Структура ионных соединений.

Вследствие ненаправленности и ненасыщаемости ионной связи энергетически наиболее выгодно, когда каждый ион окружен максимальным числом ионов противоположного знака. Однако из-за отталкивания одинаковых ионов друг от друга устойчивость системы достигается лишь при определенной взаимной координации ионов. Таким образом, в обычных условиях ионные соединения представляют собой кристаллические вещества, и тогда для ионных соединений понятие молекул типа NaCl или CsCl теряет смысл, а весь кристалл можно рассмотреть как гигантскую молекулу, состоящую из огромного числа ионов.

В действительности не происходит полного переноса заряда от катиона к аниону, т.е. ионы продолжают действовать друг на друга. Влияние друг на друга близко расположенных противоположно заряженных ионов вызывает их поляризацию. При сближении ионов происходит смещение электронной плотности по отношению к ядру и возникает индуцированный дипольный момент µинд. Процесс поляризации является двухсторонним, т.е. поляризуемость ионов сочетается с их поляризующим действием. Поляризуемость ионов зависит от типа электронной структуры, заряда ядра и размера иона. Будем приближенно считать, что поляризация обусловлена деформацией внешней оболочки иона. Поляризация минимальна у ионов с конфигурацией инертного газа и максимальна у ионов с 18 внешними электронами. Промежуточное значение поляризуемости – у ионов с незавершенной d-оболочкой. По подгруппам сверху вниз поляризуемость растет. Это объясняется увеличением радиуса иона и усилением экранирования ядра внутренними слоями электронов. Если данный элемент образует ионы различного заряда, то его поляризуемость будет тем меньше, чем больше его заряд, так как рост заряда ведет к уменьшению радиуса иона и упрочнению связи электронов с ядром (Sn²⁺, Sn⁴⁺). Поляризующее действие ионов также зависит от их типа, заряда и радиуса. Оно тем больше, чем больше заряд и меньше его радиус и чем устойчивее его электронная оболочка. Наибольшее поляризующее действие оказывают те ионы, которые сами слабо поляризуются (Li⁺). Поэтому, если данный элемент образует ионы различного заряда, то, чем больше заряд, тем больше их поляризующее действие (Sn²⁺, Sn⁴⁺). Ионы, имеющие большие размеры, сами сильно поляризуются, но слабо поляризуют. Поляризация ионов смещает электронную плотность и приводит к уменьшению межъядерного расстояния и уменьшению дипольного момента, а следовательно, превращает ионную связь в ковалентную. Чем меньше поляризация иона, тем ближе соединения данного атома к ионному типу. Поляризация оказывает большое влияние на свойства веществ. Поляризация ионов в молекуле (т.е. появление в ней доли ковалентной связи) увеличивает прочность молекулы. Но не всегда молекулы с большой долей ковалентной связи прочнее, чем ионные соединения. Надо различать распад молекул на ионы и атомы. Так, в молекуле HgCl₂ содержится сильно поляризующийся ион Hg²⁺, и молекула труднее распадается на ионы, а СаCl₂ – легко распадается на ионы. В то же время HgCl₂ легко распадается на атомы, а СаCl₂ – нет. Взаимная поляризация ионов облегчает разрушение кристаллических решеток, т.е. снижает Тпл, и снижает тем сильнее, чем сильнее деформируется кристаллическая решетка.

Металлическая связь

В атомах металлов внешние валентные электроны удерживаются значительно слабее, чем в атомах неметаллов. Это обуславливает потерю связи электронов с отдельными атомами на достаточно большой промежуток времени и их обобществление. Образуется обобществленный ансамбль из внешних электронов. Существование подобной электронной системы приводит к возникновению сил, которые удерживают положительные ионы металла в сближенном состоянии, несмотря на их одноименную заряженность. Такая связь называется металлической. Подобная связь характерна только для металла и существует в твердом и жидком состоянии вещества. Металлическая связь является одним из видов химической связи. Она основана на обобществлении внешних электронов, которые теряют связь с атомом и поэтому называются свободными электронами (рис. 7).

Подтверждением существования металлической связи являются следующие факты. Все металлы имеют высокую теплопроводность и высокую электропроводность, которая обеспечивается за счет наличия свободных электронов. Кроме того, это же обстоятельство определяет хорошую отражательную способность металлов к световому облучению, их блеск и непрозрачность, высокую пластичность, положительный температурный коэффициент электросопротивления.

Стабильность кристаллической решетки металлов невозможно объяснить такими видами связи как ионная и ковалентная. Ионная связь между атомами металла, находящихся в узлах кристаллической решетки, невозможна, так как они имеют один и тот же заряд. Ковалентная связь между атомами металла также маловероятна, поскольку каждый атом имеет от 8 до 12 ближайших соседей, а образование ковалентных связей с таким количеством обобществленных пар электронов неизвестно.

 

Рис. 7. Металлическая связь.

Между металлической и ковалентной связью имеется сходство. Оно заключается в том, что оба типа связи основаны на обобществлении валентных электронов. Однако ковалентная связь соединяет только два соседних атома, и общие электроны находятся в непосредственной близости от соединенных атомов. В металлической связи несколько атомов участвуют в обобществлении валентных электронов.

Таким образом, понятие металлической связи неразрывно связано с представлением о металлах как совокупности положительно заряженных ионных остовов с большими промежутками между ионами, заполненными электронным газом, при этом на макроскопическом уровне система остается электрически нейтральной.

Водородная связь

Связь, которая образуется между атомов водорода одной молекулы и атомом сильно электроотрицательного элемента (O, N, F) другой молекулы, называется водородной связью.

Атомный радиус водорода очень мал. Кроме того, при смещении или полной отдаче своего единственного электрона водород приобретает сравнительно высокий положительный заряд, за счет которого водород одной молекулы взаимодействует с атомами электроотрицательных элементов, имеющих частичный отрицательный заряд, выходящий в состав других молекул (HF, H₂O, NH₃).

Водородную связь принято обозначать точками. Она гораздо более слабая, чем ионная или ковалентная связь, но более сильная, чем обычное межмолекулярное взаимодействие.

Наличие водородных связей объясняет увеличения объема воды при понижении температуры. Это связано с тем, что при понижении температуры происходит укрепление молекул и поэтому уменьшается плотность их «упаковки».

 

Лекция 4. Химия элементов

Химия s- элементов: характеристика элементов главной подгруппы I и II группы. Химия р- элементов: характеристика элементов главной подгруппы III, IV, V, VI (халькогены), VII (галогены) групп. Характеристика переходных металлов.

Химия s- элементов

К s- элементам относятся элементы главных подгрупп первой и второй группы периодической системы Менделеева.

Характеристика элементов главной подгруппы I группы.

Главную подгруппу I группы периодической системы составляют литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr.

Атомы этих элементов имеют на внешнем энергетическом уровне один s-электрон: ns¹. Вступая в химические взаимодействия, атомы легко отдают электрон внешнего энергетического уровня, проявляя в соединениях постоянную степень окисления +1. Элементы этой подгруппы относятся к металлам. Их общее название – щелочные металлы.

В природе наиболее распространены натрий и калий. Массовая доля натрия в земной коре 2, 64%, калия – 2, 60%. Щелочные металлы в свободном состоянии в природе не встречаются. Основными природными соединениями Na являются минералы галит или каменная соль, NaCl, и мирабилит или глауберова соль (Na₂SO₄ · 10H₂O). К важнейшим соединениям калия относится сильвин (KCl), карналлит (KCl · MgCl₂ · 6H₂O), сильвинит (NaCl · KCl).

Франций - радиоактивный элемент. Следы этого элемента обнаружены в продуктах распада природного урана. Из-за малого времени жизни изотопов Fr его трудно получать в больших количествах, поэтому свойства металлического франция и его соединений изучены еще недостаточно.

Свойства: щелочные металлы серебристо-белые вещества с малой плотностью. Литий из них – самый легкий. Это мягкие металлы, по мягкости Na, K, Rb, Cs подобны воску. Щелочные металлы легкоплавкие. Температура плавления цезия 28, 5°С, наибольшая температура плавления у лития (180, 5°С). Обладают хорошей электрической проводимостью.

Щелочные металлы обладают высокой химической активностью, их активность увеличивается в ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr. В реакциях являются сильными восстановителями.

1. Взаимодействие с простыми веществами.

Щелочные металлы взаимодействуют с кислородом. Все они легко окисляются кислородом воздуха, а рубидий и цезий даже самовоспламеняются.

4Li + O₂ → 2Li₂O (оксид лития)

2Na + O₂ → Na₂O₂ (пероксид натрия)

K + O₂ → KO₂ (надпероксид калия)

Щелочные металлы самовоспламеняются во фторе, хлоре, парах брома, образуя галогениды: 2Na+Br₂®2NaBr (галогенид).

При нагревании взаимодействуют со многими неметаллами:

2Na + S ® Na₂S (сульфиды)

6Li + N₂ ® 2Li₃N ( нитриды)

2Li + 2C ® 2Li₂C₂ (карбиды)

2. Взаимодействие с водой. Все щелочные металлы реагируют с водой, восстанавливая ее до водорода. Активность взаимодействия металлов с водой увеличивается от лития к цезию.

2Na + 2H₂O ®2NaOH + H₂­­

2Li + 2H₂O ® 2LiOH + H₂­­

3. Взаимодействие с кислотами. Щелочные металлы взаимодействуют с хлороводородной и разбавленной серной кислотами с выделением водорода:

2Na + 2HCl ® 2NaCl +H₂­

Концентрированную серную кислоту восстанавливают главным образом до сероводорода: 8Na + 5H₂SO₄ ® 4Na₂SO₄ + H₂S­ + 4H₂O

При этом возможно параллельное протекание реакции восстановления серной кислоты до оксида серы (IV) и элементарной серы.

При реакции щелочного металла с разбавленной азотной кислотой преимущественно получается аммиак или нитрат аммония, а с концентрированной – азот или оксид азота (I):

8Na +10HNO₃(разб.) ® 8NaNO₃ + NH₄NO₃ + 3 H₂O

8K +10HNO₃(конц.) ® 8KNO₃ + NO₂ + 5H₂O

Однако, как правило, одновременно образуется несколько продуктов.

4. Взаимодействие с оксидами металлов и солями. Щелочные металлы вследствие высокой химической активности могут восстанавливать многие металлы из их оксидов и солей:

BeO +2Na ®Be + Na₂O

CaCl₂ + 2Na® Ca + 2NaCl

 

Характеристика элементов главной подгруппы II группы.

Главную подгруппу II группы периодической системы элементов составляют бериллий Be, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra.

Атомы этих элементов имеют на внешнем электронном уровне два s-электрона: ns². В химических реакциях атомы элементов подгруппы легко отдают оба электрона внешнего энергетического уровня и образуют соединения, в которых степень окисления элемента равна +2. Все элементы этой подгруппы относятся к металлам. Кальций, стронций, барий и радий называются щелочноземельными металлами.

В свободном состоянии эти металлы в природе не встречаются. К числу наиболее распространенных элементов относятся кальций и магний. Основными кальцийсодержащими минералами являются кальцит CaCO₃ (его разновидности – известняк, мел, мрамор), ангидрит CaSO₄, гипс CaSO₄ ∙ 2H₂O, флюорит CaF₂ и фторапатит Ca₅(PO₄)₃F. Магний входит в состав минералов магнезита MgCO₃, доломита MgCO₃ ∙ CaCО₃, карналлита KCl ∙ MgCl₂ ∙ 6H₂O. Соединения магния в больших количествах содержатся в морской воде.

Свойства. Бериллий, магний, кальций, барий и радий – металлы серебристо-белого цвета. Стронций имеет золотистый цвет. Эти металлы легкие, особенно низкие плотности, имеют кальций, магний, бериллий.

Радий является радиоактивным химическим элементом.

Бериллий, магний и особенно щелочноземельные элементы – химически активные металлы, являются сильными восстановителями. Из металлов этой подгруппы несколько менее активен бериллий, что обусловлено образованием на поверхности этого металла защитной оксидной пленки.

1. Взаимодействие с простыми веществами. Все легко взаимодействуют с кислородом и серой, образуя оксиды и сульфиды:

2Be + O₂ ® 2BeO

Ca + S ® CaS

Бериллий и магний реагируют с кислородом и серой при нагревании, остальные металлы – при обычных условиях.

Все металлы этой группы легко реагируют с галогенами:

Mg + Cl₂ ® MgCl₂

При нагревании все реагируют с водородом, азотом, углеродом, кремнием и другими неметаллами:

Ca + H₂ –^t°® CaH₂ (гидрид кальция)

3Mg + N₂ –^t°® Mg₃N₂ (нитрид магния)

Ca + 2C –^t°® CaC₂ (карбид кальция)

Карбид кальция – бесцветное кристаллическое вещество. Технический карбид, содержащий различные примеси, может иметь цвет серый, коричневый и даже черный. Карбид кальция разлагается водой с образованием газа ацетилена C₂H₂: CaC₂ + 2H₂O ®Ca(OH)₂ + C₂H₂

Расплавленные металлы могут соединяться с другими металлами, образуя интерметаллические соединения, например CaSn₃, Ca₂Sn.

2. Взаимодействие с водой. Бериллий с водой не взаимодействует, т.к. реакции препятствует защитная пленка оксида на поверхности металла. Магний реагирует с водой при нагревании: Mg + 2H₂O –^t°® Mg(OH)₂ + H₂

Остальные металлы активно взаимодействуют с водой при обычных условиях: Ca + 2H₂O ® Ca(OH)₂ + H₂

3. Взаимодействие с кислотами. Все взаимодействуют с хлороводородной и разбавленной серной кислотами с выделением водорода:

Be + 2HCl ® BeCl₂ + H₂

Разбавленную азотную кислоту металлы восстанавливают главным образом до аммиака или нитрата аммония:

2Ca + 10HNO₃(разб.) ® 4Ca(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

В концентрированных азотной и серной кислотах (без нагревания) бериллий пассивирует, остальные металлы реагируют с этими кислотами.

4. Взаимодействие с щелочами. Бериллий взаимодействует с водными растворами щелочей с образованием комплексной соли и выделением водорода: Be + 2NaOH + 2H₂O ® Na₂[Be(OH)₄] + H₂

Магний и щелочноземельные металлы с щелочами не реагируют.

5. Взаимодействие с оксидами и солями металлов. Магний и щелочноземельные металлы могут восстанавливать многие металлы из их оксидов и солей: TiCl₄ + 2Mg ® Ti + 2MgCl₂

V₂O₅ + 5Ca ®2V + 5CaO

Получение. Бериллий, магний и щелочноземельные металлы получают электролизом расплавов их хлоридов или термическим восстановлением их соединений: BeF₂ + Mg ® Be + MgF₂

MgO + C ® Mg + CO

3CaO + 2Al ® 2Ca + Al₂O₃

3BaO + 2Al ® 3Ba + Al₂O₃

Радий получают в виде сплава с ртутью электролизом водного раствора RaCl₂ с ртутным катодом.

Химия р- элементов

 

Характеристика элементов главной подгруппы III группы. Алюминий.

Единственный неметалл в этой группе - бор. Остальные металлы - теплопроводны, электропроводны, имеют металлический блеск. Атомы элементов подгруппы в основном состоянии имеют следующее строение внешней электронной оболочки: ns²np¹. На внешнем энергетическом уровне атомов имеются свободные р-орбитали, что позволяет атомам переходить в возбужденное состояние. В возбужденном состоянии атомы этих элементов образуют три ковалентные связи или полностью отдают три валентных электрона, проявляя степень окисления +3.

Алюминий является самым распространенным металлом на Земле: его массовая доля в земной коре составляет 8, 8%. Основная масса природного алюминия входит в состав алюмосиликатов – веществ, главными компонентами которых являются оксиды кремния и алюминия. Алюмосиликаты входят в состав многих горных пород и глин.

Свойства: Al представляет собой серебристо-белый металл, Это легкоплавкий и легкий металл. Он обладает высокой пластичностью, хорошей электра- и теплопроводностью. Al – химически активный металл. Однако его активность в обычных условиях несколько снижается из-за наличия тонкой пленки оксида, которая всегда образуется на поверхности металла при контакте его с воздухом.

1. Взаимодействие с неметаллами. При обычных условиях алюминий реагирует с хлором и бромом: 2Al + 3Cl₂ ®2AlCl₃

При нагревании алюминий взаимодействует со многими неметаллами:

4Al + 3O₂ –^t°® 2Al₂O₃

2Al + 3I₂ –^t°® 2AlI₃

2Al + N₂ –^t°® 2AlN

4Al + 3C –^t°® Al₄C₃

2. Взаимодействие с водой. Из-за защитной оксидной пленки на поверхности алюминий устойчив в воде. Однако при удалении этой пленки происходит энергичное взаимодействие: 2Al + 6H₂O ®2Al(OH)₃ + 3H₂

3. Взаимодействие с кислотами. Алюминий взаимодействует с хлороводородной и разбавленной серной кислотами:

 

2Al + 6HCl ® 2AlCl₃ + 3H₂

2Al + 3H₂SO₄ ®Al₂(SO₄)₃ + 3H₂

Азотная и концентрированная серная кислоты пассивирует алюминий: при действии этих кислот увеличивается толщина защитной пленки на металле, и он не растворяется.

4. Взаимодействие с щелочами. Алюминий взаимодействует с растворами щелочей с выделением водорода и образованием комплексной соли:

2Al + 6NaOH + 6H₂O ®2Na₃[Al(OH)₆] + 3H₂

5. Восстановление оксидов металлов. Алюминий является хорошим восстановителем многих оксидов металлов:

2Al + Cr₂O₃ ® Al₂O₃ + 2Cr

8Al + 3Fe₃O₄ –^t°®4Al₂O₃ + 9Fe

Характеристика элементов главной подгруппы IV группы.

Атомы элементов подгруппы в основном состоянии имеют следующее строение внешней электронной оболочки: ns²np², в возбужденном ns¹np³.

Металлический характер элементов растет вниз по группе и справа налево по периоду: фосфор - изолятор, кремний - полупроводник, алюминий - металл.

Углерод и кремний образуют соединения с ковалентной связью, олово и свинец в низшей степени окисления образуют соли (в известной степени ионные соединения).

С водой и кислотами углерод и кремний не реагируют. Однако элементы IV группы и даже кремний растворяются в щелочах:

Si	Si+2NaOH + H2O ® Na2SiO3+2H2
Sn	Sn+2KOH +2H2O ® K2[Sn(OH)4]+H2
Pb	Pb+2KOH +2H2O ® K2[Pb(OH)4]+H2

В то же время активность металлов возрастает справа налево - Sb и Bi в кислотах не растворялись, а олово и свинец растворяются, хотя и плохо.

Все элементы этой группы - восстановители. С - сильный, остальные слабее.

2CuO + C = 2Cu + CO₂

Элементы четвертой группы широко применяются в промышленности. Мировое производство синтетических алмазов достигает 120 т/год. Кристаллы чистого графита позволяют получить на свежих сколах “атомно-чистые” поверхности и потому широко используются в качестве электропроводящих подложек для образцов, исследуемых туннельной микроскопией. Блоки из графита служат замедлителями нейтронов в реакторах атомных электростанций. Из графита и стеклографита делают рулевые пластины реактивных двигателей. Графитовые аноды используют в промышленных электролизерах для получения алюминия. Все шире применяется новый материал – вспененный графит, сочетающий гибкость и высокую химическую и термическую стойкость. Получаемая при пиролизе метана сажа – основной наполнитель резины для автомобильных покрышек. Особо чистые кремний и германий в настоящее время – основные полупроводниковые материалы (особенно кремний). Примерно половина производимого в мире олова расходуется на покрытие стальной жести – для консервных банок. 50% мирового производства свинца ежегодно расходуются для изготовления аккумуляторов.

Углерод

Углерод имеет много аллотропных модификаций, сильно отличающихся по свойствам: 1) графит - считается простым веществом, sp²-гибридизация, образуются сетки из плоских шестиугольников, p_z-орбитали образуют делокализованные p-связи. Слои удерживаются между собой Ван-дер-Ваальсовыми силами.

Рис. 8.Структура графита и алмаза

В результате графит - мягкий, легко сшелушивается (карандаши), проводит электрический ток.

2) Переход С_графит® С_алмаз DН^о=+2.1 кДж/моль DS< 0. Этот процесс становится возможным только при t > 2000^oC и Р=10⁵атм. Алмаз имеет ковалентную решетку, где каждый атом связан с четырьмя другими. Обладает высокой твердостью (но хрупкостью), изолятор, драгоценный камень.

3) Карбин - черный порошок, составлен из цепочек =С=С=С=…

4) Аморфный уголь - мягкий, не обладает кристаллической структурой, зато обладает развитой поверхностью, что делает его хорошим адсорбентом.

Сравнительно недавно получены фуллерены - модификация углерода, состоящая из полых шарообразных частиц по 60 атомов углерода в каждой.

Химические свойства углерода:

1) Карбиды

CaO + 3 C = CaC₂ + CO ∆ H⁰ = +462 кДж

CaC₂ + 2 H₂O = Ca(OH)₂ + C₂H₂

Ацетилен выделяют при реакции с водой также карбиды цинка, кадмия, лантана и церия: 2 LaC₂ + 6 H₂O = 2La(OH)₃ + 2 C₂H₂ + H₂

Be₂C и Al₄C₃ разлагаются водой с образованием метана:

Al₄C₃ + 12 H₂O = 4 Al(OH)₃ + 3 CH₄

В технике применяют карбиды титана TiC, вольфрама W2C (твердые сплавы), кремния SiC (карборунд – в качестве абразива и материала для нагревателей).

2) Неорганические соединения углерода с азотом и кислородом.

В промышленности получают цианамидкальция:

CaC₂ + N₂ = CaCN₂ + C ∆ H⁰ = - 301 кДж

Цианамид применяют в качестве азотного удобрения, поскольку он гидролизуется: CaCN₂ + 3 H₂O = CaCO₃ + 2 NH₃

Цианидыполучают при нагревании соды в атмосфере аммиака и угарного газа: Na₂CO₃ + 2 NH₃ + 3 CO = 2 NaCN + 2 H₂O + H₂ + 2 CO₂ ∆ H⁰ = +121 кДж

Синильная кислота HCN – важный продукт химической промышленности, широко применяется в органическом синтезе. Ее мировое производство достигает 200 тыс. т в год.

При кипячении растворов цианидов с серой или сплавлении твердых веществ образуются роданиды: KCN + S = KSCN. При нагревании цианидов малоактивных металлов получается дициан: Hg(CN)₂ = Hg + (CN)₂. Растворы цианидов окисляются до цианатов: 2 KCN + O₂ = 2 KOCN. Циановая кислота существует в двух формах: H-N=C=O ↔ H-O-C=N:

В 1828 г. Фридрих Вёлер получил упариванием водного раствора из цианата аммония мочевину: NH₄OCN = CO(NH₂)₂. Это событие обычно рассматривается как победа синтетической химии над " виталистической теорией". Существует изомер циановой кислоты – гремучая кислотаH-O-N=C₃. Ее соли (гремучая ртуть Hg(ONC)₂) используются в ударных воспламенителях.

Синтез мочевины(карбамида) проходит при 1300С и 100 атм по реакции:

CO₂ + 2 NH₃ = CO(NH₂)₂ + H₂O.

3) Карбонаты

Важнейшие неорганические соединения углерода – соли угольной кислоты (карбонаты). H₂CO₃ – слабая кислота. Карбонатный буфер поддерживает углекислотное равновесие в атмосфере. Мировой океан обладает огромной буферной емкостью, потому что он является открытой системой. Основная буферная реакция – равновесие при диссоциации угольной кислоты:

H₂CO₃ ↔ H⁺ + HCO₃^-

При понижении кислотности происходит дополнительное поглощение углекислого газа из атмосферы с образованием кислоты:

CO₂ + H₂O ↔ H₂CO₃

При повышении кислотности происходит растворение карбонатных пород (раковины, меловые и известняковые отложения в океане); этим компенсируется убыль гидрокарбонатных ионов: H⁺ + CO₃^2- ↔ HCO3^-

CaCO₃(тв.) + CO₂ + H₂O ↔ Ca²⁺ + 2 HCO₃^-

Твердые карбонаты переходят в растворимые гидрокарбонаты. Именно этот процесс химического растворения избыточного углекислого газа противодействует “парниковому эффекту” – глобальному потеплению из-за поглощения углекислым газом теплового излучения Земли. Примерно треть мирового производства соды (карбонат натрия Na₂CO₃) используется в производстве стекла.

4) Оксиды углерода. Оксид углерода (II) считают иногда ангидридом муравьиной кислоты, поскольку его можно получить путем дегидратации последней при 100^оС с H₂SO₄ по реакции: HCOOH ® CO + H₂O.

5) Токсичные соединения углерода. Углекислый газ в малых концентрациях возбуждает дыхательный центр, в больших - угнетает. СО вытесняет кислород из оксигемоглобина крови благодаря образованию прочного комплекса с железом. Синильная кислота и цианиды блокируют дыхательные ферменты, " выключая" дыхательный и сосудодвигательный рефлексы. Ткани перестают потреблять кислород (алая окраска венозной крови). Фосген поражает капилляры легких - резко повышается проницаемость для воды и белка капилляров и стенок альвеол. В результате развивается отек легких, сопровождаемый денатурацией белка (повышается вязкость крови).

 

Кремний

Кремний и германий - структура алмаза, но менее твердая, это полупроводники. Кремний – один из основных элементов земной коры (27, 7 вес %).

Химические свойства:

Силицидыобычно разлагаются с выделением силана:

Mg₂Si + 4 H₂O = 2 Mg(OH)₂ + SiH₄

Кремний легко растворяется в щелочах. Известна пиросмесь на основе кремния, горящая с выделением водорода– гидрогенит:

Si + Ca(OH)₂ + 2 NaOH = Na₂SiO₃ + CaO + 2 H₂

Выделяется до 370 л водорода на 1 кг смеси.

Кристаллический кварц в воде практически не растворим (0, 0005% при 250С). Очень слабую (слабее угольной) кремниевую кислоту невозможно выделить в виде H₂SiO₃, она выпадает при подкислении растворов силикатов щелочных металлов в виде студня xSiO₂*yH₂O. Широко используется как осушитель – силикагель.

Наиболее распространенное стекловарят по реакции:

Na₂CO₃ + CaCO₃ + 6 SiO₂ = Na₂O*CaO*6SiO₂ + 2 CO₂ ↑

Германий

Соединения германия схожи с соединениями кремния. Германий менее активен, чем кремний и олово – растворяется только в кислотах-окислителях и в щелочах в присутствии пероксида.

Ge + 4 H₂SO₄ (конц) = Ge(SO₄)₂ + 2 SO₂ + 4 H₂O

Ge + 2 NaOH + 2 H₂O₂ = Na₂[Ge(OH)₆]

Олово и свинец

У этих элементов выражены металлические свойства. Олово - обычно мягкий белый металл, но при низких температурах происходит переход b-Sn(мет) ®a-Sn(алмаз) - серое олово, очень хрупкое - порошок. Свинец - металл с соответствующей кубической металлической решеткой.

В отличие от более легких элементов IV группы, олово и свинец образуют преимущественно соли со степенью окисления +2: Sn + 2 HCl = SnCl₂ + H₂↑

Оба металла проявляют амфотерные свойства:

Pb + 2 NaOH + 2 H₂O = Na₂[Pb(OH)₄] + H₂ ↑

Концентрированная азотная кислота окисляет олово (и германий) до соответствующих кислот H₂ЭО₃, а свинец – до соли Pb(NO₃)₂.

Соединения свинца (IV) получаются только при действии сильных окислителей и сами являются сильными окислителями:

5 PbO₂ + 2 MnSO₄ + 3 H₂SO₄ = 5 PbSO₄ + 2 HMnO₄ + 2 H₂O

Оксид олова (IV) – полупроводник, причем прозрачный для видимого света. Поэтому его используют (вместе с оксидом индия) для изготовления токопроводящих дорожек жидкокристаллических индикаторов и дисплеев, а также для нагревателей стеклянной посуды и химических датчиков (сенсоров). К последним относятся датчики СО/СН (угарный газ и углеводороды) на постах экологического контроля автомобилей. Выпускается свинцовые аккумуляторы.

Токсические соединения свинца. Тетраэтилсвинец (“этиловая жидкость”) – антидетонационная добавка к бензину, состоит из тетраэтилсвинца Pb(C₂H₅)₄ (61%), дибромэтана (25-35%), дихлорэтана (до 9%), хлорнафталина (до 8%). При добавлении 0, 82 г ТЭС к 1 кг изооктана октановое число увеличивается от 100 до 110. Но последствием воздействия ТЭС на нервную систему (при вдыхании паров) может быть заболевание «токсическая энцефалопатия» с симптомокомплексом слабоумия.

 

⇐ Предыдущая234567891011Следующая ⇒

Поделиться: