Himiya (739685), страница 3

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 3)

Електронегативність вуглецю=2,5, електрони хімічних зв’язків можуть зсуватися від атома вуглецю до його партнерів (виникає ступінь окислення +4), а також до атома вуглецю від його партнерів (ступінь окислення –4). Відомі сполуки в яких вуглець має різні промежні ступіні окислення. Найстійкиший ступінь окислення +4.

Більшість його знаходиться у карбонатах (CaCO₃, MgCO₃). Вуглець міститься в органічних речовинах, в тому числі у нафті, вугіллі, сланці, природному газі. Вуглець зустрічається і у вигляді простих речовин – графіту, алмазу.

Відомо кілька алотропічних модифікацій вуглецю: алмаз, графіт, карбін, фулерени.

Вуглець – найтугоплавкіша проста речовина. Зазвичайних умов вуглець малоактивний, при нагріванні вступає в реакції з металами і воднем, виявляючи окиснювальні властивості, у реакіях з киснем, сіркою, оксидами металів та ін. – відновні властивості:

Ca+2C=CaC₂ C+O₂=CO₂

4Al+3C=Al₄C₃ C+2S=CS₂

2H₂+C=CH₄ C+PbO=Pb+CO

З галогенами вууглець безпосередньо не реагує.

Карбіди металів можна розділити на дві групи: карбіди S- (P-) металів і карбіди d – металів. Карбіди першої групи з водою вступають у реакції обміну з утворенням гідроксидів металів і вуглеводнів:

CaC₂+2HOH=Ca(OH)₂+C₂H₂ (HCCH)

Al₄C₃+12HOH=4Al(OH)₃+3CH₄

Карбіди звичайно добувають дією надлику вуглецю на оксиди металів:

CaO+3C=CaC₂+CO

V₂O₅+7C=2VC+5CO

Вуглець утворюють 2 оксиди СО і СО₂. При згоранні вуглець у надлишку кісню утворюється СО₂ С^о+О₂=СО₂, СО₂ припідвищенних иемпературах реагує з вуглецем:

CO₂+C=2CO

При пропусканні парів води кріз шар разжареного коксу утворюється суміш СО і Н₂, які називаються водяним газом:

C+HOH=CO+H₂

СО за звичайних умов поводить себе як несолетвірний оксид, не реагує з водою, розчинами кислов і лугів. Однак при підвищеному тиску пр нагіванні вступає в реакцію із лугами, утворюються солі мурашиної кислоти: Со +NaOH=HCOONa. Для СО характерні відовні властивості:

2CO+O₂=2CO₂ H= -565 кДж.

Fe₂O₃+3CO=2Fe+3CO₂

NiO+CO=Ni+CO₂

Оксиди вуглецю (2) сполучаються із багатьма металами, утворюючи карбоніди:

Fe+5CO=FeCO₅ (карбоніл заліза)

Ni+4CO=Ni(CO)₄ (карбоніл нікелю)

Велике значення має реакція СО з аміаком:

CO+NH₃=HCN+HOH

Дуже отруйна. Повільно розкладаєтсья придії води і кисню. Солі цієї кислоти (NaCN, KCN) називають ціанідами. Оксид вуглецю (4) добувають у промисловості термічним розкладом CaCO₃:

CaCO₃=CaO+CO₂

а у лабораторії – дією соляної кислоти на СаСО₃ в апараті Кіппа:

CaCO₃+2HCl=CaCl₂+HOH+CO₂

СО₂ розчиняється у воді, утворюючи вугільну кислоту:

CO₂+HOH=H₂CO₃

Вугільна кислота нестійка, існує лише у водному розчині, двухосновна. Для перетворення карбонатів у гідрокарбонати можна використати дію вугільної кислоти на карбонати:

CaCO₃+H₂CO₃=Ca(HCO₃)₂

для оборотного переходу – донейтралізація кислої солі:

Ca(HCO₃)₂+Ca(OH)₂=2CaCO₃+2HOH

В зв’язку з тим, що вугільна кислота являєтсья слабкою, карбонати підлягають значному гідролізу. Гідроліз солей лужних металів іде ступінчато і оборотно.

Вуглець і його сполуки дуже важливі для металургії. Вуглець (кокс) використовується як дешевий відновник при отриманні багатьох металів (Zn, Cu, Sn, Pb, Ni, Co і ін). Вуглець – важливий компонент сплавів (чугуна, сталі та ін).

Кремній.

Електронегативність кремнію (1,9) невисока, тому найбільш стійка ступінь окислення +4. Найбільш низька ступінь окислення –4 проявляється в сполуках з активними металами, проміжні ступені окислення (крім 0) – нестійкі.

Кремній одержують в електропечах відновленням SiO₂ коксом:

SiO₂+2C=Si+2CO H=68.9 Дж.

Необхідний для напівпровідників техніки кремній особливої частоти отримують розкладанням його водневих з’єднань, йодиду кремнію або реакції SiCl₄ з чистим цинком.

Кремній – полімер, в реакйії вступає тільки при нагріванні. На відміну від вуглецю не реагує з Н₂, але з’єднується з галогенами:

Si+2Mg=Mg₂Si (Si – окисник)

Si+O₂=SiO₂

Si+2Cl₂=SiCl₄ (Si – відновник)

Сполуки кремнію з металами, силіциди, як і карбіди, можна поділити на дві групи. Солеподібні силіциди S-металів (Mg₂Si, Ca₂Si) легко реагують з кислотами (але не з водою), утворюючи сполуки кремнію з воднем, - сілани:

Mg₂Si+4HCl=2MgCl₂+SiH₄

Силіциди d-металів, які частіш за все мають склад Si_n+H_2n+2. На повітрі сілани самозаймаються:

SiH₄+2O₂=SiO₂+2HOH

при нагріванні розкладаються : SiH₄=Si+2H₂

Оксид кремнію SiO₂ в природі існує у вигляді кварцу (піску), тримідиту, кристоаліту, а також в аморфному стані (опла, агат). SiO₂ – тугоплавкий і хімічно малоактивний, при звичайних температурах. З водою не реагує, свої кислотні властивості проявляє в реакціях з лугами, основними оксидами і деякими солями, які проходять з достатньою швидкістю при підвищених температурах:

2NaOH+SiO₂=NaSiO₃+HOH

Na₂CO₃+SiO₂=Na₂SiO₃+CO₂

З кислотами SiO₂ не реагує, вийняток складає плавикова кислота: SiO₂+4HF=SiF₄+2H₂O.

Кремнієву кислоту можна отримати дією кислоти на розчин Na₂SiO₃. Якщо розчин достатньо розведений, утвориться золь (колоїдний розчин), при великих концентраціях – гель (студень). Ортокремнієва кислота розчинна у воді, слабка, може існувати в дуже розведених розчинах. При підвищенній концентрації виникає поліконденсація.

Найбільш широко використовуються силікати, виробляють міліони тон різних сілікатних матеріалів, в тому числі цеглу, цемент, фарфор, фаянс, скло та ін. Кварцовий пісок являється основною складовою частиною формувальних сумішей в литниковому виробництві, а “рідке скло” Na₂SiO₃ – зв’язуючий матеріал в цих сумішах. Кремній є складовою частиною чугунів та сталей, а також ін. сплавів.

Бор.

Бор – єдиний неметалічний елемент 3 групи. Валентність бору частіш за все тільки =3. Бор дає стійки зв’язки з киснем і галогенами. Зв’язки В-В і В-Н менш стійкі. В цьому подібність с кремнієм (діагональна подібність). Дя бору характерний ступінь окислення +3.

Основні його мінерали борати кальцію та магнію, а також бура Na₂B₄O₇ и борна кислота H₃BO₃.

Бор отримують відновленням B₂O₃ магнієм:

3Mg+B₂O₃=3MgO+2B

Крім того, як і для кремнію використовують термічний розклад сполук бору з воднем та йодом.

Бор – полімерна речовина, взвичайних умовах реагує тільки з фтором, при нагрівані з’єднюється з металами, а також з киснем, галогенами та навіть з азотом. З воднем не реагує:

Mg+2B=MgB₂

4B+3O₂=2B₂O₃

2B+3Cl₂=2BCl₃

В сполуках бору з металами переважає металічний зв’язок. Більш активні бориди S –металів, які реагують з кислотами:

3MgB₂+6HCl=3MgCl₂+B₂H₆+4b

Найпростішої сполуки ВН₃ в звичайних умовах не існує, підлягає димерізації.

Бороводні мало стійкі, при нагіванні легко розкладаються на бор і водень, дуже активні, на повітрі самозагоряються: В₂Н₆+3О₂=В₂О₃+3Н₂О.

Оксид бору має кислотні властивості, з’єднується з водою, утворюючи ортоборну кислоту:

B₂O₃+3HOH=2H₃BO₃

Ортоборна кислота розчина у воді. Дуже слабка, тому при дії лугів не утворює солей типу М₃ВО₃, а утворює солі більш сильної тетроборної кислоти:

2NaOH+4H₃BO₄=Na₂B₄O₇+7HOH

Тетроборат натрію може далі реагувати з лугами та основними оксидами:

Na₂B₄O₇+2NaOH=HOH+4NaBO₂

Na₂B₄O₇+CoO=2NaBO₂+Co(BO₂)₂

При дії на бор азотом або аміаком утворюєтсья нітрид бору BN. Бор використовують як легуючу добавку до сплавів. Бор використовують при пайці та зварюванні.

15

Характеристики

Список файлов реферата