IVA grupa hemijski elementi periodični sistem D.I. Mendeljejev uključuje nemetale (ugljenik i silicijum), kao i metale (germanijum, kalaj, olovo). Atomi ovih elemenata sadrže četiri elektrona (ns 2 np 2) na vanjskom energetskom nivou, od kojih dva nisu uparena. Stoga, atomi ovih elemenata u jedinjenjima mogu pokazivati ​​valenciju II. Atomi elemenata grupe IVA mogu prijeći u pobuđeno stanje i povećati broj nesparenih elektrona do 4 i, shodno tome, u jedinjenjima pokazuju veću valencu jednaku broju grupe IV. Ugljenik u jedinjenjima pokazuje oksidaciona stanja od –4 do +4, za ostalo, oksidaciona stanja se stabilizuju: –4, 0, +2, +4.

U atomu ugljika, za razliku od svih ostalih elemenata, broj valentnih elektrona jednak je broju valentnih orbitala. To je jedan od glavnih razloga stabilnosti C–C veze i izuzetne sklonosti ugljika da formira homolance, kao i postojanje velikog broja ugljikovih spojeva.

Promjene u svojstvima atoma i spojeva u seriji C–Si–Ge–Sn–Pb pokazuju sekundarnu periodičnost (tablica 5).

Tabela 5 - Karakteristike atoma elemenata IV grupe

Sekundarna periodičnost (nemonotona promjena svojstava elemenata u grupama) je posljedica prirode prodora vanjskih elektrona u jezgro. Dakle, nemonotonost promjene atomskih radijusa tokom prijelaza sa silicijuma na germanij i s kalaja na olovo je posljedica prodora s-elektrona, respektivno, ispod ekrana od 3d 10 elektrona u germaniju i dvostrukog ekrana od 4f 14 i 5d 10 elektrona u olovu. Budući da prodorna moć opada u seriji s>p>d, unutrašnja periodičnost promjene svojstava najjasnije se očituje u svojstvima elemenata određenih s-elektronima. Stoga je najtipičniji za spojeve elemenata A-grupe periodnog sistema, koji odgovaraju najvišem oksidacionom stanju elemenata.

Ugljik se značajno razlikuje od ostalih p-elemenata grupe po visokoj energiji jonizacije.

Ugljik i silicijum imaju polimorfne modifikacije sa različitim strukturama kristalnih rešetki. Germanijum spada u metale, srebro- bijele boježućkaste nijanse, ali ima atomsku kristalnu rešetku nalik dijamantu s jakim kovalentnim vezama. Kalaj ima dvije polimorfne modifikacije: metalnu modifikaciju sa metalnom kristalnom rešetkom i metalnom vezom; nemetalna modifikacija sa atomskom kristalnom rešetkom, koja je stabilna na temperaturama ispod 13,8 C. Olovo je tamno sivi metal s metalnom licecentriranom kubičnom kristalnom rešetkom. Promjena strukture jednostavnih tvari u nizu germanij-kalaj-olovo odgovara promjeni njihovih fizičkih svojstava. Dakle, germanijum i nemetalni kalaj su poluprovodnici, metalni kalaj i olovo su provodnici. Promjena vrste kemijske veze od pretežno kovalentne do metalne praćena je smanjenjem tvrdoće jednostavnih tvari. Dakle, germanijum je prilično tvrd, dok se olovo lako valja u tanke listove.

Jedinjenja elemenata sa vodonikom imaju formulu EN 4: CH 4 - metan, SiH 4 - silan, GeH 4 - nemački, SnH 4 - stanan, PbH 4 - plumban. Nerastvorljivo u vodi. Odozgo prema dolje u nizu jedinjenja vodonika njihova stabilnost se smanjuje (plumban je toliko nestabilan da se o njegovom postojanju može suditi samo posredni znakovi).

Spojevi elemenata sa kiseonikom imaju opšte formule: EO i EO 2. Oksidi CO i SiO ne stvaraju soli; GeO, SnO, PbO su amfoterni oksidi; CO 2, SiO 2 GeO 2 - kiseli, SnO 2, PbO 2 - amfoterni. Sa povećanjem stepena oksidacije, kisela svojstva oksida se povećavaju, dok osnovna svojstva slabe. Svojstva odgovarajućih hidroksida mijenjaju se na sličan način.

Apstraktne ključne reči: ugljenik, silicijum, elementi IVA grupe, svojstva elemenata, dijamant, grafit, karabin, fuleren.

Elementi IV grupe su ugljenik, silicijum, germanijum, kalaj i olovo. Pogledajmo pobliže svojstva ugljika i silicija. U tabeli su prikazane najvažnije karakteristike ovih elemenata.

U skoro svim njihovim jedinjenjima, ugljenik i silicijum četvorovalentan , njihovi atomi su u pobuđenom stanju. Konfiguracija valentnog sloja atoma ugljika mijenja se kada je atom pobuđen:

Konfiguracija valentnog sloja atoma silicija mijenja se na sličan način:

Vanjski energetski nivo atoma ugljika i silicija ima 4 nesparena elektrona. Radijus atoma silicijuma je veći; njegov valentni sloj je prazan 3 d– orbitale, to uzrokuje razlike u prirodi veza koje formiraju atome silicija.

Oksidacijska stanja ugljika variraju u rasponu od –4 do +4.

Karakteristična karakteristika ugljika je njegova sposobnost da formira lance: atomi ugljika su međusobno povezani i formiraju stabilna jedinjenja. Slična jedinjenja silicijuma su nestabilna. Sposobnost ugljenika da formira lanac određuje postojanje ogromnog broja organska jedinjenja .

To neorganska jedinjenja ugljik uključuje njegove okside, ugljičnu kiselinu, karbonate i bikarbonate, karbide. Preostala jedinjenja ugljenika su organska.

Element ugljenik karakteriše alotropija, njegove alotropske modifikacije su dijamant, grafit, karabin, fuleren. Druge alotropske modifikacije ugljika su sada poznate.

Ugalj i čađ može se smatrati kao amorfna sorte grafita.

Silicijum formira jednostavnu supstancu - kristalni silicijum. Postoji amorfni silicijum - bijeli prah (bez nečistoća).

Svojstva dijamanta, grafita i kristalnog silicijuma data su u tabeli.

Razlog za očigledne razlike u fizičkim svojstvima grafita i dijamanta su različiti struktura kristalne rešetke . U kristalu dijamanta, svaki atom ugljika (osim onih na površini kristala) se formira četiri ekvivalentne jake veze sa susjednim atomima ugljika. Ove veze su usmjerene na vrhove tetraedra (kao u CH 4 molekulu). Dakle, u kristalu dijamanta, svaki atom ugljika je okružen sa četiri ista atoma smještena na vrhovima tetraedra. Simetrija i čvrstoća C–C veza u dijamantskom kristalu određuju izuzetnu snagu i odsustvo elektronske provodljivosti.

AT kristal grafita svaki atom ugljika formira tri jake ekvivalentne veze sa susjednim atomima ugljika u istoj ravni pod uglom od 120°. U ovoj ravni se formira sloj koji se sastoji od ravnih šesteročlanih prstenova.

Osim toga, svaki atom ugljika ima jedan nespareni elektron. Ovi elektroni formiraju zajednički elektronski sistem. Veza između slojeva se ostvaruje zbog relativno slabih međumolekularnih sila. Slojevi su raspoređeni jedan u odnosu na drugi na takav način da je atom ugljika jednog sloja iznad centra šesterokuta drugog sloja. Dužina C–C veze unutar sloja je 0,142 nm, a razmak između slojeva je 0,335 nm. Kao rezultat toga, veze između slojeva su mnogo slabije od veza između atoma unutar sloja. Ovo uzrokuje svojstva grafita: Mekan je, lako se piling, ima sivu boju i metalni sjaj, električno je provodljiv i hemijski reaktivniji od dijamanta. Na slici su prikazani modeli kristalnih rešetki dijamanta i grafita.

Da li je moguće pretvoriti grafit u dijamant? Takav proces se može izvoditi u teškim uslovima - pri pritisku od približno 5000 MPa i na temperaturama od 1500°C do 3000°C nekoliko sati u prisustvu katalizatora (Ni). Najveći dio proizvoda su mali kristali (od 1 do nekoliko mm) i dijamantska prašina.

Karabin- alotropska modifikacija ugljika, u kojoj atomi ugljika formiraju linearne lance tipa:

–S≡S–S≡S–S≡S–(α-karbin, poliin) ili =C=C=C=C=C=C=(β-kabin, polien)

Razmak između ovih lanaca je manji nego između slojeva grafita zbog jače međumolekularne interakcije.

Karbin je crni prah, poluvodič. Hemijski je aktivniji od grafita.

fuleren- alotropska modifikacija ugljika formiranog od molekula C 60, C 70 ili C 84. Na sfernoj površini molekule C 60 atomi ugljika nalaze se na vrhovima 20 pravilnih šesterokuta i 12 pravilnih peterokuta. Svi fulereni su zatvorene strukture atoma ugljika. Kristali fulerena su tvari molekularne strukture.

Silicijum. Postoji samo jedna stabilna alotropska modifikacija silicijuma, čija je kristalna rešetka slična onoj u dijamanta. Silicijum - tvrdi, vatrostalni ( t° pl \u003d 1412 ° C), vrlo krhka tvar tamnosive boje s metalnim sjajem, sa standardni uslovi- poluprovodnik.

znam

• položaj ugljika i silicijuma u periodnom sistemu, prisutnost u prirodi i praktična primjena;
• struktura atoma, valencija, oksidaciona stanja ugljika i silicija;
• metode dobijanja i svojstva jednostavnih supstanci - grafita, dijamanta i silicijuma; novi alotropni oblici ugljika;
• glavne vrste spojeva ugljika i silicija;
• karakteristike elemenata podgrupe germanijuma;

biti u mogućnosti

• sastaviti jednadžbe za reakcije dobijanja jednostavnih supstanci ugljika i silicija i reakcije koje karakterišu hemijska svojstva ovih supstanci;
• uporediti svojstva elemenata u grupi ugljika;
• karakteriziraju praktično važna jedinjenja ugljika i silicija;
• izvršiti proračune prema jednadžbama reakcija u kojima učestvuju ugljik i silicijum;

vlastiti

Vještine za predviđanje tijeka reakcija koje uključuju ugljik, silicijum i njihove spojeve.

Struktura atoma. Prevalencija u prirodi

Grupu IVA periodnog sistema čini pet elemenata sa parnim atomskim brojevima: ugljenik C, silicijum Si, germanijum Ge, kalaj Sn i olovo Pb (tabela 21.1). U prirodi su svi elementi grupe mješavine stabilnih izotopa. Ugljenik ima dva izogona - *|S (98,9%) i *§S (1,1%). Osim toga, u prirodi postoje tragovi radioaktivnog izotopa "|C sa t t= 5730 godina. Stalno nastaje prilikom sudara neutrona kosmičkog zračenja sa jezgrima dušika u Zemljinoj atmosferi:

Tabela 21.1

Karakteristike elemenata IVA grupe

* Biogeni element.

Glavni izotop ugljika je od posebnog značaja u hemiji i fizici, jer se zasniva na jedinici atomske mase, tj. { /2 dio mase atoma 'ICO Da).

Silicijum ima tri izotopa u prirodi; među njima je najčešći ^)Si (92,23%). Germanijum ima pet izotopa (j^Ge - 36,5%). Kalaj - 10 izotopa. Ovo je rekord među hemijskim elementima. Najčešći je 12 5 gSn (32,59%). Olovo ima četiri izotopa: 2 SgPb (1,4%), 2 S|Pb (24,1%), 2S2βL (22,1%) i 2S2βL (52,4%). Posljednja tri izotopa olova su krajnji produkti raspada prirodnih radioaktivnih izotopa uranijuma i torijuma, te se stoga njihov sadržaj u zemljinoj kori povećavao tijekom cijelog postojanja Zemlje.

U smislu rasprostranjenosti u zemljinoj kori, ugljenik je među prvih deset hemijskih elemenata. Javlja se u obliku grafita, mnogih vrsta uglja, kao dio nafte, prirodnog zapaljivog plina, slojeva krečnjaka (CaCO e), dolomita (CaCO 3 -MgC0 3) i drugih karbonata. Iako prirodni dijamant čini beznačajan dio raspoloživog ugljika, izuzetno je vrijedan kao lijep i najtvrđi mineral. Ali, naravno, najveća vrijednost ugljika leži u činjenici da je on strukturna osnova bioorganskih tvari koje čine tijela svih živih organizama. Ugljik se s pravom smatra prvim među mnogim kemijskim elementima neophodnim za postojanje života.

Silicijum je drugi najzastupljeniji element u zemljinoj kori. Pijesak, glina i mnoge stijene koje vidite sastoje se od minerala silikona. Sa izuzetkom kristalnih varijanti silicijum oksida, svi njegovi prirodni spojevi su silikati, tj. soli raznih silicijumskih kiselina. Ove kiseline same po sebi nisu dobijene kao pojedinačne supstance. Ortosilikati sadrže SiOj ~ ione, metasilikati se sastoje od polimernih lanaca (Si0 3") w. Većina silikata je izgrađena na okviru od atoma silicija i kiseonika, između kojih se mogu nalaziti atomi bilo kojeg metala i nekih nemetala (fluor). poznati minerali silicijuma uključuju kvarc Si0 2, feldspate (ortoklaz KAlSi 3 0 8), liskune (moskovit KAl 3 H 2 Si 3 0 12) Ukupno je poznato više od 400 minerala silicijuma. Jedinjenja silicijuma čine više od polovine nakita i ukrasno kamenje Kiseonično-silicijumski okvir uzrokuje slabu rastvorljivost silicijumskih minerala u vodi. Samo iz toplih podzemnih izvora, tokom hiljada godina, mogu se taložiti izrasline i kore silicijumskih jedinjenja. Jaspis spada u stene ovog tipa.

O vremenu otkrića ugljika, silicija, kalaja i olova ne treba govoriti, jer su oni u obliku jednostavnih tvari ili spojeva poznati od davnina. Germanij je otkrio K. Winkler (Njemačka) 1886. godine u rijetkom mineralu argiroditu. Ubrzo je postalo jasno da je postojanje elementa sa takvim svojstvima predvidio D. I. Mendeljejev. Imenovanje novog elementa izazvalo je kontroverzu. Mendeljejev je u pismu Winkleru snažno podržao to ime germanijum.

Elementi IVA grupe imaju četiri valentni elektron na eksternom s- i p-podnivoi:

Elektronske formule atoma:

U osnovnom stanju ovi elementi su dvovalentni, au pobuđenom postaju četverovalentni:

Ugljik i silicijum formiraju vrlo malo hemijska jedinjenja u dvovalentnom stanju; u skoro svim stabilnim jedinjenjima su četvorovalentni. Niže u grupi, za germanij, kalaj i olovo, stabilnost dvovalentnog stanja raste, a stabilnost četverovalentnog opada. Stoga se spojevi olova(IV) ponašaju kao jaki oksidanti. Ovaj obrazac se takođe manifestuje u VA grupi. Važna razlika između ugljika i ostalih elemenata grupe je sposobnost formiranja hemijske veze u tri različita stanja hibridizacije - sp, sp2 i sp3. Silicijum ima praktično samo jedno hibridno stanje. sp3. To se jasno očituje kada se uporede svojstva jedinjenja ugljika i silicija. Na primjer, ugljen monoksid CO 2 je plin (ugljični dioksid), a silicijum oksid Si0 2 je vatrostalna tvar (kvarc). Prva supstanca je gasovita jer na sp-hibridizacija ugljika, sve kovalentne veze su zatvorene u molekulu CO2:

Privlačenje između molekula je slabo i to određuje stanje materije. U silicijum oksidu, četiri hibridne 5p 3 silicijumske orbitale ne mogu biti zatvorene na dva atoma kiseonika. Atom silicijuma je vezan za četiri atoma kiseonika, od kojih je svaki zauzvrat vezan za drugi atom silicija. Ispada okvirna struktura sa istom snagom veza između svih atoma (vidi dijagram, tom 1, str. 40).

Jedinjenja ugljika i silicija sa istom hibridizacijom, na primjer, metan CH 4 i silan SiH 4, slična su po strukturi i fizička svojstva. Obe supstance su gasovi.

Elektronegativnost IVA elemenata je manja u odnosu na elemente VA grupe, a to je posebno uočljivo kod elemenata 2. i 3. perioda. Metalnost elemenata u IVA grupi je izraženija nego u VA grupi. Ugljik u obliku grafita je provodnik. Silicijum i germanijum su poluprovodnici, dok su kalaj i olovo pravi metali.

Elektronske formule inertnih plinova:

• On - 1s 2 ;
• Ne - 1s 2 2s 2 2p 6 ;
• Ar - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;
• Kr - 3d 10 4s 2 4p 6 ;
• Xe - 4d 10 5s 2 5p 6 ;

Rice. Struktura atoma ugljika.

Grupa 14 (IVa grupa prema staroj klasifikaciji) periodnog sistema hemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva uključuje 5 elemenata: ugljenik, silicijum, germanijum, kalaj, olovo (vidi tabelu iznad). Ugljik i silicijum su nemetali, germanijum je supstanca koja pokazuje metalna svojstva, kalaj i olovo su tipični metali.

Najčešći element grupe 14 (IVa) u zemljinoj kori je silicijum (drugi najzastupljeniji element na Zemlji nakon kiseonika) (27,6% po težini), zatim slede: ugljenik (0,1%), olovo (0,0014%), kalaj (0,00022%), germanijum (0,00018%).

Silicijum se, za razliku od ugljika, ne pojavljuje u prirodi u slobodnom obliku, može se naći samo u vezanom obliku:

• SiO 2 - silicijum, koji se nalazi u obliku kvarca (dio mnogih stijena, pijeska, gline) i njegovih varijanti (ahat, ametist, kameni kristal, jaspis, itd.);
• silikati su bogati silicijumom: talk, azbest;
• aluminosilikati: feldspat, liskun, kaolin.

Germanij, kositar i olovo također se ne nalaze u slobodnom obliku u prirodi, ali su dio nekih minerala:

• germanijum: (Cu 3 (Fe, Ge)S 4) - mineral germanit;
• kalaj: SnO 2 - kasiterit;
• olovo: PbS - galena; PbSO 4 - ugaonik; PbCO 3 - cerusit.

Svi elementi 14(IVa) grupe u nepobuđenom stanju na vanjskom energetskom nivou imaju dva nesparena p-elektrona (valencija je 2, na primjer, CO). Po prelasku u pobuđeno stanje (proces zahtijeva troškove energije), jedan upareni s-elektron vanjskog nivoa "skače" na slobodnu p-orbitalu, formirajući tako 4 "usamljena" elektrona (jedan na s-podnivou i tri na p-podnivo), koji proširuje valenciju elemenata (valencija je 4: na primjer, CO 2).

Rice. Prijelaz atoma ugljika u pobuđeno stanje.

Iz navedenog razloga, elementi grupe 14(IVa) mogu pokazivati ​​oksidaciona stanja: +4; +2; 0; -četiri.

Budući da je potrebno sve više i više energije da "skoči" elektron sa s-podnivoa na p-podnivo u nizu od ugljika do olova (potrebno je mnogo manje energije da se uzbudi atom ugljika nego da se pobuđuje atom olova), ugljik „voljno“ ulazi u spojeve u kojima pokazuje valentnost četiri; i olovo - dva.

Isto se može reći i za oksidaciona stanja: u nizu od ugljenika do olova, manifestacija oksidacionih stanja +4 i -4 se smanjuje, a oksidaciono stanje +2 povećava.

Budući da su ugljik i silicijum nemetali, oni mogu pokazivati ​​i pozitivna i negativna oksidaciona stanja, u zavisnosti od jedinjenja (u jedinjenjima sa više elektronegativnih elemenata, C i Si doniraju elektrone, a dobijaju u jedinjenjima sa manje elektronegativnih elemenata):

C +2 O, C +4 O 2, Si +4 Cl 4 C -4 H 4, Mg 2 Si -4

Ge, Sn, Pb, poput metala u jedinjenjima, uvijek doniraju svoje elektrone:

Ge +4 Cl 4 , Sn +4 Br 4 , Pb +2 Cl 2

Elementi grupe ugljenika formiraju sledeća jedinjenja:

• nestabilno hlapljiva jedinjenja vodonika (opšta formula EH 4), od kojih je samo metan CH 4 stabilno jedinjenje.
• oksidi koji ne stvaraju so- niži oksidi CO i SiO;
• kiseli oksidi- viši oksidi CO 2 i SiO 2 - odgovaraju hidroksidima, koji su slabe kiseline: H 2 CO 3 (ugljena kiselina), H 2 SiO 3 (silicijumska kiselina);
• amfoterni oksidi- GeO, SnO, PbO i GeO 2, SnO 2, PbO 2 - potonji odgovaraju hidroksidima (IV) germanijuma Ge (OH) 4, stroncijuma Sn (OH) 4, olova Pb (OH) 4;

IVA grupa sadrži najvažnije elemente bez kojih ne bi bilo ni nas ni Zemlje na kojoj živimo. Ovaj ugljenik je osnova svega organski život, a silicijum je "monarh" mineralnog kraljevstva.

Ako su ugljik i silicijum tipični nemetali, a kalaj i olovo metali, onda germanij zauzima srednju poziciju. Neki udžbenici ga klasifikuju kao nemetal, dok ga drugi klasifikuju kao metal. Srebrno je bijele boje i izgleda kao metal, ali ima kristalnu rešetku nalik dijamantu i poluvodič je poput silicija.

Od ugljika do olova (sa opadajućim nemetalnim svojstvima):

w smanjuje se stabilnost negativnog oksidacionog stanja (-4)

w smanjuje se stabilnost najvišeg pozitivnog oksidacionog stanja (+4)

w povećava stabilnost niskog pozitivnog oksidacionog stanja (+2)

Ugljik je glavni komponenta svi organizmi. U prirodi se nalazi kao jednostavne supstance formiran od ugljika (dijamant, grafit) i spojeva (ugljični dioksid, razni karbonati, metan i drugi ugljikovodici u prirodnom plinu i nafti). Maseni udio ugljenika u kamenom uglju dostiže 97%.
Atom ugljika u osnovnom stanju može formirati dva kovalentne veze mehanizmom razmene, ali u normalnim uslovima takva jedinjenja ne nastaju. Atom ugljika, prelazeći u pobuđeno stanje, koristi sva četiri valentna elektrona.
Ugljik formira dosta alotropskih modifikacija (vidi sliku 16.2). To su dijamant, grafit, karabin, razni fulerini.

U neorganskim tvarima oksidacijsko stanje ugljika je + II i + IV. Postoje dva oksida s ovim oksidacijskim stanjima ugljika.
Ugljen monoksid (II) je bezbojni otrovni gas, bez mirisa. Trivijalno ime je ugljen monoksid. Nastaje prilikom nepotpunog sagorijevanja goriva koje sadrži ugljik. Elektronska struktura vidi njegove molekule na strani 121. hemijska svojstva CO je oksid koji ne stvara soli; kada se zagrije, pokazuje redukciona svojstva (reducira mnoge okside ne baš aktivnih metala u metal).
Ugljen monoksid(IV) je gas bez boje i mirisa. Trivijalno ime je ugljični dioksid. kiseli oksid. Slabo je rastvorljiv u vodi (fizički), delimično reaguje sa njom, formirajući ugljenu kiselinu H2CO3 (molekuli ove supstance postoje samo u veoma razblaženim vodenim rastvorima).
Ugljena kiselina je vrlo slaba dvobazna kiselina koja formira dvije serije soli (karbonate i bikarbonate). Većina karbonata je nerastvorljiva u vodi. Od bikarbonata, samo bikarbonati postoje kao pojedinačne supstance. alkalni metali i amonijum. I karbonatni ion i hidrokarbonatni ion su čestice baze, stoga su i karbonati i hidrokarbonati u vodenim otopinama podložni anionskoj hidrolizi.
Od karbonata najveća vrijednost imaju natrijum karbonat Na2CO3 (soda, soda pepela, soda za pranje), natrijum bikarbonat NaHCO3 (soda bikarbona, soda bikarbona), kalijum karbonat K2CO3 (pepelika) i kalcijum karbonat CaCO3 (kreda, mermer, krečnjak).
Kvalitativna reakcija za prisustvo ugljen-dioksida u gasnoj mešavini: formiranje taloga kalcijum karbonata kada se ispitni gas propušta kroz krečnu vodu (zasićeni rastvor kalcijum hidroksida) i naknadno otapanje taloga uz dalje propuštanje gasa. Reakcije koje se dešavaju:

Ca2 + 2OH + CO2 = CaCO3 + H2O;
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca2 + 2HCO3 .

U farmakologiji i medicini široko se koriste različiti spojevi ugljika - derivati ugljična kiselina i karboksilne kiseline, razni heterocikli, polimeri i druga jedinjenja. Dakle, karbolen (aktivni ugljen) se koristi za apsorpciju i uklanjanje raznih toksina iz tijela; grafit (u obliku masti) - za liječenje kožnih bolesti; radioaktivnih izotopa ugljenik - za naučno istraživanje(radiokarbonska analiza).

Ugljik je osnova svih organskih tvari. Svaki živi organizam se sastoji uglavnom od ugljika. Ugljik je osnova života. Izvor ugljika za žive organizme obično je CO 2 iz atmosfere ili vode. Kao rezultat fotosinteze, ulazi u biološke lance ishrane u kojima živa bića jedu jedno drugo ili ostatke jedni drugih i na taj način izvlače ugljik za izgradnju vlastitog tijela. Biološki ciklus ugljika završava se ili oksidacijom i povratkom u atmosferu, ili odlaganjem u obliku uglja ili nafte.

Analitičke reakcije karbonat - jon CO 3 2-

Karbonati su soli nestabilne, vrlo slabe ugljične kiseline H 2 CO 3, koja je u slobodnom stanju u vodenim rastvorima nestabilna i raspada se oslobađanjem CO 2: H 2 CO 3 - CO 2 + H 2 O

Amonijum, natrijum, rubidijum, cezijum karbonati su rastvorljivi u vodi. Litijum karbonat je slabo rastvorljiv u vodi. Ostali metalni karbonati su slabo rastvorljivi u vodi. Ugljovodonici se rastvaraju u vodi. Karbonat - joni u vodenim rastvorima su bezbojni, podležu hidrolizi. Vodene otopine bikarbonata alkalnih metala se ne boje kada im se doda kap otopine fenolftaleina, što omogućava razlikovanje otopina karbonata od otopina bikarbonata (farmakopejski test).

1. Reakcija sa barijum hloridom.

Ba 2+ + COz 2 - -> BaCO 3 (bijeli fini kristalni)

Slični precipitati karbonata daju katione kalcija (CaCO 3) i stroncijuma (SrCO 3). Talog je rastvorljiv u mineralnim kiselinama i u sirćetnoj kiselini. U rastvoru H 2 SO 4 formira se beli talog BaSO 4.

U talog se polako kap po kap dodaje otopina HC1 dok se talog potpuno ne otopi: BaCO3 + 2 HC1 -> BaC1 2 + CO 2 + H 2 O

2. Reakcija sa magnezijum sulfatom (farmakopeja).

Mg 2+ + CO3 2 - -> MgCO 3 (bijeli)

Bikarbonat - HCO 3 jon - stvara talog MgCO 3 sa magnezijum sulfatom samo pri ključanju: Mg 2+ + 2 HCO3- -> MgCO 3 + CO 2 + H 2 O

Precipitat MgCO 3 se rastvara u kiselinama.

3. Reakcija sa mineralnim kiselinama (farmakopeja).

CO 3 2- + 2 H 3 O \u003d H 2 CO 3 + 2H 2 O

HCO 3 - + H 3 O + = H 2 CO 3 + 2H 2 O

H 2 CO 3 -- CO 2 + H 2 O

Izdvojeni gasoviti CO 2 se detektuje zamućenjem baritona ili krečne vode u uređaju za detekciju gasova, mehurića gasa (CO 2), u epruveti - prijemniku - zamućenosti rastvora.

4. Reakcija sa uranil heksacijanoferatom (II).

2CO 3 2 - + (UO 2) 2 (smeđa) -> 2 UO 2 CO 3 (bezbojno) + 4 -

Smeđi rastvor uranil heksacijanoferata (II) se dobija mešanjem rastvora uranil acetata (CH 3 COO) 2 UO 2 sa rastvorom kalijum heksacijanoferata (II):

2(CH 3 COO) 2 GO 2 + K 4 -> (UO 2) 2 + 4 CH 3 KUVANJE

Dobijenoj otopini se kap po kap dodaje otopina Na 2 CO 3 ili K 2 CO 3 uz miješanje dok smeđa boja ne nestane.

5. Odvojeno otkrivanje karbonatnih i bikarbonatnih iona reakcijama sa kationima kalcijuma i amonijakom.

Ako otopina istovremeno sadrži karbonatne ione i bikarbonatne ione, onda se svaki od njih može otvoriti zasebno.

Da bi se to postiglo, prvo se u analiziranu otopinu dodaje višak otopine CaCl 2. U ovom slučaju, CO3 2 - se taloži u obliku CaCO 3:

COz 2 - + Ca 2+ \u003d CaCO 3

Bikarbonatni joni ostaju u rastvoru, budući da su rastvori Ca (HCO 3) 2 u vodi. Talog se odvaja od rastvora i u njega se dodaje rastvor amonijaka. HCO 2 - anjoni sa amonijakom i kationima kalcijuma ponovo talože CaCO 3: HCO s - + Ca 2+ + NH 3 -> CaCO3 + NH 4 +

6. Ostale reakcije karbonat - jona.

Karbonat - joni pri reakciji sa gvožđem (III) hloridom FeCl 3 formiraju smeđi talog Fe (OH) CO 3, sa srebrnim nitratom - beli talog srebrovog karbonata Ag 2 CO3, rastvorljiv u HbTO3 i raspada se pri ključanju u vodi do tamne boje precipitat Ag 2 O ISO 2: Ag 2 CO 3 -> Ag 2 O + CO 2

Analitičke reakcije acetat - jona CH 3 COO"

Acetat - jon CH 3 COO- - anjon slabe jednobazne sirćetne kiseline CH 3 COOH: bezbojan u vodenim rastvorima, podvrgava se hidrolizi, nema redoks svojstva; prilično efikasan ligand i formira stabilne acetatne komplekse sa mnogo metalnih katjona. Kada reaguje sa alkoholima u kiseloj sredini, daje estre.

Amonijum, alkalni i većina drugih metalnih acetata su visoko rastvorljivi u vodi. Srebrni acetati CH 3 COOAg i živa (I) su manje rastvorljivi u vodi od acetata drugih metala.

1. Reakcija sa željeznim (III) hloridom (farmakopeja).

Pri pH = 5-8, acetat-jon sa Fe (III) kationima formira rastvorljivi tamnocrveni (jaka boja čaja) acetat ili gvožđe (III) hidroksiacetat.

U vodenom rastvoru, delimično je hidrolizovan; zakiseljavanje rastvora mineralnim kiselinama inhibira hidrolizu i dovodi do nestanka crvene boje rastvora.

3 CH3COOH + Fe --> (CH 3 COO) 3 Fe + 3 H +

Prilikom ključanja iz otopine se taloži crveno-smeđi talog bazičnog željeznog acetata (III):

(CH 3 COO) 3 Fe + 2 H 2 O<- Fe(OH) 2 CH 3 COO + 2 СН 3 СООН

Ovisno o omjeru koncentracija željeza (III) i acetat-jona, sastav taloga se može mijenjati i odgovarati, na primjer, formulama: Fe OH (CH 3 COO) 2, Fe 3 (OH) 2 O 3 (CH 3 COO), Fe 3 O (OH) (CH 3 COO) 6 ili Fe 3 (OH) 2 (CH 3 COO) 7.

Reakciju ometaju anjoni CO 3 2 -, SO 3 "-, PO 4 3 -, 4, koji sa gvožđem (III) formiraju precipitate, kao i SCN- anioni (dajući crvene komplekse sa Fe 3+ kationima), jodid - jon G, oksidira u jod 1 2, dajući rastvoru žutu boju.

2. Reakcija sa sumpornom kiselinom.

Acetat - ion u jako kiseloj sredini pretvara se u slabu octenu kiselinu, čije pare imaju karakterističan miris octa:

CH 3 COO- + H +<- СН 3 СООН

Reakciju ometaju anjoni NO 2 \ S 2 -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2 -, koji također emituju plinovite produkte karakterističnog mirisa u koncentrovanom mediju H 2 SO4.

3. Reakcija stvaranja octenog etil etra (farmakopeja).

Reakcija se izvodi u mediju sumporne kiseline. sa etanolom:

CH 3 COO- + H + -- CH 3 COOH CH 3 COOH + C 2 H 5 OH \u003d CH 3 COOS 2 H 4 + H 2 O

Oslobođeni etil acetat detektuje se karakterističnim prijatnim mirisom. Srebrne soli katalizuju ovu reakciju, pa se preporučuje dodavanje male količine AgNO 3 tokom reakcije.

Slično, pri reakciji sa amil alkoholom C 5 HcOH nastaje i amil acetat CH 3 COOC 5 Ni (-kruška-) ugodnog mirisa.Osjeća se karakterističan miris etil acetata koji se pojačava pažljivim zagrijavanjem smjese.

Analitičke reakcije tartrat - ROS ion - CH(OH) - CH(OH) - COMP. Tartratni jon - anion slabe dvobazne vinske kiseline:

HO-CH-COOH

HO-CH-COOH

Tartarat - jon je visoko rastvorljiv u vodi. U vodenim rastvorima, tartaratni joni su bezbojni, podležu hidrolizi i skloni su formiranju kompleksa, dajući stabilne tartratne komplekse sa katjonima mnogih metala. Vinska kiselina formira dva niza soli - srednji tartrati koji sadrže tartarat sa dva naboja - COCH (OH) CH (OH) COO - ion, i kiseli tartrati - hidrotartrati koji sadrže jednostruko nabijeni hidrotartrat - HOOOCH (OH) CH (OH) COO - ion. Kalijum hidrotartrat (-tartar-) KNS 4 H 4 O 6 je praktično nerastvorljiv u vodi, koja se koristi za otvaranje kalijevih katjona. Prosječna kalcijeva sol je također slabo rastvorljiva u vodi. Prosječna kalijumova so K 2 C 4 H 4 O 6 je visoko rastvorljiva u vodi.

I. Reakcija sa kalijum hloridom (farmakopeja).

C 4 H 4 O 6 2 - + K + + H + -> KNS 4 H 4 O 6 1 (bijeli)

2. Reakcija sa resorcinolom u kiseloj sredini (farmakopeja).

Tartrati, kada se zagrevaju sa resorcinolom meta - C 6 H 4 (OH) 2 u medijumu koncentrovane sumporne kiseline, formiraju produkte reakcije trešnje crvene boje.

14) Reakcije sa amonijačnim kompleksom srebra. Ispada crni talog metalnog srebra.

15) Reakcija sa gvožđe (II) sulfatom i vodonik peroksidom.

Dodavanje razblaženog vodenog rastvora FeSO 4 i H 2 O 2 u rastvor koji sadrži tartrate. dovodi do stvaranja nestabilnog kompleksa gvožđa smrvljene boje. Naknadno tretiranje alkalnom otopinom NaOH dovodi do plave boje kompleksa.

Analitičke reakcije oksalatnog jona C 2 O 4 2-

Oksalatni jon C 2 O 4 2- - anjon dvobazne oksalne kiseline H 2 C 2 O 4 srednje jačine, relativno dobro rastvorljiv u vodi. Oksalatni jon u vodenim rastvorima je bezbojan, delimično hidrolizovan, jak redukcioni agens, efikasan ligand - formira stabilne oksalatne komplekse sa katjonima mnogih metala. Oksalati alkalnih metala, magnezijuma i amonijuma su rastvorljivi u vodi, dok su ostali metali slabo rastvorljivi u vodi.

1 Reakcija sa barijum hloridom Ba 2+ + C 2 O 4 2- = BaC 2 O 4 (bijeli) Talog se otapa u mineralnim kiselinama i u sirćetnoj kiselini (kada se prokuva). 2. Reakcija sa kalcijum hloridom (farmakopeja): Ca 2+ + C 2 O 4 2 - = CaC 2 O 4 (bijeli)

Talog je rastvorljiv u mineralnim kiselinama, ali nerastvorljiv u sirćetnoj kiselini.

3. Reakcija sa srebrnim nitratom.

2 Ag + + C 2 O 4 2 - -> Ag2C2O 4 .|.(usirena) Test rastvorljivosti. Sediment je podeljen na 3 dela:

a). U prvu epruvetu sa talogom dodati rastvor HNO 3 kap po kap uz mešanje dok se talog ne rastvori;

b). U drugu epruvetu kap po kap dodati koncentrovani rastvor amonijaka uz talog uz mešanje dok se talog ne rastvori; in). U treću epruvetu sa sedimentom dodati 4-5 kapi rastvora HCl; bijeli talog srebrnog hlorida ostaje u epruveti:

Ag 2 C 2 O 4 + 2 HC1 -> 2 AC1 (bijeli) + H 2 C 2 O 4

4. Reakcija sa kalijum permanganatom. Oksalatni joni sa KMPO 4 u kiseloj sredini oksidiraju se oslobađanjem CO 2; otopina KMnO 4 postaje bezbojna zbog redukcije mangana (VII) u mangan (II):

5 C 2 O 4 2 - + 2 MnO 4 "+ 16 H + -> 10 CO 2 + 2 Mp 2+ + 8 H 2 O

Razrijeđen rastvor KMPO 4 . Potonji je bezbojan; dolazi do oslobađanja mjehurića plina - CO 2 .

38 Elementi VA grupe

Opće karakteristike VA grupe periodnog sistema. kao s x p y elektronska konfiguracija vanjski nivo energije elementi VA grupe.

Arsen i antimon imaju različite alotropske modifikacije: i sa molekularnom i sa metalnom kristalnom rešetkom. Međutim, na osnovu poređenja stabilnosti kationskih oblika (As 3+, Sb 3+), arsen je klasifikovan kao nemetal, a antimon kao metal.

oksidaciona stanja stabilna za elemente VA grupe

Od dušika do bizmuta (sa opadajućim nemetalnim svojstvima):

w smanjuje stabilnost negativnog oksidacionog stanja (-3) (m. svojstva jedinjenja vodika)

w smanjuje se stabilnost najvišeg pozitivnog oksidacionog stanja (+5)

w povećava stabilnost niskog pozitivnog oksidacionog stanja (+3)