nekrasovI (1114433), страница 169
Текст из файла (страница 169)
Известны и фосфнды аналогичного состава ЭР. Были описаны также ксиве характерн»»с для расгматр»шаемых элементов кристаллические фазы нных состагоп — Ъ»Х, ХЬ»Х, ХЬ»Х», Та»Х, Та»Х». Тп»Х», Ъ'Р», Ъ»Рь Ч»Р. Ъ»Р, ХЬР». ТаР». Для нитрпла Ъ'Х характерна чрсзвы »айно высокая твердость. о() »»(ля формально трехвалентных ниобня н тантала установлено существование селенндов Э,5е». Известны также кристаллические фазы состава ХЬ»Э» (где Э вЂ” 5, 5с, Тс). 62) Отвечающий днрхеалвнтному ваналню '»ерный окпсел (ЧО) образуется прн нагревании Ъ»О» ло 1700 'С в токе водорода.
Прн неизменности крнсталлнчесной струк. туры [типп ХаС( с п»(ЧО) 206 Л] состав его может довольно сильно отклоняться от строгого соответствия формуле ЧО (в пределах Чλ⻠— ЪОь»»). Закись ваиадиа довольно хорошо проволит электрический ток. Онв нерастворима в воде, но растворяетси в разбавленных кислотах, образуя соответствующие соли (окрашенного п фиолетовый цвет катиона Ч-). Последние являются игключнтельно сяльнымн восстанови. телями и при отсутствии окислителей постепенно выделяют иэ воды газообразный водород. Йействнем щелочей на нх растворы может быть получен серо-фиолетовый осадок Ч(ОН)», ие выделенный, однако, в чистом состояиик из-эв его чрезвычайно легкой окксляемостн.
5 7. Подгруппа за»адил 491 Рис. гх З». С»сч» п»» »»» ггу»»»п»»»» э»щ!г 63) Взнздийдихлорнл (ЧС!з) может быть получен протекающей выше 500'С дисыутапней по схеме 2ЧС(з = ЧС1»+ ЧС1» Его зеленые кристаллы плавятся ляжь около !350 С, а фнолетовый водный раствор быстро зеленеет вследствие окисле»я» Ч- до Чтт Восстановнтельные свойства ЧС1» выражены лаже сильнее. чем у СгС!г (Ч111 $5 доп.
56). сходные свойства имеют коричневый бромид (чВ,) н красный ноиднд (ч!т). Первый нз пях используется иногда в фотографии (кзк быстродействующий проявитель), второй — для получения очень чистого западня (термнческнм разложением при 1400'С). Бледно-зеленый Чрт был выделен в анде синс-фиолетового крнсталлогидрзтз ЧГ» 4Н»О. При сплавлеиин ЧС1» с КС1 образуются КЧС(з (т. пл. 945'С) н менее устойчивый К»ЧС1» Длв галогенидов ЧГ» известим довольно устойчивые аммнакаты. 64) Сульфат лвухвалентиого ванадия образуется прн восстановленнн металлнческим пивком (плн злектролнтнческнм путем) сервокислых растворов соединепвй ва.
иадня. При принптик особых мер прелосторожностн против окисления он может бить вылелеп в виде фиолетового крнсталлогндрата ЧБО, 7Н»О. С сернокнслымн солямя некоторых одновалентных металлов ЧБО, образует фяолетовые комплексные соля типа Мз(Ч(БО»)з) ЗН»О. Последние сравнятельяо труднорастворнмы я более устойчнвы, чем сам сульфат двухвалентного нападка.
55) Черный ЧБ может быть получен взапмолействнем элементов прв 1000'С. Крнсталлы его способны без язмененвп структуры включать некоторыА нзбыток серы (до состава ЧБьп). То же самое характерно длн НЬБ я НЬБк Известны также НЬТе к ТаБе. 66) Нывшие окислы яяобяя н тантала могут быть получены по схеме Э»0»+ЗС ЗСО+2ЭО прк 1100'С в вакууме. Лучше язучеяаый серый НЬО (т. пл. 1935'С) ямеет металлический вид н довольно хорошо прозоднт злектряческнА ток. 67) Коричнево-черныА НЬС!з может быть получен действкем паров НЬС!з (в токе аргона) яа нагретый до 700 'С металлнческий ниобий. Ннобяйднхворнд устойчпв пз воздухе н нерастворям в воде.
Восстановленнем ЫЫ» водородом прн 300 'С был получмг я черяый НЫз. В отлнчне от хлорнла он медленно разлагаетсн водой. Известен н 9(ЬВгз (который бмл подучен восстановлением НЬВгз волородом в злеятрнческоч разряде). 66) Темно-зеленый яеаетучий ТаС)з может быть получен днсмутапией ТаС(з прк 440'С по уравнению: ЗТаС1» ТаС)з+ 2ТвС1ь Несмотря на то. что в воле ТаС!з прзктяческя нерастворям, ов уже ва холоду постепенно окнсляегсв ею с выделением водорода, 69) И для тантала, и для няобнв характеряа своеобразнап атомная группировка БьС1~ь страенне котороА показано иа рнс. (Х-66 [Ф(НЬНЬ) 2,85, о(Тзуз) = 2.88. 6(ЫЬС() » 2,41.
4((ТаС() ° 2.44 й). Эту группяровку содержат зеленые кристаллы, вмдшшющнесв вз РаствоРа в НС! вРодУкта восстановления ЭС1» металлическим свппЯвм пРв 600 'С. Состав ятях кРЯсталлов — Э»С1~» 2НС1 7Н,О Яли (Э»С(м)С!».7Н,О— ашш ве вполне ясен. В последнем случае онв долвгны содержать атомы Э разных мгачностей. Четвертая группа периодической системы 6 С 4 !2,0! ! 2 74 8! 4 28,086 2 22 ю т! 47,90 гг 4 042 72,59 40 !О ь Хг $1. Углерод. Элемент этот не принадлежит к самым распространенным в природе — из общего числа атомов земной коры на его долю приходится лишь 0,14%.
Тем ие менее значение углерода исключительно велико, так как его соединения являются основой всех живых организмов. Формы нахождения углерода в природе многообразны. Кроме тканей живых организмов и продуктов их разрушения (каменный уголь, нефть и т. д.), он входит в состав многих минералов, имеющих большей частью общую формулу МСО3, где М вЂ” двухвалентный металл. Наиболее распространенным из таких минералов является к ал ьцит (СаСО3), образующий иногда громадные скопления на отдельных участках земной поверхности. Атмосфера содержит углерод в виде углекислого газа (СО2), который в растворенном состоянии находится также во всех природных водах.' ' 50 ~в эп м ! [869 2 72 82 23 рЬ 3!'2 207,2 3 м !04 32 32 Ка !3 3 [26Ц По электронным структурам нейтральных а т о м о в к углероду и кремнию примыкают германий и его аналоги. Максимальная валентность этих элементов как по отдаче, так и по присоединению электронов должна быть равна ч е т ы р е м.
Имея в виду увеличение объема атомов при переходе от углерода к свинцу, можно думать, что генденция к дополнению внешнего слоя до октета будет в указанном ряду ослабевать, а легкость потери электронов — возрастать. В связи с этим при переходе от С к РЬ должно иметь место ослабление металлоидиого и усиление металлического характера элементов. Из-за наличия во внешнем слое атомов лишь двух электронов, у титана и его аналогов отсутствует тенденция к дополнению внешнего слоя до октета. Вместе с тем по аналогии с подгруп.
пами ванадия, хрома и марганца можно ожидать, что в производных своей высшей положительной валентности элементы подгруппы титана будут проявлять сходство с кремнием. э Х углерод Свободный углерод встр~чается в виде двух простых вещсств— алмаза и графита. С бо. ьшей нли меньшей натяжкой (ввиду наличия примесей) к этим двум формам можно прибавить н третью — так называемый а м о р ф н ы й углерод, простейшим представителем которого является древесный утоль.
По своим внешним свойствам алмаз резко отличается от других модификаций. Он имеет плотность 3,5 г/см» и является самым твердым из всех минералов. Наиболее чистые алмазы бесцветны и прозрачны. Графит прелставляет собой серую, имеюшую металлический блеск и жирную на ошупь массу с плотностью 2,2г/см'. В противоположность алмазу он очень мягок — легко царапается ногтем и при трении осгавляет серые полосы на бумаге. «Аморфный» углерод по свойствам довольно близок к графиту. (1лотность его колеблется обычно в пределах 1,8 — 2,! г/см'. У некоторых разновидностей «аморфного» углерола очень сильно выражена спо- таво собность к а д с о р б ц и и (т. е.
погло- сог«рооь щению на поверхности) газов, паров и растворенных вешеств. гввв Как видно из схемы рис. Х-!, трой- сроф«м иой точке на диаграмме состояния углерода отвечает температура около сар 3700'С и давление около !!О атхь Поэтому при нагРевании пол обычным ~в давлением (в отсутствие воздуха) углерод не плавится, а возгоняется.'-" Рнс. Х-1. Да»гр»чч» соотояння угоо- В обычных условиях углерод весь- родо. ма инертен. Напротив, при достаточно высоких температурах он становится химически активным по отношению к большинству металлов и многим металлоидам.
«Аморфный» углерод значительно более реакционноспособен, чем обе основные формы этого элемента. м При нагревании «аморфного» углерода на воздухе он энергично взаимодействует с к и сл о родо м, причем по реакции С + О» = СО, + 94 кка.1 образуется двуокись углерода (иначе, угл ек исл ы й г а з). Алмаз и графит сгорают лишь в чистом кислороде н при достаточно высоких температурах (700 — 800'С).
В лабораторных условиях СО. удобно получать действием соляной кислоты на СаСО» (известняк, мрамор) по реакции: СаСО»+ 2НС! = СаС!о + СО*~+ Н,О Молекула О=С=О линейна. Лвуокнсь углерода представляет собой бесцветный газ со слегка кисловатым запахом и вкусом. Под давлением около 60 ат она уже при обычных температурах сгущается в бесцветную жидкость (которую хранят и перевозят в стачьиых баллонах).
При сильном охлаждении СО, застывает в белую снегообразную массу, под обычным давлением возгоняющуюся при — 78'С. Предварительно спрессованная твердая двуокись углерода испаряется довольно мелленно, причем окружающее пространство склько охлаждается. На этом основано ее применение в качестве «сухого льда» ' Углекислый газ (иначе, «утлекислота») не поддерживает горения обычных видов топлива (т.е.
углерода и его соединений). Горят в углскислом газе лишь такие вещества, сродство которых к кисчоролу значительно больше, чем у углерода. Примером может служить Х Чгтьсртрл гручна лгрнод««ггкш> гнггемн металлический магний, около 600'С загорающийся в углекислом газе и сгорающий по уравнению: СО, + 2Мй =2МдО+ С + 194 ккал Лтмосфера содержит в среднем 0,03 >ь СО« по объему." " В воде двуокись углерода растворима довольно хорошо (приблизительно 1: 1 по объему). При растворении происходит ее частичное взаимодействие с водой, ведущее к образованию угольной кислотьк Н«О + СО« — Н«СО> Хотя равновесие этой реакции сильно смещено влево, двуокись угле.
рода следует считать аип>хрипом угольной кислоты. 11оследияя очень слаба и лишь незначительно распадается иа попь> Н' и НСО>, а даль. исишая ее диссоциация с образованием ионов СОа сама по себе почти ие идет. Учитывая, однако, возможность и такой диссоциации, находим, что в водном расгзоре СО, одновременно имеют место следующие равновесия: Н,О + СΠ— Н»СО> — Н + НСО> — — ь 2Н + СО, Прп нагревании СО. улетучивается и равновесия смещаются влево; напротив, при прибавлении щелочи происходит связывание ионов водорода и смещение равновесий вправо, ы о Будучи двухосиовиой кислотой, 1!«СО> дает два ряда солей: срсдипе (с аииоиом СО> ) и кислыс (с аииоиом НСО«). Первые называются углекислыми (иначе, карбонптамп), вторые — кислыми углек и с л ы м и (бинпрбонптами). Подобно самим авионам угольной кислоты, большинство ее солей бесцвстио.
Из к а р б о и а т о в наиболее обычных катионов растворимы только соли Ха+, К и >ХН«'. В результате значительного гидролиза растворы их показывают щелочную реакцию. Первые две соли могут быть расплавлены без разложения, а большинство остальных карбоиатов при накаливании распадается иа окиссл соответствующего металла и СО. Под действием сильных кислот все карбоиагы .чсгко разлагаются с образованием соли сильной кислоты, воды и углекислого газа.
Наиболее практически важны ХазСО> (сода), К»СО«(поташ) и СаСО, (известняк, мел). В противоположность большинству карбоиатов все б и к а р б о и а т ы в воде растворимы. Наиболее важной кислой солью угольной кислоты является ХаНСО» («двууглекислая», яли «питьевая» сода).
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
