Общая характеристика группы

В IV-A группе находятся р - элементы C, Si, Ge, Sn, Pb. Конфигурация атома в невозбужденном состоянии ns² nр², в возбужденном состоянии ns¹nр³, все 4 электрона неспаренные.

Радиусы атомов закономерно растут с увеличением порядкового номера, ионизационный потенциал соответственно уменьшается.

В большинстве неорганических соединений углерод и кремний проявляют степень окисления +4. Но от германия к свинцу прочность соединений со степенью окисления +4 уменьшается, более стабильна низкая степень окисления +2. Могут проявлять степени окисления - 4 в гидридах.

Углерод стоит в середине 2-го периода, он одинаково может притягивать и отдавать электроны, промежуточное значение электроотрицательности приводит к тому, что углерод образует ковалентные связи со всеми реакционноспособными элементами периодической системы, стоящими от него слева (в том числе Н), справа (О, N, галогены) и снизу (Si,Ge, Sn, Pb).

Li Be B C N O F

ОЭО 1 1,5 2 2,5 3 3,5 4

Невозможность донорно - акцепторного взаимодействия в возбужденном состоянии обусловливает примерно одинаковую прочность одинарных связей с водородом. Четырехвалентность углерода предоставляет широкие возможности для разветвлений цепей углеродных атомов и образования циклических структур.

C - типичный неметалл

Si - типичный неметалл

Ge- есть металлические свойства

Sn- металлические свойства преобладают над неметаллическими

Pb - металлические свойства преобладают над неметаллическими

Кремний по распространенности в земной коре занимает второе место (после кислорода). Если углерод – основа жизни, то кремний – основа земной коры. Он встречается в громадном многообразии силикатов и алюмосиликатов, песка. Германий, олово, свинец достаточно редкие элементы. Аморфный уголь (сажа) черного цвета, аморфный кремний – порошок бурого цвета. Кристаллический кремний – полупроводник. Важные сорта аморфного угля – кокс, древесный уголь. Германий как и кремний, полупроводник, имеет алмазоподобную решетку, по внешнему виду типичный металл серебристо-белого цвета. Олово имеет модификации белое (b-модификация устойчива выше 286 К серебристо-белый металл, серая - a-модификация (серое олово) имеет алмазоподобную решетку. Свинец – темно-серый металл.

Химия углерода

Углерод встречается в природе в свободном виде и в соединениях. Его аллотропные видоизменения – алмаз, графит, карбин, фуллерен.

Алмаз – самое твердое вещество в природе. Твердость по шкале Маоса -10, тем не менее он хрупок. Ограненный алмаз имеет более 20 граней и называется бриллиантом, используется в ювелирной промышленности. Масса бриллианта измеряется в каратах (1 карат = 0,2 г). Существенные различия в свойствах алмаза и графита обусловлены особенностями строения их кристаллов.

1. Кристаллическая решетка алмаза атомная. Каждый атом углерода расположен в центре тетраэдра, четыре вершины которого заняты другими атомами углерода. Все атомы находятся на одинаковых расстояниях друг от друга. Кристалл алмаза (диэлектрик) – имеет плотную упаковку с высокой компактностью и твердостью. Атомы углерода в sp³-гибридизации.

2. В кристаллах графита атомы углерода расположены в углах правильных шестиугольников, находящихся в параллельных плоскостях. Под внешним воздействием такой кристалл легко расслаивается на чешуйки. Графит в отличие от алмаза очень мягок.

Атомы углерода в графите в sp²-гибридизации.

3. Карбин– твердое кристаллическое вещество.

Это линейный полимер углерода, в котором чередуются одинарные и тройные связи.

Атомы углерода в карбине в sp-гибридизации.

a- карбин (полиин)

= b- карбин (поликумулен)

Карбин – наиболее стабильная форма углерода, a- карбин обладает полупроводниковыми свойствами.

4. Фуллерен– четвертая аллотропная модификация углерода. Его молекулы имеют четное число атомов углерода и имеют состав С₆₀, С₇₀, С₈₀ и т.д. Молекула С₆₀ имеет вид футбольного мяча, построенного из пяти- и шестигранных углеродных циклов с общими ребрами.

Водородные соединения углерода – углеводороды являются объектом изучения в органической химии.

К неорганическим соединениям углерода относятся СО и СО₂.

С + О₂ ® СО₂

С + О₂ ® СО

С + Н₂ ® СН₄

С + S₂ ® CS₂ (сероуглерод)

С + F₂ ® СF₄

Из галогенидов СГаl самое большое значение имеет СCl₄ – бесцветная, достаточно токсичная жидкость. В обычных условиях СCl₄ химически инертен. Применяют как невоспламеняющийся и негорючий растворитель смол, лаков, жиров и для получения фреона CF₂Cl₂.

CF₄ – газ; CCl₄ – жидкий ; CBr₄ – твердый.

С + H₂SO_{4 конц} ® СО₂ + SO₂ + H₂O

С + HNO_{3 конц} ® СО₂ + NO₂ + H₂O

Химическая связь в молекуле СО.

Распределение электронов в возбужденном атоме углерода и в кислороде таково, что между ними возможно образование двух химических связей – в атоме кислорода имеются 2 неспаренных электрона. Однако при переходе одного электрона от кислорода к углероду в образовавшихся ионах С^- и О⁺ будет по 3 неспаренных электрона, аналогично электронной конфигурации азота. При соединении этих ионов образуется тройная связь, аналогичная молекуле N₂, поэтому свойства СО и N₂ очень близки.

СО

С 2s²2p² С +1е = С^-

О 2s²2p⁴ О -1е = О⁺

Возможно иное объяснение образования тройной связи в молекуле СО.

Невозбужденный атом углерода имеет 2 неспаренных электрона, которые могут образовать 2 общие электронные пары с 2-мя неспаренными электронами атома кислорода (по обменному механизму). Однако имеющиеся в атоме кислорода 2 спаренные р -электрона могут образовывать тройную химическую связь, поскольку в атоме углерода имеется одна незаполненная ячейка, которая может принять эту пару электронов.

Тройная связь образуется по донорно-акцепторному механизму, направление стрелки от донора кислорода к акцептору – углероду.

Подобно N₂ - СО обладает высокой энергией диссоциации (1069 кДж), плохо растворим в воде, инертен в химическом отношении. СО – газ без цвета и запаха, безразличный несолеобразующий, не взаимодействует с кислотными щелочами и водой при обычных условиях. Ядовит, т.к. взаимодействует с железом, входящим в состав гемоглобина. При повышении температуры или облучении проявляет свойства восстановителя.

Получение:

в промышленности

в лаборатории:

;

.

В реакции СО вступает лишь при высоких температурах.

Молекула СО имеет большое сродство к кислороду, горит образуя СО₂:

СО + 1/2О₂ = СО₂ + 282 кДж/моль.

Из-за большого сродства к кислороду СО используется как восстановитель оксидов многих тяжелых металлов (Fe, Co, Pb и др.).

СO + Cl₂ = COCl₂ (фосген)

Наибольший интерес представляют карбонилы металлов (используются для получения чистых металлов). Химическая связь по донорно-акцепторному механизму, имеет место p-перекрывание по дативному механихму.

(пентакарбонил железа)

Все карбонилы – диамагнитные вещества, характеризуются невысокой прочностью, при нагревании карбонилы разлагаются

[Ni(CO)₄] → 4CO + Ni (карбонил никеля).

Как и СО карбонилы металлов – токсичны.

Химическая связь в молекуле СО₂

В молекуле СО₂ sp-гибридизация атома углерода. Две sp-гибридные орбитали образуют 2 s-связи с атомами кислорода, а оставшиеся негибридизованными р-орбитали углерода дают с двумя р-орбиталями атомов кислорода p-связи, которые располагаются в плоскостях перпендикулярных друг другу.

О ═ С ═ О

Под давлением 60 атм. и комнатной температуре СО₂ сгущается в бесцветную жидкость. При сильном охлаждении жидкая СО₂ застывает в белую снегоподобную массу, возгоняющуюся при Р = 1 атм и t = 195К(-78°). Спрессованная твердая масса называется сухим льдом, СО₂ не поддерживает горения. В нем горят лишь вещества, у которых сродство к кислороду выше чем у углерода: например,

2Mg + CO₂ ® 2MgO + C.

СО₂ реагирует с NH₃:

(карбамид мочевина)

2СО₂ + 2Na₂O₂ ® 2Na₂CO₃+O₂

Мочевина разлагается водой:

CO(NH₂)₂ + 2H₂O ® (NH₄)₂CO₃ → 2NH₃ + СО₂

фотосинтез

.

СО₂ получают в технике:

из кокса

В лаборатории (в аппарате Киппа):

.