt tillstånd i form av diamant och grafit. Kolinnehåll i jordskorpanär cirka 0,1 %. Det är en del av naturliga karbonater: kalksten, marmor, krita, magnesit, dolomit. Kol är det viktigaste integrerad del organiskt material. Kol, torv, olja, ved och naturgas anses vanligtvis vara brännbara material som används som bränsle.
fysikaliska egenskaper. Kol som ett enkelt ämne finns i flera allotropa former: diamant, grafit, karbin och fulleren, som har kraftigt olika fysikaliska egenskaper, vilket förklaras av strukturen hos deras kristallgitter. Carbin - finkristallint svartkrut, syntetiserat först på 60-talet av sovjetiska kemister, senare hittat i naturen. När den värms upp till 2800º utan luft förvandlas den till grafit. Fulleren - på 80-talet syntetiserades sfäriska strukturer bildade av kolatomer, kallade fullerener. De är slutna strukturer som består av ett visst antal kolatomer - C 60, C 70.
Kemiska egenskaper. Kemiskt sett är kol inert under normala förhållanden. Reaktiviteten ökar med stigande temperatur. Vid höga temperaturer interagerar kol med väte, syre, kväve, halogener, vatten och vissa metaller och syror.
När vattenånga leds genom hett kol eller koks erhålls en blandning av kolmonoxid (II) och väte:
C + H 2 O = CO + H 2 ( vattenånga ),
Denna reaktion sker vid 1200º, vid temperaturer under 1000º sker oxidation till SÅ 2 :
C + 2H 2 O= CO 2 + 2 H 2 .
En industriellt viktig process är omvandlingen av vattengas till metanol (metylalkohol):
CO + 2H 2 = CH 3 HAN
Under påverkan av höga temperaturer kan kol interagera med metaller och bildas karbid, bland dem särskiljs "metanider" och "acetylenider", beroende på vilken gas som frigörs när de interagerar med vatten eller syra:
CaS 2 + HCl = CaCl 2 + C 2 H 2
Al 4 C 3 + 12 H 2 O = 2 Al(Åh) 3 ↓ + 3 CH 4
stor praktiskt värde har kalciumkarbid, som erhålls genom att värma kalk CaO och koks i elektriska ugnar utan lufttillgång:
CaO + 3C = CaC 2 + CO
Kalciumkarbid används för att producera acetylen:
CaS 2 + 2 H 2 O= Ca(OH) 2 + C 2 H 2
Men kol kännetecknas av reaktioner där det uppvisar reducerande egenskaper:
2 ZnO + C = Zn+ CO 2
Ckolföreningar.
Kolmonoxid (CO) är kolmonoxid. Inom industrin erhålls det genom att passera koldioxid över hett kol vid hög temperatur. Under laboratorieförhållanden erhålls CO genom inverkan av koncentrisk svavelsyra på myrsyra vid upphettning (svavelsyra tar bort vatten):
UNSD =H 2 O+ CO
Kolmonoxid (CO 2) är koldioxid. I en atmosfär av koldioxid är 0,03 volymprocent, eller 0,04 viktprocent, litet. Vulkaner och varma källor försörjer atmosfären, och slutligen bränner en person fossila bränslen. Atmosfären byter ständigt gaser med havsvatten, som innehåller 60 gånger mer koldioxid än atmosfären. Det är känt att koldioxid absorberar solstrålning väl i det infraröda området av spektrumet. Sålunda skapar koldioxid Växthuseffekt och reglerar den globala temperaturen.
I laboratoriet produceras koldioxid genom inverkan av av saltsyra för marmor:
SaCO 3 + 2 HCl = CaCl 2 + H 2 O+ CO 2
Koldioxidens egenskap att inte stödja förbränning används i brandbekämpningsanordningar. Med ökande tryck ökar lösligheten av koldioxid kraftigt. Detta är grunden för dess användning vid tillverkning av kolsyrade drycker.
Kolsyra finns endast i lösning. När lösningen värms upp sönderdelas den till kolmonoxid och vatten. Salter av syran är stabila, även om syran i sig är instabil.
Den viktigaste reaktionen på en karbonatjon är verkan av utspädda mineralsyror - salt eller svavelsyra. Samtidigt avges koldioxidbubblor med ett sus, och när det passerar genom en lösning av kalciumhydroxid (kalkvatten) blir det grumligt till följd av att kalciumkarbonat bildas.
Kisel. Efter syre är det det vanligaste grundämnet på jorden. Den utgör 25,7 % av massan av jordskorpan. En betydande del av det representeras av kiseloxid, kallad kiseldioxid, som förekommer som sand eller kvarts. Kiseloxid förekommer i mycket ren form som ett mineral som kallas bergskristall. Kristallin kiseloxid, färgad med olika föroreningar, bildar ädelstenar och halvädelstenar: agat, ametist, jaspis. En annan grupp av naturliga kiselföreningar är silikater - derivat kiselsyra.
Inom industrin produceras kisel genom reduktion av kiseloxid med koks i elektriska ugnar:
SiO 2 + 2 C = Si + 2 CO
I laboratorier används magnesium eller aluminium som reduktionsmedel:
SiO 2 + 2Mg = Si + 2MgO
3 SiO 2 + 4Al = Si + 2Al 2 O 3 .
Det renaste kiselet erhålls genom reduktion av kiseltetraklorid med zinkånga:
SiCl 4 + 2 Zn = Si + 2 ZnCl 2
fysikaliska egenskaper. Kristallint kisel är ett sprött ämne av mörkgrå färg med en stålglans. Strukturen hos kisel liknar den hos diamant. Kisel används som halvledare. Den används för att tillverka de så kallade solpanelerna, som omvandlar ljusenergi till elektrisk energi. Kisel används inom metallurgin för att erhålla kiselstål med hög värmebeständighet och syrabeständighet.
Kemiska egenskaper. När det gäller kemiska egenskaper är kisel, liksom kol, en icke-metall, men dess icke-metallicitet är mindre uttalad, eftersom den har en stor atomradie.
Kisel kl normala förhållanden kemiskt ganska inert. Det interagerar direkt endast med fluor och bildar kiselfluorid:
Si + 2 F 2 = SiF 4
Syror (förutom en blandning av fluorvätesyra HF och salpetersyra) verkar inte på kisel. Men det löser sig i alkalimetallhydroxider:
Si+NaOH+H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2
Vid hög temperatur i en elektrisk ugn erhålls kiselkarbid från en blandning av sand och koks. Sic– karborundum:
SiO 2 + 2C =Sic+ CO 2
Slipstenar och slipskivor är tillverkade av kiselkarbid.
Föreningar av metaller med kisel kallas silicider:
Si + 2 mg = mg 2 Si
När magnesiumsilicid behandlas med saltsyra erhålls den enklaste väteföreningen av kisel silan -SiH 4 :
mg 2 Si+ 4HCl = 2 MdCl 2 + SiH 4
Silan är en giftig gas med en obehaglig lukt, självantändande i luft.
kiselföreningar. Kiseldioxid- fast eldfast ämne. Det förekommer i naturen i två former. kristallin och amorf kiseldioxid. Kiselsyra- är en svag syra, vid upphettning sönderdelas den lätt till vatten och kiseldioxid. Det kan erhållas både i form av en gelatinös massa innehållande vatten och i form av en kolloidal lösning (sol). Kiselsyrasalter kallad silikater. Naturliga silikater är ganska komplexa föreningar, deras sammansättning avbildas vanligtvis som en kombination av flera oxider. Endast natrium- och kaliumsilikater är lösliga i vatten. De kallas lösligt glas, och deras lösning - flytande glas.
Uppgifter för att fixa.
2. Lägg till möjliga reaktionsekvationer, lös problemet.
| 1 lag
| 2 lag
| 3 lag
|
| H 2 SO 4 + HCl - | CaCO3+? - ? + CO2 + H2O |
|
| 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 - | CaCl2 ++ NaOH - |
|
| Uppgift: När järnoxid (111) reducerades med kol erhölls 10,08 g järn, vilket var 90 % av det teoretiskt möjliga utbytet. Vad är massan av den upptagna järnoxiden (III)? | Uppgift: Hur mycket natriumsilikat erhålls genom att smälta kisel(IV)oxid med 64,2 kg läsk som innehåller 5 % föroreningar? | Uppgift: Under inverkan av saltsyra på 50 g kalciumkarbonat erhölls 20 g kolmonoxid (IV). Vad är utbytet av kolmonoxid (IV) (i%) från det teoretiskt möjliga? |
Korsord.
Pom vertikal: 1. Salt av kolsyra.
Vågrätt: 1. Det hårdaste naturliga ämnet på jorden. 2. Byggmaterial. 3. Ämne som används för att göra deg. 4. Kiselföreningar med metaller. 5. Element i huvudundergruppen 1V i PS-gruppen kemiska grundämnen. 6. Salter av kolsyra innehållande väte. 7. Naturlig kiselförening.
Läxa: s. 210 – 229.
8939 0
Grupp 14 inkluderar C, Si, Ge, Sn, Pb (tabellerna 1 och 2). Liksom elementen i 3A-undergruppen är dessa p-element med en liknande elektronisk konfiguration av det yttre skalet - s 2 p 2. När du rör dig nedåt i gruppen ökar atomradien, vilket gör att bindningen mellan atomerna försvagas. På grund av den ökande delokaliseringen av elektronerna i de yttre atomskalen ökar den elektriska ledningsförmågan i samma riktning, så elementens egenskaper ändras från icke-metalliska till metalliska. Kol (C) i form av en diamant är en isolator (dielektrisk), Si och Ge är halvmetaller, Sn och Pb är metaller och bra ledare.
Tabell 1. Några fysikaliska och kemiska egenskaper hos metaller i grupp 14
|
|
namn |
Hänvisar, kl. vikt |
Radie, kl |
Huvudisotoper (%) |
||
|
Carbon Carbon [av lat. kol - kol] |
kovalent 77 med dubbelbindning 67, med trippelbindning 60 |
14 C (spår) |
||||
|
Silicon Silicon [från lat. silicis - flint] |
atom 117, kovalent 117 | |||||
|
Germanium Germanium [av lat. Tyskland] |
3d 10 4s 2 4p 2 |
atomär 122,5, kovalent 122 | ||||
|
Plåt Plåt [från anglo-saxen. tenn, lat. stannum] |
4d 10 5s 2 5p 2 |
atomär 140,5, kovalent 140 | ||||
|
Bly Bly [från Anglo-Sax. leda, lat. plumbum] |
4f 14 5d 10 6s 2 6p 2 |
atom 175, kovalent 154 |
Alla element i denna grupp bildar föreningar med ett oxidationstillstånd på +4. Stabiliteten hos dessa föreningar minskar när man flyttar till den nedre delen av gruppen, medan den, som i tvåvärda föreningar, tvärtom ökar med en sådan rörelse. Alla element utom Si, bildar också föreningar med valensen +2, vilket beror på " inert pareffekt»: genom att dra in ett par externa s-element in i det inre elektronskalet på grund av sämre avskärmning av yttre elektroner d- Och f-elektroner jämfört med s- Och R-elektroner i de inre skalen av stora atomer i de lägre medlemmarna i gruppen.
Egenskaperna hos elementen i denna grupp gjorde det möjligt att använda dem som anti-algbeläggningar (AP) för fartyg. De första sådana beläggningar som används Pb, sedan började gälla sn(i form av en bis-tributylorganotennradikal associerad med en kolpolymer). Av miljöskäl användes 1989 dessa, liksom andra giftiga metaller i PP ( Hg, Cd, As) förbjöds, ersattes av PP baserad på organiska kiselpolymerer.
Tabell 2. Innehållet i kroppen, giftiga (TD) och dödliga doser (LD) av metaller i den 14:e gruppen
|
|
I jordskorpan (%) |
I havet (%) |
I människokroppen | ||||
|
Medel (med en kroppsvikt på 70 kg) |
Blod (mg/l) |
||||||
|
vanligtvis ogiftig, men i form av CO och CN cyanider är den mycket giftig |
|||||||
|
(0,03-4,09)x10 -4 |
Giftfri |
||||||
|
(0,07-7)x10 -10 |
Giftfri |
||||||
|
(2,3-8,8)x10 -10 |
(0,33-2,4)x10 -4 |
TD 2 g, LD nd, en del organotenn. föreningar är mycket giftiga |
|||||
|
(0,23-3,3)x10 -4 |
TD 1 mg, LD 10 g |
||||||
Kol (C) - skiljer sig från alla andra delar av den så kallade katenering, det vill säga förmågan att bilda föreningar där dess atomer är kopplade till varandra i långa kedjor eller ringar. Denna egenskap förklarar bildandet av miljontals föreningar som kallas organisk, som ägnas åt ett separat avsnitt av kemi - organisk kemi.
Kolets förmåga att katenera förklaras av flera funktioner:
För det första, styrka anslutningar C - C. Således är den genomsnittliga entalpin för denna bindning cirka 350 kJ/mol, medan bindningsentalpin Si - Si— endast 226 kJ/mol.
För det andra, den unika förmågan hos kolatomer att hybridisering: utbildning 4 sp 3 orbitaler med tetraedrisk orientering (som säkerställer bildandet av enkla kovalenta bindningar), eller 3 sp 2 orbitaler orienterade i samma plan (som ger bildning av dubbelbindningar), eller 2 sp-orbitaler med linjär orientering (som ger bildning av trippelbindningar).
Således kan kol bilda 3 typer av koordinationsmiljö: linjär för två- och treatomära molekyler, när grundämnets CN är 2, plan triangulär för grafitmolekyler, fullerener, alkener, karbonylföreningar, bensenring, när CN är 3, och tetraedrisk för alkaner och deras derivat med CN = 4.
I naturen förekommer kol i form av allotropa, det vill säga olika strukturella former (grafit, diamant, fullerener), såväl som i form av kalksten och kolväteråvaror (kol, olja och gas). Det används i form av koks vid stålsmältning, kimrök vid tryckning, aktivt kol vid rening av vatten, socker etc.
Tilldelades 2010 Nobelpriset i fysik för studiet av en unik form MED- grafen. Pristagarna - infödda i Ryssland - A. Geim och K. Novoselov lyckades få detta material från grafit. Det är en tvådimensionell kristall, det vill säga den ser ut som ett rutnät av C-atomer en atom tjock, vågliknande struktur, vilket säkerställer kristallens stabilitet. Dess egenskaper är mycket lovande: det är det tunnaste transparenta materialet av alla kända för närvarande, dessutom är det extremt starkt (cirka 200 gånger starkare än stål), har elektrisk och värmeledningsförmåga. Vid rumstemperatur är dess elektriska motstånd det lägsta av alla kända ledare. Inom en inte alltför avlägsen framtid kommer ultrahöghastighetsdatorer, platta skärmar och solpaneler, samt känsliga gasdetektorer som reagerar på flera gasmolekyler, att baseras på grafen. Andra användningsområden är inte uteslutna.
I form av en oxid ( SÅ) och cyanider ( CN-) kol är mycket giftigt eftersom det stör andningsprocesserna. Mekanismerna för biologisk verkan av dessa föreningar är olika. Cyanid hämmar andningsenzymet cytokromoxidas snabb kontakt Xi- enzymets aktiva centrum, blockerar elektronflödet i slutet av andningskedjan. SÅ, som är en Lewis-bas, binder till en atom Fe i hemoglobinmolekylen är starkare än O 2, bildande karbonylhemoglobin saknar förmågan att binda och bära O 2. Förmåga SÅ bilda länkar med d-metaller i låga oxidationstillstånd leder till bildning av olika karbonylföreningar. Till exempel, Fe i ett mycket giftigt ämne - psitakarbopil Fe(CO) 5 har ett nolloxidationstillstånd, och i komplexet [ Fe(CO) 4 ] 2- är oxidationstillståndet -2 (Fig. 1).
Ris. 1.
Stabilisering av en metallatom i lågoxidationstillstånd i komplex med SÅ på grund av kolets förmåga att sticka ut på grund av strukturen hos låglänta R*-orbitaler i rollen acceptorligand. Dessa orbitaler överlappar metallens ockuperade orbitaler och bildar en koordination R-bindning i vilken metallen verkar givare elektroner. Detta är ett av få undantag allmän regel bildandet av en CS, där elektronacceptorn är en metall.
Det är meningslöst att beskriva egenskaperna hos kol mer i detalj, eftersom det som regel inte bara bestäms i multielementanalys, utan dess inblandning i provet anses också vara oönskat och föremål för maximalt avlägsnande under provberedningen. Vid optisk emissionsanalys ger den ett mycket brett spektrum, vilket ökar brusbakgrunden och därigenom minskar känslighetsgränsen för att detektera de grundämnen som bestäms. Med masspektrometri organiska molekyler bildar ett stort antal fragment av molekyler med olika molekylvikter, vilket ger betydande störningar i analysen. Därför avlägsnas i de allra flesta fall alla kolhaltiga ämnen under provberedningen.
Kisel (Si) - halvmetall. När kiseldioxid reduceras ( SiO 2) svart amorf bildas av kol Si. kristaller Si hög renhet liknar en gråblå metall. Kisel används i halvledare, legeringar och polymerer. Det är viktigt för vissa livsformer, till exempel för att bygga skal i kiselalger; möjligen viktigt för människokroppen. Vissa silikater är cancerframkallande, vissa orsakar silikos.
I alla sammanhang Si fyrvalent, bildar kemiska bindningar av kovalent natur. Den vanligaste oxiden SiO 2. Trots den kemiska trögheten och olösligheten i vatten kan den vid intag bilda kiselsyror och organiska kiselföreningar med implicit uttryckt biologiska egenskaper. Giftighet SiO 2 beror på spridningen av partiklar: ju mindre de är, desto mer giftiga, även om korrelationerna mellan lösligheten av olika former SiO 2 och silikogenicitet observeras inte. Förhållandet mellan kiselsyrors toxicitet med Si bevisar den fullständiga trögheten hos diamantdamm av samma finhet.
Nyligen har det noterats att i biologiska medier är kiselsyror involverade i bildningen hydroxylaluminosilikater, och detta fenomen kan inte förklaras av förhållandet Sic, ingen förbindelse Si-O-C. När industriell användning expanderar Al och dess föreningar via aluminosilikater Al allt mer involverad i många biokemiska reaktioner. I synnerhet bildar funktionella syre- och fluorinnehållande grupper lätt mycket stabila komplexa föreningar med Al förvränga deras ämnesomsättning.
Den mest studerade bland kiselorganiska föreningar silikoner- polymerer, vars skelett av molekylen består av alternerande sammankopplade atomer Si Och O 2. Till atomer Si i silikoner är alkyl- eller arylgrupper bundna. Tillgänglighet Si i kiselorganiska föreningar förändrar det radikalt ämnens egenskaper när de inte innehåller det. Till exempel kan konventionella polysackarider isoleras och renas med användning av stark etanol, som fäller ut polysackariden ur lösningen. Kiselhaltiga kolhydrater fälls däremot inte ut ens i 90 % etanol. Klassificeringen av kiselorganiska föreningar presenteras i tabell. 3.
Tabell 3 Silikonpolymerer
|
Namn och struktur |
Notera |
|
|
|
Består endast av Si. Bindningsenergin i en kolkedja C - Cär 58,6 och Si - Si 42,5 kcal/mol, och därför är polyorganosilaner instabila. |
|
|
|
Bondenergi Si-O 89,3 kcal/mol. Därför är dessa polymerer starka, motståndskraftiga mot temperatur och oxidativ nedbrytning. Denna klass av polymerer har mycket olika struktur. Linjära polysiloxaner används ofta som syntetiskt elastiskt och värmebeständigt gummi. |
|
|
|
Atomer i huvudkedjan Si separerade av kedjor av kolatomer. |
|
|
|
Huvudkedjan innehåller siloxangrupper separerade av kolkedjor. |
|
|
|
Ryggraden består av atomer MED och atomerna Si som finns i sidogrupper eller utlöpare. |
|
|
|
Makromolekylära kedjor inkluderar atomer Si, Åh och metaller, var M = Al, Ti, Sb, Sn, B. |
Den mest troliga utvecklingsmekanismen silikosöverväg förstörelsen av fagocyter som har fångat partiklar SiO 2. När de interagerar med lysosomer förstör kiselpartiklar lysosomer och själva fagocytcellen, vilket orsakar frisättning av enzymer och fragment av organellmolekyler. De interagerar med andra fagocyter, det vill säga en kedjeprocess för fagocytdöd startas. Om det finns en viss mängd kiselsyror i cellen påskyndas denna process. Ansamlingen av döda makrofager initierar produktionen av kollagen i de omgivande fibroblasterna, vilket leder till att skleros utvecklas i fokus.
Kolloidal kiselsyra är ett kraftfullt hemolytikum, ändrar förhållandet mellan serumproteiner, hämmar ett antal andnings- och vävnadsenzymer, stör metabolismen av många ämnen, inklusive fosfor. Förra gången stor uppmärksamhet ge silyliumjoner (R3Si+). De visar atomens unika förmåga Si att utöka sin koordinationssfär, i form av att öka dess elektrofilicitet. Det interagerar med alla nukleofiler, inklusive joner med motsatt laddning (inklusive reaktiva metaboliska mellanprodukter) och lösningsmedelsmolekyler. Därför blir de i förtätade faser "gäckande" och det är svårt att upptäcka dem (Kochina et al., 2006).
Organokiselpolymerer (OSP) användes först som självpolerande fartygsskrovbeläggningar mot alger (Tsukerman och Rukhadze, 1996). Men då föreslogs olika metoder för användning av COP i andra sektorer av den nationella ekonomin, särskilt inom medicin som starka benproteser.
Germanium (Ge) — amfoter halvmetall; vid ultrahög renhet framstår det som sköra silvervita kristaller. Den används i halvledare, legeringar och specialglas för infraröd optik. Det anses vara ett biologiskt stimulerande medel. I föreningar uppvisar den ett oxidationstillstånd på +2 och +4.
Absorption av dioxid och halogenider Ge svag i tarmen, men i form av germanater M 2 Geo 4 är något förbättrad. Germanium binder inte till plasmaproteiner och fördelas mellan erytrocyter och plasma i ett förhållande av cirka 2:1. Snabbt (halveringstid på cirka 36 timmar) utsöndras från kroppen. Generellt låg toxicitet.
Tenn (Sn) - mjuk, seg metall. Det används i smörjmedel, legeringar, lod, som tillsats till polymerer, i färger för antifouling-beläggningar, i sammansättning av flyktiga tennorganiska föreningar som är mycket giftiga för lägre växter och djur. I form av oorganiska föreningar är det ogiftigt.
Har två enantiotrop, "grå" (b) och "vit" (c) tenn, det vill säga olika allotropa former som är stabila under ett visst område av förhållanden. Övergångstemperaturen mellan dessa bildas vid ett tryck av 1 atm. lika med 286,2°K (13,2°C). Vitt tenn har en förvrängd grå modifieringsstruktur med CN = 6 och en densitet på 7,31 g/cm 3 . Det är stabilt under normala förhållanden och vid låg temperatur omvandlas det långsamt till en form som har en diamantliknande struktur med CN = 4 och en densitet på 5,75 g/cm 3 . En sådan förändring av metallens densitet beroende på mediets temperatur är extremt sällsynt och kan orsaka dramatiska konsekvenser. Till exempel, under förhållanden med kalla vintrar, förstördes tennknappar på soldaternas uniformer, och 1851, i kyrkan i Seitz, förvandlades orgelns plåtpipor till pulver.
I kroppen deponeras det i levern, njurarna, benen, musklerna. Med tennförgiftning minskar erytropoesen, vilket manifesteras av en minskning av hematokrit, hemoglobin och antalet röda blodkroppar. Det har också skett en hämning 5-aminolevulinat dehydratas, ett av enzymerna i hembiosynteskedjan, såväl som leverenzymer glutationreduktas Och dehydrogenas glukos-6-fosfat, laktat Och succinat. Tydligen sn utsöndras från kroppen som en del av komplex med SH innehållande substrat.
Bly (Pb) - mjuk, formbar, seg metall. I fuktig luft är den täckt med en oxidfilm, resistent mot syre och vatten. Används i batterier, kablar, färger, glas, smörjmedel, bensin och strålskyddsprodukter. Det är en giftig metall i farogrupp 1, eftersom den ackumuleras i kroppen i benvävnad med nedsatt njurfunktion och det kardiovaskulära systemet. I utvecklade länder kontrolleras dess innehåll med obligatorisk medicinsk undersökning av befolkningen. Orsakar olika sjukdomar.
Medicinska biooorganiska ämnen. G.K. Barashkov
Grupp IV p-element inkluderar kol C, kisel Si, germanium Ge, tenn Sn och bly Pb. Enligt den elektroniska konfigurationen av deras atomer är kol och kisel typiska grundämnen, medan germanium, tenn och bly utgör en undergrupp av germanium. Kol skiljer sig väsentligt från andra p-element i gruppen genom sin höga joniseringsenergi. Kol är ett typiskt icke-metalliskt grundämne. I C-Si-Ge-Sn-Pb-serien minskar joniseringsenergin, och följaktligen försvagas de icke-metalliska egenskaperna hos elementen, de metalliska ökar. En sekundär periodicitet manifesteras i förändringen av egenskaperna hos atomer och föreningar i denna serie. I de flesta oorganiska föreningar uppvisar kol oxidationstillstånd -4, +4, +2. I naturen finns kol i form av två stabila isotoper: 12C (98,892%) och 13C (1,108%). Dess innehåll i jordskorpan är 0,15 % (molfraktion). I jordskorpan finns kol i karbonatmineraler (främst CaCO 3 och MgCO 3), kol, olja samt i form av grafit och, mer sällan, diamant. Kol- huvudkomponenten i djuret och flora. Allotropa modifieringar : Diamant- ett kristallint ämne med ett atomärt koordinat kubiskt gitter. Grafit- skiktad kristallin substans med hexagonal struktur. Kolatomer kombineras till C 2∞ makromolekyler, som är oändliga lager av sexledade ringar. K a r b i n- svart pulver (ρ=1,9-2 g/cm3); dess gitter är hexagonalt, konstruerat av rätlinjiga C ∞-kedjor, där varje atom bildar två σ- och π-bindningar. Fullerenmolekyler består av 60, 70 atomer, som bildar en sfär - en geodetisk kupol. Fulleren erhölls genom att indunsta grafit och kondensera dess ångor i en heliumatmosfär vid högt tryck.Fulleren är kemiskt stabil. På grund av den sfäriska formen av C 60 och C 70 molekyler är fulleren mycket hårt. Kisel- elektronisk analog av kol. Oxidationstillståndet för kisel i dess föreningar varierar från -4 till +4. I kiselföreningar, under bildandet av kovalenta bindningar, överstiger dess koordinationsnummer inte sex. Germanium Ge, tenn Sn och bly Pb är kompletta elektroniska analoger. Liksom de typiska elementen i gruppen har de valens s 2 p 2 elektroner. I Ge-Sn-Pb-serien minskar det externa s-elektronparets roll i bildandet av kemiska bindningar. Förändringen i de karakteristiska oxidationstillstånden i C-Si-Ge- -Sn-Pb-serien kan förklaras av den sekundära periodiciteten i skillnaden i energi för ns- och np-orbitaler.
I Ge-Sn-Pb-serien är de metalliska egenskaperna hos enkla ämnen tydligt förstärkta. Germanium- en silvergrå substans med en metallisk glans, utåt lik metall, men har ett diamantliknande galler. Tenn är polymorft. Under normala förhållanden finns det i form av en β-modifiering (vit tenn), som är stabil över 14 °C. Vid kylning förvandlas vitt tenn till α-modifieringen (grå tenn) med en diamantliknande struktur. Övergången β → α åtföljs av en ökning av den specifika volymen (med 25%), i samband med vilken tennet smulas sönder till pulver. Leda- mörkgrå metall med en ansiktscentrerad kubstruktur som är typisk för metaller. Föreningarna av kol och väte kallas kolväten. Metan CH 4 - Dess molekyl har en tetraedrisk form. Metan- en färglös, luktfri gas (smp. -182,49 ° C, kokpunkt -161,56 ° C), kemiskt mycket inert på grund av valens och koordinationsmättnad hos molekylen. Det påverkas inte av syror och alkalier. Det tar dock lätt eld; dess blandningar med luft är extremt explosiva. Metan- huvudkomponenten i naturlig (60-90 %) gruv- och träskgas. Finns i form av klatrater i jordskorpan. I stora mängder bildas det vid koksning av kol. Metanrika gaser används som ett högkaloribränsle och råmaterial för produktion av vattengas. Etan C 2 H 6, etylen C 2 H 4 och acetylen C 2 H 2 är gaser under normala förhållanden. På grund av den höga bindningsstyrkan av C 2 H 6 (E \u003d 347 kJ / mol), C 2 H 4 (E \u003d 598 kJ / mol) och C 2 H 2 (E \u003d 811 kJ / mol), till skillnad från H 2 0, N 2 H 4 och speciellt N 2 H 2 är ganska stabila och kemiskt inaktiva. Silaner, föreningar av kisel med väte med den allmänna formeln SinH2n+2- Silaner erhölls till okta-silan Si8Hi18. Den låga styrkan hos Si-Si-bindningen beror på den begränsade homologa serien av kiselväten. Vid rumstemperatur är de två första silanerna - monosilan SiH 4 och disilan Si 2 H 6 - gasformiga, Si 3 H 8 är en vätska, resten är fasta ämnen. Alla silaner är färglösa, har en obehaglig lukt och är giftiga. Till skillnad från kommunikation S-N anslutning Si-H har en mer jonisk karaktär. Självantändande i luft. Silaner förekommer inte i naturen.
