Углерод плюс азот уравнение реакции

Углерод

Положение в периодической системе химических элементов

Углерод расположен в главной подгруппе IV группы (или в 14 группе в современной форме ПСХЭ) и во втором периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение углерода

Электронная конфигурация углерода в основном состоянии :

+6С 1s 2 2s 2 2p 2 1s 2s 2p

Электронная конфигурация углерода в возбужденном состоянии :

+6С * 1s 2 2s 1 2p 3 1s 2s 2p

Атом углерода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 1 неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии и 4 неспаренных электрона в возбужденном энергетическом состоянии.

Степени окисления атома углерода — от -4 до +4. Характерные степени окисления -4, 0, +2, +4.

Физические свойства

Углерод в природе существует в виде нескольких аллотропных модификаций: алмаз, графит, карбин, фуллерен.

Алмаз — это модификация углерода с атомной кристаллической решеткой. Алмаз — самое твердое минеральное кристаллическое вещество, прозрачное, плохо проводит электрический ток и тепло. Атомы углерода в алмазе находятся в состоянии sp 3 -гибридизации.

Графит — это аллотропная модификация, в которой атомы углерода находятся в состоянии sp 2 -гибридизации. При этом атомы связаны в плоские слои, состоящие из шестиугольников, как пчелиные соты. Слои удерживаются между собой слабыми связями. Это наиболее устойчивая при нормальных условиях аллотропная модификация углерода.

Графит — мягкое вещество серо-стального цвета, с металлическим блеском. Хорошо проводит электрический ток. Жирный на ощупь.

Карбин — вещество, в составе которого атомы углерода находятся в sp-гибридизации. Состоит из цепочек и циклов, в которых атомы углерода соединены двойными и тройными связями. Карбин — мелкокристаллический порошок серого цвета.

[=C=C=C=C=C=C=]_n или [–C≡C–C≡C–C≡C–]_n

Фуллерен — это искусственно полученная модифицикация углерода. Молекулы фуллерена — выпуклые многогранники С₆₀, С₇₀ и др. Многогранники образованы пяти- и шестиугольниками, в вершинах которых расположены атомы углерода.

Фуллерены — черные вещества с металлическим блеском, обладающие свойствами полупроводников.

В природе углерод встречается как в виде простых веществ (алмаз, графит), так и в виде сложных соединений (органические вещества — нефть, природные газ, каменный уголь, карбонаты).

Качественные реакции

Качественная реакция на карбонат-ионы CO₃ 2- — взаимодействие солей-карбонатов с сильными кислотами . Более сильные кислоты вытесняют угольную кислоту из солей. При этом выделяется бесцветный газ, не поддерживающий горение – углекислый газ.

Например , карбонат кальция растворяется в соляной кислоте:

Видеоопыт взаимодействия карбоната кальция с соляной кислотой можно посмотреть здесь.

Качественная реакция на углекислый газ CO₂ – помутнение известковой воды при пропускании через нее углекислого газа:

При дальнейшем пропускании углекислого газа осадок растворяется, т.к. карбонат кальция под действием избытка углекислого газа переходит в растворимый гидрокарбонат кальция:

Видеоопыт взаимодействия гидроксида кальция с углекислым газом (качественная реакция на углекислый газ) можно посмотреть здесь.

Углекислый газ СО₂ не поддерживает горение . Угарный газ CO горит голубым пламенем.

Соединения углерода

Основные степени окисления углерода — +4, +2, 0, -1 и -4.

Наиболее типичные соединения углерода:

Химические свойства

При нормальных условиях углерод существует, как правило, в виде атомных кристаллов (алмаз, графит), поэтому химическая активность углерода — невысокая.

1. Углерод проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому углерод реагирует и с металлами , и с неметаллами .

1.1. Из галогенов углерод при комнатной температуре реагирует с фтором с образованием фторида углерода:

1.2. При сильном нагревании углерод реагирует с серой и кремнием с образованием бинарного соединения сероуглерода и карбида кремния соответственно:

C + 2S → CS₂

C + Si → SiC

1.3. Углерод не взаимодействует с фосфором .

При взаимодействии углерода с водородом образуется метан. Реакция идет в присутствии катализатора (никель) и при нагревании:

1.4. С азотом углерод реагирует при действии электрического разряда, образуя дициан:

2С + N₂ → N≡C–C≡N

1.5. В реакциях с активными металлами углерод проявляет свойства окислителя. При этом образуются карбиды:

2C + Ca → CaC₂

1.6. При нагревании с избытком воздуха графит горит , образуя оксид углерода (IV):

при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C + O₂ → 2CO

Алмаз горит при высоких температурах:

Горение алмаза в жидком кислороде:

Графит также горит:

Графит также горит, например, в жидком кислороде:

Графитовые стержни под напряжением:

2. Углерод взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Раскаленный уголь взаимодействует с водяным паром с образованием угарного газа и водорода:

C 0 + H₂ + O → C +2 O + H₂ 0

2.2. Углерод восстанавливает многие металлы из основных и амфотерных оксидов . При этом образуются металл и угарный газ. Получение металлов из оксидов с помощью углерода и его соединений называют пирометаллургией.

Например , углерод взаимодействует с оксидом цинка с образованием металлического цинка и угарного газа:

ZnO + C → Zn + CO

Также углерод восстанавливает железо из железной окалины:

4С + Fe₃O₄ → 3Fe + 4CO

При взаимодействии с оксидами активных металлов углерод образует карбиды.

Например , углерод взаимодействует с оксидом кальция с образованием карбида кальция и угарного газа. Таким образом, углерод диспропорционирует в данной реакции:

3С + СаО → СаС₂ + СО

2.3. Концентрированная серная кислота окисляет углерод при нагревании. При этом образуются оксид серы (IV), оксид углерода (IV) и вода:

2.4. Концентрированная азотная кислотой окисляет углерод также при нагревании. При этом образуются оксид азота (IV), оксид углерода (IV) и вода:

2.5. Углерод проявляет свойства восстановителя и при сплавлении с некоторыми солями , в которых содержатся неметаллы с высокой степенью окисления.

Например , углерод восстанавливает сульфат натрия до сульфида натрия:

Карбиды

Карбиды – это соединения элементов с углеродом . Карбиды разделяют на ковалентные и ионные в зависимости от типа химической связи между атомами.

Это соединения с металлами, при гидролизе которых образуется пропин

Например : Mg₂C₃

Пропиниды разлагаются водой или кислотами с образованием пропина и гидроксида или соли

Например:

Все карбиды проявляют свойства восстановителей и могут быть окислены сильными окислителями .

Например , карбид кремния окисляется концентрированной азотной кислотой при нагревании до углекислого газа, оксида кремния (IV) и оксида азота (II):

Оксид углерода (II)

Строение молекулы и физические свойства

Оксид углерода (II) («угарный газ») – это газ без цвета и запаха. Сильный яд. Небольшая концентрация угарного газа в воздухе может вызвать сонливость и головокружение. Большие концентрации угарного газа вызывают удушье.

Строение молекулы оксида углерода (II) – линейное. Между атомами углерода и кислорода образуется тройная связь, за счет дополнительной донорно-акцепторной связи:

Способы получения

В лаборатории угарный газ можно получить действием концентрированной серной кислоты на муравьиную или щавелевую кислоты:

НСООН → CO + H₂O

В промышленности угарный газ получают в газогенераторах при пропускании воздуха через раскаленный уголь:

CO₂ + C → 2CO

Еще один важный промышленный способ получения угарного газа — паровая конверсия метана. При взаимодействии перегретого водяного пара с метаном образуется угарный газ и водород:

Также возможна паровая конверсия угля:

C 0 + H₂ + O → C +2 O + H₂ 0

Угарный газ в промышленности также можно получать неполным окислением метана:

Химические свойства

Оксид углерода (II) – несолеобразующий оксид . За счет углерода со степенью окисления +2 проявляет восстановительные свойства.

1. Угарный газ горит в атмосфере кислорода . Пламя окрашено в синий цвет:

2. Оксид углерода (II) окисляется хлором в присутствии катализатора или под действием света с образованием фосгена. Фосген – ядовитый газ.

3. Угарный газ взаимодействует с водородом при повышенном давлении . Смесь угарного газа и водорода называется синтез-газ. В зависимости от условий из синтез-газа можно получить метанол, метан, или другие углеводороды.

Например , под давлением больше 20 атмосфер, при температуре 350°C и под действием катализатора угарный газ реагирует с водородом с образованием метанола:

4. Под давлением оксид углерода (II) реагирует с щелочами. При этом образуется формиат – соль муравьиной кислоты.

Например , угарный газ реагирует с гидроксидом натрия с образованием формиата натрия:

CO + NaOH → HCOONa

5. Оксид углерода (II) восстанавливает металлы из оксидов .

Например , оксид углерода (II) реагирует с оксидом железа (III) с образованием железа и углекислого газа:

Оксиды меди (II) и никеля (II) также восстанавливаются угарным газом:

СО + CuO → Cu + CO₂

СО + NiO → Ni + CO₂

6. Угарный газ окисляется и другими сильными окислителями до углекислого газа или карбонатов.

Например , пероксидом натрия:

Оксид углерода (IV)

Строение молекулы и физические свойства

Оксид углерода (IV) (углекислый газ) — газ без цвета и запаха. Тяжелее воздуха. Замороженный углекислый газ называют также «сухой лед». Сухой лед легко подвергается сублимации — переходит из твердого состояния в газообразное.

Смешивая сухой лед и различные вещества, можно получить интересные эффекты. Например, сухой лед в пиве:

Углекислый газ не горит, поэтому его применяют при пожаротушении.

Молекула углекислого газа линейная , атом углерода находится в состоянии sp-гибридизации, образует две двойных связи с атомами кислорода:

Обратите внимание! Молекула углекислого газа не полярна. Каждая химическая связь С=О по отдельности полярна, а вся молекула не будет полярна. Объяснить это очень легко. Обозначим направление смещения электронной плотности в полярных связях стрелочками (векторами):

Теперь давайте сложим эти векторы. Сделать это очень легко. Представьте, что атом углерода — это покупатель в магазине. А атомы кислорода — это консультанты, которые тянут его в разные стороны. В данном опыте консультанты одинаковые, и тянут покупателя в разные стороны с одинаковыми силами. Несложно увидеть, что покупатель двигаться не будет ни влево, ни вправо. Следовательно, сумма этих векторов равна нулю. Следовательно, полярность молекулы углекислого газа равна нулю.

Способы получения

В лаборатории углекислый газ можно получить разными способами:

1. Углекислый газ образуется при действии сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты металлов. При этом взаимодействуют с кислотами и нерастворимые карбонаты, и растворимые.

Например , карбонат кальция растворяется в соляной кислоте:

Видеоопыт взаимодействия карбоната кальция с соляной кислотой можно посмотреть здесь.

Еще один пример : гидрокарбонат натрия реагирует с бромоводородной кислотой:

2. Растворимые карбонаты реагируют с растворимыми солями алюминия, железа (III) и хрома (III) . Карбонаты трехвалентных металлов необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: хлорид алюминия реагирует с карбонатом калия. При этом выпадает осадок гидроксида алюминия, выделяется углекислый газ и образуется хлорид калия:

3. Углекислый газ также образуется при термическом разложении нерастворимых карбонатов и при разложении растворимых гидрокарбонатов.

Например , карбонат кальция разлагается при нагревании на оксид кальция и углекислый газ:

Химические свойства

Углекислый газ — типичный кислотный оксид . За счет углерода со степенью окисления +4 проявляет слабые окислительные свойства .

1. Как кислотный оксид, углекислый газ взаимодействует с водой . Реакция очень сильно обратима, поэтому мы считаем, что в реакциях угольная кислота распадается почти полностью при образовании.

2. Как кислотный оксид, углекислый газ взаимодействует с основными оксидами и основаниями . При этом углекислый газ реагирует только с сильными основаниями (щелочами) и их оксидами . При взаимодействии углекислого газа с щелочами возможно образование как кислых, так и средних солей.

Например , гидроксид калия взаимодействует с углекислым газом. В избытке углекислого газа образуется кислая соль, гидрокарбонат калия:

При избытке щелочи образуется средняя соль, карбонат калия:

Помутнение известковой воды — качественная реакция на углекислый газ:

Видеоопыт взаимодействия гидроксида кальция (известковая вода) с углекислым газом можно посмотреть здесь.

3. Углекислый газ взаимодействует с карбонатами . При пропускании СО₂ через раствор карбонатов образуются гидрокарбонаты.

Например , карбонат натрия взаимодействует с углекислым газом. В избытке углекислого газа образуется кислая соль, гидрокарбонат натрия:

4. Как слабый окислитель, углекислый газ взаимодействует с некоторыми восстановителями .

Например , углекислый газ взаимодействует с углеродом с образованием угарного газа:

CO₂ + C → 2CO

Магний горит в атмосфере углекислого газа:

Видеоопыт взаимодействия магния с углекислым газом можно посмотреть здесь.

Поэтому углекислый газ нельзя применять для пожаротушения горящего магния.

Углекислый газ взаимодействует с пероксидом натрия. При этом пероксид натрия диспропорционирует:

Карбонаты и гидрокарбонаты

При нагревании карбонаты (все, кроме карбонатов щелочных металлов и аммония) разлагаются до оксида металла и оксида углерода (IV).

Карбонат аммония при нагревании разлагается на аммиак, воду и углекислый газ:

Гидрокарбонаты при нагревании переходят в карбонаты:

Качественной реакцией на ионы СО₃ 2─ и НСО₃ − является их взаимодействие с более сильными кислотами , последние вытесняют угольную кислоту из солей, а та разлагается с выделением СО₂.

Например , карбонат натрия взаимодействует с соляной кислотой:

Гидрокарбонат натрия также взаимодействует с соляной кислотой:

NaHCO₃ + HCl → NaCl + CO₂ ↑ + H₂O

Гидролиз карбонатов и гидрокарбонатов

Растворимые карбонаты и гидрокарбонаты гидролизуются по аниону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. чуть-чуть:

Однако карбонаты и гидрокарбонаты алюминия, хрома (III) и железа (III) гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Видео:Углерод - Самый СТРАННЫЙ химический Элемент!Скачать

Углерод плюс азот уравнение реакции

Углерод

Углерод – основная составная часть всех организмов, встречается как в свободном виде (алмаз, графит), так и в связанном состоянии (СО₂, карбонаты, уголь, нефть, природный газ). Минералы: магнезит MgСО₃, кальцит (известковый шпат, известняк, мел, мрамор) CaСО₃, доломит CaСО₃·MgСО₃.

Аллотропные модификации – алмаз, графит, карбин.

Алмаз – бесцветное, прозрачное, кристаллическое вещество с очень высоким преломлением света. Показатели преломления для световых волн различных длин в алмазе сильно различаются, поэтому видимый свет разлагается в спектр. Алмаз – самый твёрдый, но хрупкий минерал, шлифуется только собственным порошком. После огранки и шлифовки получают бриллианты, массу которых выражают в каратах(1 карат – 200).

Структура алмаза отвечает sp 3 -гибридизации орбиталей атомов углерода. Каждый атом углерода имеет 4 σ –связи и тетраэдрически окружён четырьмя такими же атомами углерода.

Графит – тёмно-серое, мягкое вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь, хорошо проводит тепло, обладает электрической проводимостью. У графита слоистая структура. Атомы углерода расположены отдельными слоями, образованными из плоских шестиугольников. В слое sp 2 -гибридизация орбиталей атомов углерода. Слои связаны друг с другом слабыми силами, поэтому графит легко расслаивается на чешуйки.

Карбин – чёрный мелкокристаллический порошок, имеет структуру параллельно расположенных линейных цепей с sp-гибридизацией орбиталей атомов углерода с двойными связями.

При нагревании до 800 0 С карбин превращается в графит.

Амфотерный углерод (сажа) – мелкий графитовый порошок, образуется при неполном сгораний соединений углерода. Применяют в качестве наполнителя для резин.

Химические свойства углерода

При обычной температуре инертен, при нагревании 800-900 0 С взаимодействует с О₂, N₂, Si, S, металлами:

2С + N₂=(СN)₂ циан – ядовитый газ

С + Si = SiС карбид Si(карборунд)

Оксиды углерода

СО (ΙΙ) (угарный газ) – бесцветный газ без запаха, мало растворим в воде, очень ядовит. Угарным газом называется потому, что образует с железом гемоглобина крови прочное комплексное соединение, препятствующее переносу кислорода.

Получают при неполном окислении углерода:

1. 2С + О₂ = 2СО
2. из муравьиной кислоты, используя водоотнимающие вещества

1. восстановлением диоксида углерода

1. восстановлением водяного пара раскалённым коксом

Молекула СО имеет строение:

Третья связь образована по донорно-акцепторному механизму (кислород – донор электронной пары, углерод – акцептор).

СО обладает свойствами сильного восстановителя. При высоких температурах СО восстанавливает оксиды металлов:

Cu + СО = CuО + СО₂

С некоторыми окислителями СО взаимодействует при небольшом нагревании:

СО + Cl₂ = COCl фосген – ядовит

СО + S = COS тиооксид углерода

В присутствии катализатора при высоких температурах и давлении СО взаимодействует с H₂:

С NH₃ с образованием циановодорода:

При высоких температурах и давлениях СО взаимодействует с d-элементами, например, железом и никелем с образованием комплексных соединений, которые называются карбонилами:

5СО + Fe = [Fe(CO)₅] — пентакарбонил железа

4СО + Ni = [Ni(CO)₄] — тетракарбонил никеля

Это бесцветные легко испаряющиеся жидкости, ядовиты. При термическом разложении карбонилов получаются особо чистые металлы.

СО₂ (ΙV) (углекислый газ) – бесцветный газ со слабым кислым вкусом и запахом, в 1,5 раза тяжелее воздуха.

(Опыты: «переливание» из сосуда в сосуд; тушение пламени)

При 20 0 С под давлением 5МПа (≈ 50 атм.) СО₂ сжижается. Испарение жидкого СО₂ приводит к охлаждению и образованию твёрдого диоксида углерода снегоподобной массы («сухой лёд»).

Получают в лабораторных условиях:

В промышленности: обжиг известняка:

СО₂ проявляет слабые окислительные свойства, взаимодействует только с очень сильными восстановителями:

СО₂ + 2Mg = 2MgO + C (опыт)

СО₂ – кислотообразующий оксид:

СО₂ используется в огнетушителях, для приготовления газированных напитков, как охлаждающий агент («сухой лёд» и его смеси).

Угольная кислота H₂CO₃

СО₂ мало растворим в воде. В водном растворе имеет место равновесие:

Диссоциация в основном идёт по Ι ступени.

Равновесие сильно смещено влево. Кислота слабая, являясь двухосновной, образует два ряда солей: гидрокарбонаты и карбонаты.

Соли H₂CO₃ получаются при взаимодействии СО₂ со щелочами:

При избытке СО₂ – гидрокарбонат:

Карбонаты и гидрокарбонаты щелочных металлов и аммония растворимы, остальные – нерастворимы. Карбонаты могут растворяться при взаимодействии с диоксидом углерода:

Гидрокарбонаты и карбонаты термически неустойчивы:

Соединения углерода с серой

Сероуглерод (дисульфид углерода) СS₂ , получают из метана:

С S ₂ – бесцветный, летуч, не растворяется в воде, ядовит, горит:

При взаимодействии с сульфидами образуются тиокарбонаты:

СS₂ + K₂S = K₂СS₃ (инсектицид при борьбе с насекомыми)

При действии на тиокарбонаты кислот образуется неустойчивая тиоугольная кислота:

Соединения с галогенами

Галогениды нельзя получить непосредственным соединением углерода с галогенами, а только косвенным путём, например, СCl₄ (тетрахлорид углерода, четырёххлористый углерод) можно получить хлорированием метана, но большое распространение получило хлорирование сероуглерода:

В ряду СF₄ – CCl₄ – CBr₄ – CI₄ устойчивость галогенидов углерода уменьшается, а химическая активность их возрастает.

С Cl ₄ – бесцветная тяжёлая, негорючая жидкость, растворяет смолы, жиры, лаки.

С F ₄ – бесцветный газ с низкими температурами кипения (-128 0 С) и плавления (-184 0 С), химически инертен, используется в качестве фреона.

Смешанные галогениды типа СF₂Cl₂ с F₃Cl и другие используют в качестве фреонов (-это жидкости с очень низкой температурой кипения или газы, легко превращающиеся в жидкости – в холодильной технике).

Соединения углерода с азотом

также циан можно получить:

Взаимодействует со щелочами:

Растворяется в воде: (гидролиз С₂N₂ на первой ступени)

HCN – циановодород (синильная кислота) – бесцветная жидкость с характерным запахом горького миндаля, t_кип=+26 0 С, очень ядовит. Смертельная доза – 50 мг. HCN, продолжительность действия – несколько секунд, циановодород блокирует дыхательные ферменты и вызывает удушье, хорошо растворяется в воде, водный раствор называется циановодородная (синильная) кислота, слабая. Соли – цианиды, цианиды щелочных металлов хорошо растворимы в воде, относятся к сильнейшим ядам (смертельная доза – 150 мг.). При хранении во влажном воздухе переходит в карбонаты с выделением HCN:

Цианиды используются для получения комплексных соединений:

жёлтая кровяная соль

K₃[Fe(CN)₆] – красная кровяная соль

HCNO – циановая кислота (H-O-C≡N) – летучая (t_кип=25 0 С), неустойчивая жидкость (её водный раствор представляет собой весьма сильную кислоту pK 3,53)

Другая форма –HONC− гремучая кислота (H-O-N≡C:).

Очень неустойчива, при ударе взрывается, её соли – фульминаты – взрывчатые вещества. Например, фульминат ртути (гремучая ртуть) взрывается при ударе и применяется в качестве детонатора. Его разложение сопровождается выделением газообразных веществ:

Тиоциановая кислота

При взаимодействии цианидов с серой образуются соли тиоциановой кислоты – роданиды.

Родановодород получают по уравнению:

Тиоцианат калия KCNS – реагент на Fe 3+ , с которыми образует тиоцианатные комплексы Fe(ΙΙΙ), Fe(CNS)₃ – имеющий красную окраску.

Применение углерода и его соединений

Алмаз – при изготовлении режущего и бурового инструмента; графит служит основой огнеупорных, электродных материалов; карборунд – для изготовления огнеупорных плит, муфелей; CO ₂ – для получения соды, мочевины, при производстве сахара, пива; активированный уголь – в медицине, в противогазах.

Германий, олово, свинец

В природе олово и свинец обычно встречаются в виде: SnO₂ – кассетерит, PbS – свинцовый блеск. Германий собственных руд не имеет, встречается с рудами цинка, олова, свинца. Олово и свинец получают пирометаллургическим способом: олово — непосредственно восстановлением углеродом из оксида, свинец — обжигом сульфида в кислороде, с последующим восстановлением оксидом углерода (II) до металла. Германий получают более сложным способом: вначале получают четыреххлористый германий GeCl₄ , который растворяют в воде и получают оксид германия, из которого водородом восстанавливают германий:

Германий и олово – белые блестящие металлы на воздухе окисляются слабо. Свинец – серого цвета за счет пленки оксида. Олово полиморфно. При температуре > +13 о С устойчива β-модификация. С понижением температуры β-олово переходит в α- модификацию. Этот переход начинается при +13 о С и очень быстро протекает при -33 о С, в результате олово превращается в порошок. Это явление носит название “оловянная чума”.

Химические свойства

1. Характерные степени окисления в соединениях для Ge +4; для Sn +4,+2; для Pb +2.

2. При нагревании реагируют с кислородом, серой, хлором, не реагируют с водородом, углеродом, азотом.

3.Германий и олово с водой не взаимодействуют. Свинец медленно растворяется в воде:

4. В ряду активности Ge стоит между Cu и Ag, т.е. после водорода, а Sn и Pb до водорода. Олово взаимодействуя с разбавленными кислотами вяло вытесняет водород:

Аналогичные реакции со свинцом практически не идут, т.к. PbCl₂ и PbSO₄ плохо растворимы.

Свинец и олово взаимодействуют с разбавленной азотной кислотой (в концентрированной cвинец пассивируется):

Олово и германий взаимодействуют с концентрированной азотной кислотой:

5. Все три элемента взаимодействуют со щелочами (германий в присутствии окислителя):

6. С кислородом Ge, Sn, Pb дают два ряда оксидов и гидроксидов (валентности II и IV).

GeO, SnO – черные тугоплавкие порошки, PbO – желтый порошок (свинцовый глет). Все три оксида не растворимы в воде, взаимодействуют с кислотами и щелочами:

аналогично идут реакции с германием и свинцом и соли анионного типа носят названия: “германит”, “станнит”, “плюмбит», т.е. это соли германистой, оловянистой и свинцовистой кислот.

7. Гидроксиды (II) получают взаимодействием соли со щелочью:

При избытке щелочи гидроксиды, выпавшие в осадок растворяются:

В ряду Ge(OH)₂ — Sn(OH)₂ — Pb(OH)₂ основные свойства усиливаются.

Гидролиз солей анионного типа идет практически необратимо:

Соли катионного типа гидролизуются только по I ступени, т.к. получающиеся основные соли выпадают в осадок:

8. Оксиды GeO₂, SnO₂ – тугоплавкие белые вещества, PbO₂ – коричневого цвета. Оксиды германия и олова получают окислением металла в кислороде при нагревании. Оксид свинца PbO₂ можно получить по реакции:

Все три оксида проявляют амфотерные свойства, но кислотная функция у них выражена сильнее, чем у оксидов в низшей степени окисления. Существует смешанный оксид свинца Pb₃O₄ – свинцовый сурик, нерастворимый в воде порошок красивого ярко-оранжевого цвета. При взаимодействии этого оксида с разбавленной азотной кислотой образуются двухвалентный нитрат свинца и диоксид свинца:

Это взаимодействие подтверждает, что Pb₃O₄ можно рассматривать как смесь 2PbO + PbO₂.

9. Гидроксиды (IV) можно получить при действии на соли четырехвалентных металлов щелочью:

10. Гидроксиды (IV) амфотерны:

Соли анионного типа носят название “германаты”, “станнаты”, “плюмбаты”.

11. Соединения с серой получают как непосредственным взаимодействием простых веществ, так и при пропускании сероводорода через растворы солей:

Германий и олово дают сульфиды и дисульфиды, свинец дисульфидов не образует. Дисульфиды образуют тиосоединения:

Ge – как полупроводниковый материал,

Sn и Pb в основном в виде сплавов (бронзы, баббиты),

Sn – в качестве защитного покрытия от коррозии,

Pb(C₂H₅)₄ (тетраэтилсвинец) – добавка в бензин (антидетонатор).

Тема. Побочная подгруппа IV группы

Элементы побочной подгруппы IV группы — типичные металлы. Химически наиболее активен титан. Цирконий и гафний менее активны.

В природе встречаются в виде минералов: FeTiO₃ – ильменит, TiO₂ – рутил, ZrSiO₄ – циркон. Hf своих руд не имеет, встречается в рудах циркония, железа, марганца.

Ti получают пирометаллургическим способом из TiCl₄ или TiO₂:

TiO₂ + 2Mg = Ti + 2MgO

Очистка титана от примесей обычно проводится газотранспортным методом:

Цирконий и гафний получают электролизом расплавов их солей.

Чистые металлы вязкие, ударопрочные, с высокими температурами плавления (Ti – 1700 о С, Zr – 1900 о С, Hf – 2200 о С). Ti относится к легким металлам, плотность его 4,5 г/см 3 .

Химические свойства

1. Характерные степени окисления в соединениях для Ti +4,+3; для Zr и Hf +4. При нагревании все три элемента активно взаимодействуют с различными неметаллами:

Нитриды циркония очень твердые, имеют высокую температуру плавления. Используются в качестве покрытия бурильных коронок.

Карбиды (TiC, ZrC, HfC) – сталеподобные вещества, устойчивые к химическим воздействиям.

2. С кислотами Ti, Zr и Hf взаимодействуют плохо. Лишь титан растворяется в азотной кислоте:

Цирконий и гафний легко взаимодействуют только с “царской водкой”:

3. Оксиды TiO₂ – амфотерный, ZrO₂ – слабоамфотерный, HfO₂ – основный могут быть получены при нагревании металлов в атмосфере кислорода или на воздухе. Это тугоплавкие белые порошки, при сплавлении со щелочью образуют соли анионного типа — титанаты и цирконаты. Для гафния аналогичные соли не получены.

4. При взаимодействии с серной кислотой оксиды образуют соответствующие сульфаты, которые быстро гидролизуются до сульфата титанила, цирконила, гафнила:

У амфотерного TiO₂ более выражена кислотная функция. Соответствующая ему метатитановая кислота H₂TiO₃ существует в двух модификациях α и β. Общая формула титановых кислот xTiO₂ · yH₂O.

Применение. Титан – третий по значимости (после железа и алюминия) конструкционный материал. Титан применяется в виде сплавов в корабле-, ракето-, машиностроении. Цирконий и гафний применяются в ядерном реакторостроении (цирконий для оболочек тепловыделяющих элементов, гафний – регулирующие стержни для поглощения нейтронов при работе реактора).

Тема. V ГРУППА Главная подгруппа

Общая электронная формула . ns 2 p 3 .

Для азота известны соединения, в которых он проявляет степени окисления -3, -2, -1, -1/3, +1, +2, +3, +4, +5. Причем, азот довольно легко переходит из одной степени окисления в другую.

Для фосфора, мышьяка и сурьмы характерны степени окисления +5, +3, -3. Для висмута – только +3; соединения Bi (+5) – очень сильные окислители.

Азот, фосфор, мышьяк – типичные неметаллы. Сурьма – полуметалл. Висмут – типичный металл.

Азот

Большая часть азота в природе находится в свободном состоянии. 78% (по объему) воздуха приходится на долю молекулярного азота N₂. Входит в состав селитр, необходимая составная часть белка, поэтому входит в состав всех живых организмов.

В промышленности азот получают ректификацией воздуха, т.е. при высоком давлении и низкой температуре сжижают воздух. Затем, повышая температуру, фракционно испаряют сжиженный воздух. Первой выкипающей фракцией при -196 о С является азот. Молекулярный азот не имеет запаха и вкуса, малорастворим в воде, очень инертен.

Химические свойства

1. Все реакции N₂ с металлами (кроме реакции с литием) идут при довольно сильном нагревании. Исключением является взаимодействие азота с литием, которое начинается уже при комнатной температуре:

Соединения азота с металлами носят название нитриды. Нитриды активных металлов разлагаются водой:

Нитриды тяжелых металлов входят в состав сплавов, повышая их прочность и коррозионную стойкость.

2. С неметаллами азот взаимодействует только при высоких температурах и обратимо. Равновесие как правило сдвинуто влево:

Реакция получения аммиака имеет большое практическое значение, т.к. аммиак является важным сырьем для химической промышленности. Его синтез идет при давлении 300-500 атм (для смещения равновесия вправо), температуре 400-550 о С, в присутствии железо-никелевого катализатора. В лабораторных условиях аммиак можно получить из хлорида аммония:

Аммиак – ядовитый газ с резким запахом. При -38 о С сжижается. Жидкий аммиак – полярный растворитель, имеющий ряд необычных свойств.

Аммиак очень хорошо растворим в воде: при 20 о С в 1 литре воды можно растворить до 800 литров NH₃, а при 0 о С – около 1200 литров. Молекулы аммиака и воды образуют довольно прочные водородные связи, часть из них соединяются в малоустойчивый гидрат NH₃×H₂O, который в водном растворе диссоциирует как слабое основание (NH₄OH):

NH₄ + – ион аммония. Все соли аммония прекрасно растворимы в воде.

Для аммиака характерны реакции присоединения, окислительно-восстановительные и замещения.

а) Реакции присоединения:

б) Окислительно-восстановительные реакции:

в) Реакции замещения:

3. Наиболее практически важным продуктом частичного окисления аммиака является гидразин (N₂H₄),образующийся при взаимодействии аммиака с перхлоратом натрия:

Как видно из уравнения, под действием окислителя каждая молекула аммиака теряет один атом водорода, а оставшиеся радикалы -NH₂ соединяются друг с другом. Следовательно, структурная формула гидразина будет: H₂N-NH₂. Это бесцветная жидкость, дымящая на воздухе и смешивающаяся с водой в любых соотношениях. Пары гидразина сгорают на воздухе фиолетовым пламенем:

На этой реакции основано использование гидразина в качестве ракетного топлива.

N₂O – оксид азота (I) (закись азота, «веселящий газ») может быть получен разложением нитрата аммония по уравнению:

При 168 о С NH₄NO₃ плавится, при 190 о С начинает разлагаться, выше 300 о С распад может протекать с взрывом. N₂O – несолеобразующий оксид, бесцветный газ со слабым приятным запахом и сладковатым вкусом, довольно хорошо растворим в воде. При нагревании может проявлять окислительные свойства, не ядовит, наркотик.

NO – оксид азота (II) получается в природе при грозовых разрядах. В лабораторных условиях можно получить действием на медь разбавленной азотной кислотой:

NO – несолеобразующий оксид. Бесцветный газ, малорастворимый в воде. Ядовит. Легко окисляется на воздухе до NO₂. Проявляет восстановительные и окислительные свойства, восстановительная функция выражена сильнее.

N₂O₃ – оксид азота (III) получается в виде синей жидкости в ходе обратимой реакции между NO и NO₂, при t = -20 о С — -30 о С:

При комнатной температуре неустойчив, разлагается на NO и NO₂. При растворении в воде образует слабую азотистую кислоту HNO₂. Как азотистая кислота, так и ее соли неустойчивы и уже на воздухе окисляются до нитратов. Соли и кислота обладают окислительно-восстановительными свойствами:

Соли азотистой кислоты используются в производстве взрывчатки, красок, в пищевой промышленности (KNO₂ – для сохранения цвета мясных продуктов).

NO₂ – оксид азота (IV) очень ядовитый газ бурого цвета, склонен образовывать димеры состава N₂O₄. Сильный окислитель. В лабораторных условиях можно получить действием на медь концентрированной азотной кислотой:

N₂O₅ – оксид азота (V) получается при обезвоживании азотной кислоты оксидом фосфора (V):

N₂O₅ — твердое белое вещество, при ударе взрывается. Растворяясь в воде, образует азотную кислоту.

Азотная кислота

В промышленности азотную кислоту получают в три этапа:

Азотная кислота и ее соли – сильные окислители.

HNO₃ в отличии от других кислот никогда не взаимодействует с металлами с выделением молекулярного водорода H₂. В зависимости от концентрации кислоты и активности металла продуктами восстановления азотной кислоты могут быть NO₂, NO, N₂O, N₂, NH₃(NH₄NO₃). Чем менее активен металл и чем большую концентрацию имеет HNO₃, тем более вероятно образование NO₂ (или NO):

Чем более активен металл и чем меньшую концентрацию имеет HNO₃, тем более вероятно образование N₂O, N₂, NH₃ (NH₄NO₃):

Концентрированная азотная кислота взаимодействует и с неметаллами. При этом образуются оксиды NO₂ и NO (так как неметаллы – слабые восстановители), а сами неметаллы как правило окисляются до высших кислот или высших оксидов:

Видео:Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Углерод

Углерод

Углерод — неметаллический элемент IV группы периодической таблицы Д.И. Менделеева, является важнейшей частью всех органических веществ в природе.

Общая характеристика элементов IVa группы

От C к Pb (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Из элементов IVа группы углерод и кремний относятся к неметаллам, германий, олово и свинец — металлы.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns 2 np 2 :

• C — 2s 2 2p 2
• Si — 3s 2 3p 2
• Ge — 4s 2 4p 2
• Sn — 5s 2 5p 2
• Pb — 6s 2 6p 2

Природные соединения

В природе углерод встречается в виде следующих соединений:

• Аллотропных модификаций — графит, алмаз, фуллерен
• MgCO₃ — магнезит
• CaCO₃ — кальцит (мел, мрамор)
• CaCO₃*MgCO₃ — доломит

Получение

Углерод получают в ходе пиролиза углеводородов (пиролиз — нагревание без доступа кислорода). Также применяется получение углеродистых соединений: древесины и каменного угля.

Химические свойства

• Реакции с неметаллами

При нагревании углерод реагирует со многими неметаллами: водородом, кислородом, фтором.

2С + O₂ → (t) 2CO (угарный газ — продукт неполного окисления углерода, образуется при недостатке кислорода)

С + O₂ → (t) CO₂ (углекислый газ — продукт полного окисления углерода, образуется при достаточном количестве кислорода)

Реакции с металлами

При нагревании углерод реагирует с металлами, проявляя свои окислительные свойства. Напомню, что металлы могут принимать только положительные степени окисления.

Ca + C → CaC₂ (карбид кальция, СО углерода = -1)

Al + C → Al₄C₃ (карбид алюминий, СО углерода -4)

Очевидно, что степень окисления углерода в соединении с различными металлами может отличаться.

Углерод — хороший восстановитель. С помощью него металлургическая промышленность справляется с задачей получения чистых металлов из их оксидов:

Углерод восстанавливает не только металлы из их оксидов, но и неметаллы подобным образом:

SiO₂ + C → (t) Si + CO

Может восстановить и собственный оксид:

Известная реакция взаимодействия угля с водяным паром, называемая также газификацией угля, торфа, сланца — крайне важна в промышленности:

Реакции с кислотами

В реакциях с кислотами углерод проявляет себя как восстановитель:

Оксид углерода II — СO

Оксид углерода II — продукт неполного окисления углерода. Несолеобразующий оксид. Это чрезвычайно опасное вещество часто образуется при пожарах в замкнутых помещениях, при прогревании машины в гараже.

Растворяясь в крови угарный газ (имеющий в 300 раз большее сродство к гемоглобину, чем кислород) легко выигрывает конкуренцию у кислорода и занимает его место в эритроцитах. Отравление угарным газом нередко заканчивается летальным исходом.

В промышленности угарный газ получают восстановлением оксида углерода IV или газификацией угля (t = 1000 °С).

В лаборатории угарный газ получают при разложении муравьиной кислоты в присутствии серной:

Полностью окисляется до углекислого газа в реакции с кислородом, восстанавливает оксиды металлов.

FeO + CO → Fe + CO₂

Образование карбонилов — чрезвычайно токсичных веществ.

Оксид углерода IV — CO₂

Продукт полного окисления углерода. Относится к кислотным оксидам, соответствует угольной кислоте H₂CO₃. Бесцветный газ, без запаха.

В промышленности углекислый газ получают при разложении известняка, в ходе производства алкоголя, при спиртовом брожении глюкозы.

В лабораторных условиях используют реакцию мела (мрамора) с соляной кислотой.

Углекислый газ образуется при горении органических веществ:

Реакция с водой

В результате реакции с водой образуется нестойкая угольная кислота, которая сразу же распадается на воду и углекислый газ.

Реакции с основными оксидами и основаниями

В ходе реакций с основаниями и основными оксидами углекислый газ образует соли угольной кислоты: средние — карбонаты (при избытке основания), кислые — гидрокарбонаты (при избытке кислотного оксида).

2KOH + CO₂ → K₂CO₃ + H₂O (соотношение основание — кислотный оксид 2:1)

KOH + CO₂ → KHCO₃ (соотношение основание — кислотный оксид 1:1)

При нагревании способен окислять металлы до их оксидов.

Zn + CO₂ → (t) ZnO + CO

Угольная кислота

Слабая двухосновная кислота, существующая только в растворах, разлагается на воду и углекислый газ.

Определить наличие карбонат-иона можно с помощью кислоты: такая реакция сопровождается «закипанием» — появлением пузырьков бесцветного газа без запаха.

Я не раз встречал описание реакций, связанных с этой кислотой, которое заслуживает нашего внимания. В задании было сказано, что при добавлении к раствору гидроксида кальция углекислого газа осадок появлялся, при дальнейшем пропускании углекислого газа — помутнение исчезало.

Это можно легко объяснить, вспомнив про способность угольной кислоты образовывать кислые соли, которые растворимы.

Чтобы сделать из средней соли (карбоната) — кислую соль (гидрокарбонат) нужно добавить угольную кислоту. Однако написать ее формулу H₂CO₃ — ошибка. Ее следует записать в виде воды и углекислого газа.

Li₂CO₃ + CO₂ + H₂O → LiHCO₃ (средняя соль + кислота = кислая соль)

Чтобы вернуть среднюю соль, следует добавить к кислой соли щелочь.

Нагревание солей угольной кислоты

При нагревании карбонаты распадаются на соответствующий оксид металла и углекислый газ, гидрокарбонаты — на карбонат металла, углекислый газ и воду.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2022

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

📸 Видео

Химия. 9 класс (Урок№17 - Углерод. Аллотропные модификации углерода.Химические свойства. Адсорбция.)Скачать

Углерод. Видеоурок 33. Химия 9 классСкачать

Химия 9 класс (Урок№18 - Угарный газ. Углекислый газ.)Скачать

9 класс. Углерод.Скачать

Уравнивание реакций горения углеводородовСкачать

Углерод: химические свойства, аллотропия #углерод #химшкола #неметаллы #егэхимияСкачать

Решение задач на термохимические уравнения. 8 класс.Скачать

Углерод и его соединенияСкачать

Биогеохимический цикл углеродаСкачать

Рассказ 41. Образование химических элементов. Углерод. Азот. Кислород. Фтор. Неон.Скачать

Составление уравнений химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать

Как Решать Задачи по Химии // Задачи с Уравнением Химической Реакции // Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Химия 9 класс (Урок№14 - Азот: свойства и применение. Аммиак. Физические и химические свойства.)Скачать

Особенности строения и свойства молекулы азота. 11 класс.Скачать

Проклятая химическая реакция 😜 #shortsСкачать

Круговорот веществ: углерод, азот, сера | ЕГЭ Биология | Даниил ДарвинСкачать

Экзотермические и эндотермические реакцииСкачать

Химические свойства углеродаСкачать