adsby.ru → Країни світу

Загальна характеристика IVA групи Періодичної системи. Загальна характеристика елементів IVA групи Для атомів iva групи періодичної системи характерно

елементивуглець С, кремній Si, германій Ge, олово Sn і свинець Рb складають IVA-групу Періодичної системи Д.І. Менделєєва. Загальна електронна формула валентного рівня атомів цих елементів - n s 2 n p 2, переважаючі ступеня окислення елементів в з'єднаннях +2 і +4. За електронегативності елементи С і Si відносять до неметалів, a Ge, Sn і Рb - до амфотерним елементів, металеві властивості яких зростають у міру збільшення порядкового номера. Тому в з'єднаннях олова (IV) і свинцю (IV) хімічні зв'язки ковалентних, для свинцю (II) і в меншій мірі для олова (II) відомі іонні кристали. У ряду елементів від С до Рb стійкість ступеня окислення +4 зменшується, а ступеня окислення +2 -растет. Сполуки свинцю (IV) - сильні окислювачі, з'єднання інших елементів в ступені окислення +2 - сильні відновники.

прості речовинивуглець, кремній і германій хімічно досить інертні і не реагують з водою і кислотами-неокислителях. Олово і свинець також не реагують з водою, але під дією кислот-неокислителях переходять в розчин у вигляді аквакатіону олова (II) і свинцю (II). Лугами вуглець в розчин не перекладається, кремній перекладається з працею, а германій реагує з лугами тільки в присутності окислювачів. Олово і свинець реагують з водою в лужному середовищі, переходячи в гідроксокомплекси олова (II) і свинцю (II). Реакційна здатність простих речовин IVA-груп-пи посилюється при підвищенні температури. Так, при нагріванні всі вони реагують з металами і неметалами, а також з кислотами-окислювачами (HNO 3, H 2 SO 4 (конц.) І ін.). Зокрема, концентрована азотна кислота при нагріванні окисляє вуглець до СО 2; кремній хімічно розчиняється в суміші HNO 3 і HF, перетворюючись в гексафторосілікат водню H 2. Розбавлена ​​азотна кислота переводить олово в нітрат олова (II), а концентрована - в гідратований оксид олова (IV) SnO 2 · nН 2 О, званий β -оловянной кислотою. Свинець під дією гарячої азотної кислоти утворює нітрат свинцю (II), в той час як холодна азотна кислота пасивує поверхню цього металу (утворюється оксидна плівка).

Вуглець у вигляді коксу застосовують в металургії як сильний відновник, який утворює на повітрі СО і СО 2. Це дозволяє отримати вільні Sn і Рb з їх оксидів - природного SnO 2 і РbО, одержуваного випаленням руд, що містять сульфід свинцю. Кремній можна отримати магнійтерміческім методом з SiO 2 (при надлишку магнію утворюється також силицид Mg 2 Si).

хімія вуглецю- це головним чином хімія органічних сполук. З неорганічних похідних вуглецю характерні карбіди: солеобразние (такі, як Сас 2 або Al 4 C 3), ковалентні (SiC) та металлоподобниє (наприклад, Fe 3 С і WC). Багато солеобразние карбіди повністю гідролізуються з виділенням вуглеводнів (метану, ацетилену і ін.).



Вуглець утворює два оксиду: СО і СО 2. Монооксид вуглецю використовується в пирометаллургии як сильний відновник (переводить оксиди металів в метали). Для СО характерні також реакції приєднання з утворенням карбонільних комплексів, наприклад. Монооксид вуглецю - несолеобразующіе оксид; він отруйний ( «чадний газ»). Діоксид вуглецю - кислотний оксид, у водному розчині існує у вигляді моногідрату СО 2 · Н 2 О і слабкою двухосновной вугільної кислоти Н 2 СО 3. Розчинні солі вугільної кислоти - карбонати і гідрокарбонати - внаслідок гідролізу мають рН> 7.

кремнійутворює кілька водневих з'єднань (силанов), які відрізняються високою летючість і реакційною здатністю (самовоспламеняются на повітрі). Для отримання силанов використовують взаємодію силіцидів (наприклад, силіциду магнію Mg 2 Si) з водою або кислотами.

Кремній в ступені окислення +4 входить до складу SiO 2 і вельми численних і часто дуже складних за будовою і складом силікатних іонів (SiO 4 4-; Si 2 O 7 6; Si 3 O 9 6; Si 4 O 11 6 ; Si 4 O 12 8- і ін.), елементарним фрагментом яких є тетраедричних група. Діоксид кремнію - кислотний оксид, він реагує з лугами при сплаву (утворюючи поліметасі-Ликата) і в розчині (з утворенням ортосілікат-іонів). З розчинів силікатів лужних металів при дії кислот або діоксиду вуглецю виділяється осад гідрату діоксиду кремнію SiO 2 · nН 2 О, в рівновазі з яким в розчині в невеликій концентрації завжди знаходиться слабка орто-кремнієва кислота H 4 SiO 4. Водні розчини силікатів лужних металів внаслідок гідролізу мають рН> 7.

оловоі свинецьв ступені окислення +2 утворюють оксиди SnO і РbО. Оксид олова (II) термічно нестійкий і розкладається на SnO 2 і Sn. Оксид свинцю (II), навпаки, дуже стійкий. Він утворюється при згорянні свинцю на повітрі і зустрічається в природі. Гідроксиди олова (II) і свинцю (II) амфотерний.

Аквакатіону олова (II) проявляє сильні кислотні властивості і тому стійкий тільки при рН< 1 в среде хлорной или азотной кислот, анионы которых не обладают заметной склонностью вхо­дить в состав комплексов олова(II) в качестве лигандов. При раз­бавлении таких растворов выпадают осадки основных солей раз­личного состава. Галогениды олова(II) – ковалентные соединения, поэтому при растворении в воде, например, SnCl 2 протекает внача­ле гидратация с образованием , а затем гидролиз до выпадения осадка вещества условного состава SnCl(OH). При наличии избытка хлороводородной кислоты, SnCl 2 нахо­дится в растворе в виде комплекса – . Большинство солей свинца(II) (например, иодид, хлорид, сульфат, хромат, карбонат, сульфид) малорастворимы в воде.

Оксиди олова (IV) і свинцю (IV) амфотерни з переважанням кислотних властивостей. Їм відповідають полігідрат ЕО 2 · nН 2 О, що переходять в розчин у вигляді гідроксокомплексів під дією надлишку лугів. Оксид олова (IV) утворюється при згорянні олова на повітрі, а оксид свинцю (IV) можна отримати тільки при дії на сполуки свинцю (II) сильних окислювачів (наприклад, гіпохлориту кальцію).

Ковалентний хлорид олова (IV) повністю гідролізується водою з виділенням SnO 2, а хлорид свинцю (IV) під дією води розпадається, виділяючи хлор і відновлюючись до хлориду свинцю (II).

Сполуки олова (II) виявляють відновні властивості, особливо сильні в лужному середовищі, а сполуки свинцю (IV) - окислювальні властивості, особливо сильні в кислому середовищі. Поширеним з'єднанням свинцю є його подвійний оксид (Рb 2 II Рb IV) О 4. Це з'єднання під дією азотної кислоти розпадається, причому свинець (II) переходить в розчин у вигляді катіона, а оксид свинцю (IV) випадає в осад. Що знаходиться в подвійному оксиді свинець (IV) обумовлює сильні окислювальні властивості цього з'єднання.

Сульфіди германію (IV) і олова (IV) в силу амфотерности цих елементів при додаванні надлишку сульфіду натрію утворюють розчинні тиосоли, наприклад, Na 2 GeS 3 або Na 2 SnS 3. Така ж тиосоли олова (IV) може бути отримана з сульфіду олова (II) SnS при його окисленні полісульфідом нат-рия. Тиосоли руйнуються під дією сильних кислот з виділенням газоподібного H 2 S і осаду GeS 2 або SnS 2. Сульфід свинцю (II) не реагує з полісульфідами, а сульфід свинцю (IV) невідомий.

знати

  • становище вуглецю і кремнію в таблиці Менделєєва, знаходження в природі та практичне застосування;
  • будову атомів, валентність, ступені окислення вуглецю і кремнію;
  • способи отримання і властивості простих речовин - графіту, алмазу і кремнію; нові аллотропние форми вуглецю;
  • основні типи з'єднань вуглецю і кремнію;
  • особливості елементів підгрупи германію;

вміти

  • складати рівняння реакцій одержання простих речовин вуглецю і кремнію і реакцій, що характеризують хімічні властивості цих речовин;
  • проводити зіставлення властивостей елементів в групі вуглецю;
  • характеризувати практично важливі сполуки вуглецю і кремнію;
  • проводити розрахунки за рівняннями реакцій, в яких беруть участь вуглець і кремній;

володіти

Навичками прогнозування протікання реакцій за участю вуглецю, кремнію і їх з'єднань.

Будова атомів. Поширеність в природі

Група IVA таблиці Менделєєва складається з п'яти елементів з парними атомними номерами: вуглець С, кремній Si, германій Ge, олово Sn і свинець РЬ (табл. 21.1). У природі все елементи групи представляють собою суміші стійких ізотопів. У вуглецю два ізогон - * | С (98,9%) і * §С (1,1%). Крім того, в природі є сліди радіоактивного ізотопу "| С з т т= 5730 років. Він постійно утворюється при зіткненнях нейтронів космічного випромінювання з ядрами азоту в земній атмосфері:

Таблиця 21.1

Характеристика елементів групи IVA

* Біогенний елемент.

Головний ізотоп вуглецю має особливе значення в хімії та фізики, так як на його основі прийнята атомна одиниця маси, а саме { /2 частина маси атома 'ICO Так).

У кремнію в природі три ізотопи; серед них найбільш поширений ^) Si (92,23%). Германій має п'ять ізотопів (j ^ Ge - 36,5%). Олово - 10 ізотопів. Це рекорд серед хімічних елементів. Найбільш поширений 12 5 gSn (32,59%). У свинцю чотири ізотопи: 2 § ^ РЬ (1,4%), 2 § | РЬ (24,1%), 2 82? Ь (22,1%) і 2 82? Ь (52,4%). Три останніх ізотопу свинцю є кінцевими продуктами розпаду природних радіоактивних ізотопів урану і торію, і тому їх зміст в земній коріпідвищувався протягом усього часу існування Землі.

За поширеністю в земній корі вуглець входить в першу десятку хімічних елементів. Він зустрічається у вигляді графіту, багатьох різновидів вугілля, в складі нафти, природного горючого газу, пластів вапняку (СаСО е), доломіту (СаС0 3 -MgC0 3) і інших карбонатів. Природний алмаз хоча становить мізерну частину наявного вуглецю, але надзвичайно цінний як найкрасивіший і самий твердий мінерал. Але звісно, найвища цінністьвуглецю полягає в тому, що він є структурною основою біо органічних речовин, Що утворюють тіла всіх живих організмів. Вуглець справедливо вважати першим серед багатьох хімічних елементів, необхідних для існування життя.

Кремній - другий за поширеністю елемент земної кори. Пісок, глина і багато попадаються на очі камені складаються з мінералів кремнію. За винятком кристалічних різновидів оксиду кремнію, все його природні сполуки являють собою силікати, Тобто солі різноманітних кремнієвих кислот. Самі ці кислоти як індивідуальні речовини не отримані. Ортосілікати містять іони SiOj ~, Метасилікати складаються з полімерних ланцюжків (Si0 3 ") w. Більшість силікатів побудовано на каркасі з атомів кремнію і кисню, між якими можуть бути розташовані атоми будь-яких металів і деяких неметалів (фтор). До широко відомим мінералів кремнію відносяться кварц Si0 2, польові шпати (ортоклаз KAlSi 3 0 8), слюди (мусковіт KAl 3 H 2 Si 3 0 12). Всього ж відомо більше 400 мінералів кремнію. Сполуками кремнію є більше половини ювелірних і виробних каменів. Кіслороднокремніевий каркас обумовлює малу розчинність мінералів кремнію у воді. Лише з гарячих підземних джерел протягом тисяч років можуть відкладатися нарости і корки з'єднань кремнію. до гірських порідтакого типу відноситься яшма.

Про час відкриття вуглецю, кремнію, олова і свинцю говорити не доводиться, тому що у вигляді простих речовин або сполук вони відомі з давніх часів. Германій відкритий К. Вінклер (Німеччина) в 1886 р в рідкісному мінералі аргіродіте. Незабаром з'ясувалося, що існування елемента з такими властивостями було передбачене Д. І. Менделєєвим. Найменування нового елемента викликало полеміку. Менделєєв в листі до Вінклера рішуче підтримав назву германій.

Елементи групи IVA мають чотири валентних електрони на зовнішніх s-і р-підрівні:

Електронні формули атомів:

В основному стані ці елементи двовалентну, а в збудженому стані стають чотирьохвалентного:

Вуглець і кремній утворюють дуже мало хімічних сполук в двовалентне стані; майже у всіх сполуках вони чотирьохвалентного. Далі по групі вниз у германію, олова і свинцю підвищується стійкість двовалентного стану і зменшується стійкість чотирьохвалентного. Тому сполуки свинцю (1У) поводяться як сильні окислювачі. Ця закономірність проявляється і в групі VA. Важливою відмінністю вуглецю від інших елементів групи є здатність утворювати хімічні зв'язки в трьох різних станах гібридизації - sp, sp 2і sp 3.У кремнію практично залишається тільки одне гібридне стан sp 3.Це наочно проявляється при порівнянні властивостей з'єднань вуглецю і кремнію. Наприклад, оксид вуглецю С0 2 являє собою газ (вуглекислий газ), а оксид кремнію Si0 2 - тугоплавка речовина (кварц). Перша речовина газоподібних тому, що при spгібридизації вуглецю все ковалентні зв'язки замикаються в молекулі С0 2:

Тяжіння між молекулами слабке, і цим обумовлено стан речовини. В оксиді кремнію чотири гібридні 5р 3 орбіталі кремнію не можуть замкнутися на двох атомах кисню. Атом кремнію з'єднується з чотирма атомами кисню, кожен з яких в свою чергу з'єднується з іншим атомом кремнію. Виходить каркасна структура з однаковою міцністю зв'язків між усіма атомами (див. Схему, т. 1, с. 40).

З'єднання вуглецю і кремнію з однаковою гибридизацией, наприклад метан СН 4 і силан SiH 4, схожі за структурою і фізичними властивостями. Обидві речовини - гази.

Електронегативність елементів IVA в порівнянні з елементами групи VA знижена, причому це особливо помітно у елементів 2-го і 3-го періодів. Металічність елементів в групі IVA виражена сильніше, ніж в групі VA. Вуглець у вигляді графіту є провідником. Кремній і германій - напівпровідники, а олово і свинець - справжні метали.

IVA група хімічних елементів періодичної системи Д.І. Менделєєва включає в себе неметали (вуглець і кремній), а також метали (германій, олово, свинець). Атоми цих елементів містять на зовнішньому енергетичному рівні чотири електрона (ns 2 np 2), два з яких не спарені. Тому атоми цих елементів в з'єднаннях можуть виявляти валентність II. Атоми елементів IVA групи можуть переходити в збуджений стан і збільшувати число неспарених електронів до 4 і відповідно в з'єднаннях проявляти вищу валентність, що дорівнює номеру групи IV. Вуглець в з'єднаннях проявляє ступені окислення від -4 до +4, для інших стабілізуються ступеня окислення: -4, 0, +2, +4.

В атомі вуглецю на відміну від всіх інших елементів число валентних електронів дорівнює числу валентних орбіталей. Це одна з основних причин стійкості зв'язку С-С та виключної схильності вуглецю до утворення гомоцепей, а також існування великої кількості з'єднань вуглецю.

У зміні властивостей атомів і сполук в ряду C-Si-Ge-Sn-Pb проявляється вторинна перідічность (таблиця 5).

Таблиця 5 - Характеристики атомів елементів IV групи

6 C 1 4 Si 3 2 Ge 50 Sn 82 Pb
атомна маса 12,01115 28,086 72,59 118,69 207,19
валентні електрони 2s 2 2p 2 3s 2 3p 2 4s 2 4p 2 5s 2 5p 2 6s 2 6p 2
Ковалентний радіус атома, Ǻ 0,077 0,117 0,122 0,140 –
Металевий радіус атома, Ǻ – 0,134 0,139 0,158 0,175
Умовний радіус іона, Е 2, нм – – 0,065 0,102 0,126
Умовний радіус іона Е 4+, нм – 0,034 0,044 0,067 0,076
Енергія іонізації Е 0 - Е +, ев 11,26 8,15 7,90 7,34 7,42
Вміст у земній корі, ат. % 0,15 20,0 2∙10 –4 7∙10 – 4 1,6∙10 – 4

Вторинна періодичність (немонотонна зміна властивостей елементів в групах) обумовлена ​​характером проникнення зовнішніх електронів до ядра. Так, немонотонність зміни атомних радіусівпри переході від кремнію до германію і від олова до свинцю обумовлена ​​проникненням s-електронів відповідно під екран 3d 10-електронів у германію і подвійний екран 4f 14 - і 5d 10-електронів у свинцю. Оскільки проникаюча здатність зменшується в ряду s> p> d, внутрішня періодичність в зміні властивостей найбільш чітко проявляється у властивостях елементів, що визначаються s-електронами. Тому вона є найтиповішим для з'єднань елементів А-груп періодичної системи, що відповідають надзвичайноокислення елементів.

Вуглець істотно відрізняється від інших р-елементів групи високим значенням енергії іонізації.

Вуглець і кремній мають поліморфні модифікації з різною будовою кристалічних решіток. Германій стосується металів, сріблясто-білого кольору з жовтуватим відтінком, але має алмазоподобную атомну кристалічну решітку з міцними ковалентними зв'язками. Олово має дві поліморфні модифікації: металеву модифікацію з металевою кристалічною решіткою і металевою зв'язком; неметаллическую модифікацію з атомної кристалічною решіткою, яка стійка при температурі нижче 13,8 С. Свинець - темно-сірий метал з металевою гранецентрированной кубічної кристалічною решіткою. Зміна структури простих речовин в ряду германій-олово-свинець відповідає зміні їх фізичних властивостей. Так германій і неметалевої олово - напівпровідники, металеве олово і свинець провідники. Зміна типу хімічного зв'язку від переважно ковалентним до металевої супроводжується зниженням твердості простих речовин. Так, германій досить твердий, свинець же легко прокочується в тонкі листи.

З'єднання елементів з воднем мають формулу ЕН 4: СН 4 - метан, SiH 4 - силан, GeH 4 - герман, SnH 4 - Станнаєв, PbH 4 - плюмбан. У воді нерозчинні. Зверху вниз в ряду водневих з'єднань зменшується їх стійкість (плюмбан настільки нестійкий, що про його існування можна судити лише за непрямими ознаками).

З'єднання елементи з киснем мають загальні формули: ЕO і ЕO 2. Оксиди CO і SiO є несолеобразующіе; GeO, SnO, PbO - амфотерні оксиди; CO 2, SiO 2 GeO 2 - кислотні, SnO 2, PbO 2 - амфотерні. З підвищенням ступеня окислення кислотні властивості оксидів зростають, основні властивості слабшають. Аналогічно змінюються і властивості відповідних гідроксидів.


| | | | | | | |

В IVA групі знаходяться найважливіші елементи, без яких не було б ні нас, ні Землі, на якій ми живемо. Це вуглець - основа всієї органічного життя, і кремній - «монарх» царства мінералів.

Якщо вуглець і кремній - типові неметали, а олово і свинець - метали, то германій займає проміжне положення. Одні підручники відносять його до неметалів, а інші - до металів. Він сріблясто-білого кольору і зовні схожий на метал, але має алмазоподобную кристалічну решітку і є напівпровідником, як і кремній.

Від вуглецю до свинцю (зі зменшенням неметалічних властивостей):

w зменшується стійкість негативною ступеня окислення (-4)

w зменшується стійкість вищої позитивної ступеня окислення (+4)

w збільшується стійкість низькій позитивній ступеня окислення (+2)

Вуглець - основна складова частинавсіх організмів. У природі зустрічаються як прості речовини, утворені вуглецем (алмаз, графіт), так і сполуки (вуглекислий газ, різні карбонати, метан та інші вуглеводні у складі природного газуі нафти). Масова частка вуглецю в кам'яному вугіллідоходить до 97%.
Атом вуглецю в основному стані може утворити дві ковалентних зв'язку з обмінним механізмом, але в звичайних умовах такі сполуки не утворюються. Атом вуглецю, переходячи в збуджений стан, використовує всі чотири валентних електрони.
Вуглець утворює досить багато аллотропних модифікацій (див. Рис. 16.2). Це алмаз, графіт, карбін, різні фулерени.

В неорганічних речовинахступінь окислення вуглецю + II і + IV. З такими ступенями окислення вуглецю існують два оксиду.
Оксид вуглецю (II) - безбарвний отруйний газ, без запаху. Тривіальне назва - чадний газ. Утворюється при неповному згорянні містять вуглець пального. Електронна будова його молекули см. На стор. 121. За хімічними властивостями CO несолеобразующіе оксид, при нагріванні проявляє відновні властивості (відновлює до металу багато оксиди не надто активних металів).
Оксид вуглецю (IV) - безбарвний газ без запаху. Тривіальне назва - вуглекислий газ. Кислотний оксид. У воді малорастворим (фізично), частково реагує з нею, утворюючи вугільну кислоту H2CO3 (молекули цієї речовини існують тільки в дуже розбавлених водних розчинах).
Вугільна кислота - кислота дуже слабка, двухосновная, утворює два ряди солей (карбонати і гідрокарбонати). Більшість карбонатів нерозчинних у воді. З гідрокарбонатів як індивідуальні речовини існують тільки гідрокарбонати лужних металів і амонію. І карбонат-іон, і гідрокарбонат-іон - частинки підстави, тому і карбонати, і гідрокарбонати у водних розчинах піддаються гідролізу за аніоном.
З карбонатів найбільше значення мають карбонат натрію Na2CO3 (сода, кальцинована сода, пральна сода), гідрокарбонат натрію NaHCO3 (питна сода, харчова сода), карбонат калію K2CO3 (поташ) і карбонат кальцію CaCO3 (крейда, мармур, вапняк).
Якісна реакція на присутність в газовій суміші вуглекислого газу: Утворення осаду карбонату кальцію при пропущенні досліджуваного газу через вапняну воду (насичений розчин гідроксиду кальцію) і подальше розчинення осаду при подальшому пропусканні газу. Протікають реакції:

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

У фармакології і медицині широко використовуються різні сполуки вуглецю - похідні вугільної кислоти і карбонових кислот, Різні гетероцикли, полімери та інші сполуки. Так, карболен (активоване вугілля), застосовується для абсорбції та виведення з організму різних токсинів; графіт (у вигляді мазей) - для лікування шкірних захворювань; радіоактивні ізотопи вуглецю - для наукових досліджень(Радіовуглецевий аналіз).

Вуглець є основою всіх органічних речовин. Будь-який живий організм складається в значній мірі з вуглецю. Вуглець - основа життя. Джерелом вуглецю для живих організмів зазвичай є СО 2 з атмосфери або води. В результаті фотосинтезу він потрапляє в біологічні харчові ланцюги, в яких живі істоти поїдають один одного або останки один одного і тим самим здобувають вуглець для будівництва власного тіла. Біологічний цикл вуглецю закінчується або окисленням і поверненням в атмосферу, або похованням у вигляді вугілля або нафти.

Аналітичні реакції карбонат - іона СО 3 2

Карбонати - солі нестабільною, дуже слабкою вугільної кислоти Н 2 СО 3, яка у вільному стані у водних розчинах нестійка і розкладається з виділенням СО 2: Н 2 СО 3 - СО 2 + Н 2 О

Карбонати амонію, натрію, заліза, цезію розчинні у воді. Карбонат літію в воді мало розчинний. Карбонати інших металів мало розчинні у воді. Гідрокарбонати розчиняються у воді. Карбонат - іони у водних розчинах безбарвні, піддаються гідролізу. Водні розчини гідрокарбонатів лужних металів не фарбується при додаванні до них краплі розчину фенолфталеїну, що дозволяє відрізнити розчини карбонатів від розчинів гідрокарбонатів (фармакопейний тест).

1.Реакція з хлоридом барію.

Ва 2 + СОз 2 - -> ВАЛТ 3 (білий дрібнокристалічний)

Аналогічні опади карбонатів дають катіони кальцію (СаСО 3) і стронцію (SrCO 3). Осад розчиняється в мінеральних кислотах і в оцтовій кислоті. У розчині H 2 SO 4 утворюється білий осад BaSO 4.

До осадку повільно, по краплях додають розчин НС1 до повного розчинення осаду: ВаСОз + 2 НС1 -> ВаС1 2 + СО 2 + Н 2 О

2.Реакція з сульфатом магнію (фармакопейна).

Mg 2+ + СОз 2 - -> MgCO 3 (білий)

Гідрокарбонат - іон НСО 3 - утворює з сульфатом магнію осад MgCO 3 тільки при кип'ятінні: Mg 2+ + 2 НСОз- -> MgCO 3 + СО 2 + Н 2 О

Осад MgCO 3 розчиняється в кислотах.

3. Реакція з мінеральними кислотами (фармакопейна).

СО 3 2 + 2 Н 3 О = Н 2 СО 3 + 2Н 2 О

НСО 3 - + Н 3 О + = Н 2 СО 3 + 2Н 2 О

Н 2 СО 3 - СО 2 + Н 2 О

Вирізняється газоподібний СО 2 виявляють по помутніння баритональний або вапняної води в приладі для виявлення газів, бульбашок газу (СО 2), в пробірці - приймачі - помутніння розчину.

4.Реакція з гексаціаноферрат (II) уранила.

2СО 3 2 - + (UО 2) 2 (коричневі) -> 2 UO 2 CO 3 (безбарвний) + 4 -

Коричневий розчин гексаціаноферрата (II) уранила отримують, змішуючи розчин ацетату уранила (CH 3 COO) 2 UO 2 з розчином гексаціаноферрата (II) калію:

2 (СН 3 СОО) 2 ГО 2 + K 4 -> (UO 2) 2 + 4 СН 3 СООК

До отриманого розчину додають по краплях розчин Na 2 CO 3 або К 2 СО 3 при перемішуванні до зникнення коричневого забарвлення.

5.Раздельное відкриття карбонат - іонів і гідрокарбонат - іонів реакціями з катіонами кальцію і з аміаком.

Якщо в розчині одночасно присутні карбонат - іони і гідрокарбонат - іони, то кожен з них можна відкрити окремо.

Для цього спочатку до аналізованого розчину додають надлишок розчину СаС1 2. При цьому СОз 2 - осідають у вигляді СаСО3:

СОз 2+ Са 2+ = СаСО 3

Гідрокарбонат - іони залишаються в розчині, так як Са (НСО 3) 2 розчинами у воді. Осад відокремлюють від розчину і до останнього додають розчин аміаку. НСО 2 - -аніони з аміаком і катіонами кальцію дають знову осад СаСО 3: НСО з - + Са 2+ + NH 3 -> СаСОз + NH 4 +

6. Інші реакції карбонат - іона.

Карбонат - іони при реакції з хлоридом заліза (III) FeCl 3 утворюють бурий осад Fe (OH) CO 3, з нітратом срібла - білий осад карбонату срібла Ag 2 CO3, розчинний в Н'ТОз і розкладається при кип'ятінні у воді до темного осаду Ag 2 O ІСО 2: Ag 2 CO 3 -> Ag 2 O + СО 2

Аналітичні реакції ацетат - іона CH 3 COO "

Ацетат - іон СН 3 СОО - аніон слабкої одноосновної оцтової кислоти СН 3 СООН: у водних розчинах безбарвний, піддається гідролізу, не володіє окислювально-відновлювальних властивостями; досить ефективний ліганд і утворює стійкі ацетатні комплекси з катіонами багатьох металів. При реакціях із спиртами в кислому середовищі дає складні ефіри.

Ацетати амонію, лужних і більшості інших металів добре розчиняється в воді. Ацетати срібла CH 3 COOAg і ртуті (I) менше ацетатов інших металів розчиняються у воді.

1.Реакція з хлоридом заліза (III) (фармакопейна).

При рН = 5-8 ацетат - іон з катіонами Fe (III) утворює розчинний темно - червоний (кольору крепкого.чая) ацетат або оксіацетат заліза (III).

У водному розчині він частково гідролізується; підкислення розчину мінеральними кислотами пригнічує гідроліз і призводить до зникнення червоного забарвлення розчину.

3 СНзСООН + Fe -> (CH 3 COO) 3 Fe + 3 Н +

При кип'ятінні з розчину випадає червоно-бурий осад основного ацетату заліза (III):

(CH 3 COO) 3 Fe + 2 Н 2 О<- Fe(OH) 2 CH 3 COO + 2 СН 3 СООН

Залежно від співвідношень концентрацій заліза (III) і ацетат - іонів склад осаду може змінюватися і відповідати, наприклад, формулами: Fe ОН (СН 3 СОО) 2, Fe 3 (OH) 2 O 3 (CH 3 COO), Fe 3 О (ОН) (СН 3 СОО) 6 або Fe 3 (OH) 2 (СН 3 СОО) 7.

Проведенню реакції заважають аніони СО 3 2 -, SO 3 "-, РО 4 3 -, 4, що утворюють опади з залізом (III), а також аніони SCN- (дають червоні комплекси з катіонами Fe 3+), йодид - іон Г, окислюється до йоду 1, 2, додає розчину жовте забарвлення.

2.Реакція з сірчаною кислотою.

Ацетат - іон в сильно кислому середовищі переходить в слабку оцтову кислоту, пари якої мають характерний запах оцту:

СН 3 СОО + Н +<- СН 3 СООН

Проведенню реакції заважають аніони NO 2 \ S 2 -, SO 3. 2 -, S 2 O 3 2 -, також виділяють в середовищі концентрованої H 2 SO4 газоподібні продукти з характерним запахом.

3.Реакція освіти уксусноетіловий ефіру (фармакопейна).

Реакцію проводять в сірчанокислої середовищі. З етанолом:

СН 3 СОО + Н + - СН 3 СООН СН 3 СООН + С 2 Н 5 ОН = СН 3 Соос 2 Н 4 + Н 2 О

Вирізняється етилацетат виявляють за характерним приємному запаху. Солі срібла каталізують цю реакцію, тому при її проведенні рекомендується додавати невелику кількість AgNO 3.

Аналогічно при реакції з аміловим спиртом З 5 НцОН утворюється також володіє приємним запахом амілацетат СН 3 Соос 5 Ні (-грушевая-) Відчувається характерний запах етилацетату, що посилюється при обережному нагріванні суміші.

Аналітичні реакції тартрат - іона рос СН (ОН) - СН (ОН) - СОСТ. Тартрат- іон - аніон слабкої двухосновной винної кислоти:

НО-СН-СООН

АЛЕ -СН- СООН

Тартрат - іон добре розчинний у воді. У водних розчинах тартрат - іони безбарвні, піддаються гідролізу, схильні до комплексоутворення, даючи стійкі тартратние комплекси з катіонами багатьох металів. Винна кислота утворює два ряди солей - середні тартрати, що містять двох зараядний тартрат - іон СОСН (ОН) СН (ОН) СОО -, і кислі тартрати - Гідротартрат, що містять однозарядний гидротартрат - іон НОООСН (ОН) СН (ОН) СОО -. Гідротартрат калію (-він камінь-) КНС 4 Н 4 О 6 практично не растворм в воді, що використовується для відкриття катіонів калію. Середня кальцієва сіль також мало розчинна у воді. Середня калієва сіль К2 З 4 Н 4 О 6 добре розчиняється в воді.

I. Реакція з хлоридом калію (фармакопейна).

З 4 Н 4 О 6 2 - + К + + Н + -> КНС 4 Н 4 О 6 1 (білий)

2. Реакція з резорцином в кислому середовищі (фармакопейна).

Тартрати при нагріванні з резорцином мета - З 6 Н 4 (ОН) 2 в середовищі концентрованої сірчаної кислоти утворюють продукти реакції вишнево - червоного кольору.

14) Реакції з аміачним комплексом срібла. Випадає чорний осад металічного срібла.

15) Реакція з сульфатом заліза (II) і пероксидом водню.

Додаток розведеного водного розчину FeSO 4 і Н 2 О 2 до розчину, який містить тартрати. призводить до утворення до утворення нестійкого комплексу заліза жатого кольору. Подальша обробка розчином лугу NaOH призводить до кяншіовенію комплексу блакитного кольору.

Аналітичні реакції оксалат- іона З 2 О 4 2-

Оксалат- іон З 2 О 4 2- - аніон двухосновной щавлевої кислоти Н 2 С 2 О 4 середньої сили, порівняно добре розчинної у воді. Оксалат- іон у водних розчинах безбарвний, частково гідролізується, сильний відновник, ефективний ліганд -Образ стійкі оксалатні комплекси з катіонами багатьох металів. Оксалати лужних металів, магнію і амонію розчиняються у воді, а інших металів мало розчинні у воді.

1Реакція з хлоридом барію Ва 2 + С 2 О 4 2- = ВаС 2 О 4 (білий) Осад розчиняється в мінеральних кислотах і в оцтовій кислоті (при кип'ятінні). 2. Реакція з хлоридом кальцію (фармакопейна): Са 2+ + С 2 О 4 2 - = Сас 2 О 4 (білий)

Осад розчиняється в мінеральних кислотах, але не розчиняється в оцтовій кислоті.

3. Реакція з нітратом срібла.

2 Ag + + З 2 О 4 2 - -> Ag2C2O 4. |. (Сирнистий) Проба на розчинність. Осад ділять на 3 частини:

а). В першу пробірку з осадом додають по краплях при перемішуванні розчин HNO 3 до розчинення осаду;

б). У другу пробірку з осадом додають по краплях при перемішуванні концентрований розчин аміаку до розчинення осаду; в). У третю пробірку з осадом додають 4-5 крапель розчину НС1; в пробірці залишається білий осад хлориду срібла:

Ag 2 C 2 O 4 + 2 НС1 -> 2 АС1 (білий) + Н 2 С 2 О 4

4.Реакція з перманганатом калію. Оксалат іони з КМПО 4 в кислому середовищі окислюються з виділенням СО 2; розчин КМПО 4 при цьому знебарвлюється внаслідок відновлення марганцю (VII) до марганцю (II):

5 З 2 О 4 2+ 2 МпО 4 "+ 16 Н + -> 10 СО 2 + 2 Мп 2+ + 8 Н 2 О

Розведений розчин КМПО 4. Останній знебарвлюється; спостерігається виділення бульбашок газу - СО2.

38 Елементи групи VA

Загальна характеристика VA групи періодичної системи.у вигляді s x p y електронна конфігурацію зовнішнього енергетичного рівня елементів VA групи.

Миш'як і сурма мають різні аллотропние модифікації: як з молекулярної, так і з металевою кристалічною решіткою. Однак на підставі порівняння стійкості катіонних форм (As 3+, Sb 3+) миш'як відносять до неметалів, а сурму до металів.

ступеня окислення стійкі для елементів VA групи

Від азоту до вісмуту (зі зменшенням неметалічних властивостей):

w зменшується стійкість негативною ступеня окислення (-3) (м. властивості водневих з'єднань)

w зменшується стійкість вищої позитивної ступеня окислення (+5)

w збільшується стійкість низькій позитивній ступеня окислення (+3)

2021 adsby.ru - Загальноосвітній сайт