ТОК на аноде на катоде 6 страница

3. Напишите уравнения гидролиза АТФ и АДФ.

4. Чем отличается фосфин от аммиака по кислотно-основным и окислительно-восстановительным свойствам?

5. При взаимодействии, с какими веществами фосфор вступает в роли окислителя? Восстановителя? И окислителя и восстановителя?

6. Какая масса угля, песка и апатита, содержащего 60% фосфата кальция, потребуется для получения 124 кг фосфора? Каково назначение каждого из взятых веществ?

7. Какой тип связи в соединениях: Mg₃P₂; P₂O₃; PCI₃; РН₃?

8. Определите молекулярную формулу одного из оксидов фосфора, содержание фосфора в котором 43,7%. Плотность по хлору пара этого оксида равна 4.

9. При помощи, каких реакций можно осуществить следующий цикл превращений:

Р₂O₅ Н₃РO₄ Са₃(РO₄)₂ СаНРO₄ Са(Н₂РO₄)₂

10. При действии хлороводородной кислоты на 26,8 г фосфида магния выделился ядовитый газ. Вычислите объем газа (н.у.).

Лекция № 23.

Тема: Общая характеристика элементов IV группы главной подгруппы периодической системы Д.И. Менделеева. Углерод и кремний.

План

1. Общая характеристика р-элементов IVA группы.

2. Строение атома углерода. Нахождение в природе. Аллотропные модификации.

3. Химические свойства углерода.

4. Кислотные соединения углерода.

5. Угольная кислота и ее соли.

6. Кремний и его соединения.

1. Общая характеристика р-элементов IVA группы.

IVA группу периодической системы элементов Д.И. Менделеева составляют углерод, кремний, германий, олово, свинец. Общая электронная

формула валентной оболочки атомов элементов IV группы: ns² np² . Атомы этих элементов имеют по четыре валентных электрона на s- и р- орбиталях внешнего энергетического уровня. В невозбужденном состоянии не спарены два р-электрона. Следовательно, в соединениях эти элементы могут проявлять степень окисления +2. Но в возбужденном состоянии электроны внешнего энергетического уровня приобретают конфигурацию ns¹np³, и все 4 электрона оказываются не спаренными. Для углерода переход с S-подуровня на Р-подуровень можно представить следующим образом:

	↑	↑	↑
↑	2p3
2s1
Возбужденное состояние

В соответствии с электронным строением возбужденного состояния элементы VI А группы могут проявлять в соединениях степень окисления +4. Радиусы атомов элементов IV А групп закономерно возрастают с увеличением порядкового номера. В этом же направлении закономерно снижается энергия ионизации и электроотрицательность.

При переходе в группе С - Si - Ge - Sn - Pb уменьшается роль не поделенной электронной пары на внешнем s-подуровне при образовании химических связей. Поэтому если для углерода, кремния и германия наиболее характерна степень окисления +4, то для свинца +2.

В живом организме углерод, кремний и германий находятся в степени окисления +4, для олова и свинца характерна степень окисления +2.

В соответствии с возрастанием размеров атомов и падением энергии ионизации при переходе от углерода к свинцу неметаллические свойства ослабевают, так как снижается способность присоединять электроэлемента группы - углерод и кремний - типичные неметаллы; германий, олово, свинец -амфотерные элементы с ярко выраженными металлическими свойствами у последнего:

Не металлические свойства ослабевают

радиус атома возрастает

Усиление металлических признаков в ряду С - Si - Ge - Sn - Pb проявляется и в химических свойствах простых веществ. В обычных условиях элементы С, Si, Ge, Sn устойчивы по отношению к воздуху и воде. Свинец же окисляется на воздухе. В электрохимическом ряду напряжений металлов Ge располагается после водопровода, a Sn и Рb перед водородом. Поэтому германий не реагирует с кислотами типа НСl и разбавленная H₂SO₄.

Электронное строение и размер атома, среднее значение электроотрицательности объясняют прочность связи С - С и склонность атомов углерода к образованию длинных гомоцепей:

С С С С

/ \ / \ / \ / \ /

С С С С

Благодаря промежуточному значению электроотрицательности углерод образует малополярные связи с жизненноважными элементами - водородом, кислородом, азотом, серой и др. Молекулы, содержащие С - С связи, могут иметь линейное, разветвленное и циклическое строение. Различные органические молекулы, содержащие связанные между собой атомы углерода с разнообразными заместителями, образуют громадное число биомолекул.

Простейшие соединения элементов IV группы и их свойства.

Свойства элементов	Соединения элементов
Химический знак	С	Si	Ge	Sn	Pb
Распределение электронов по электронным слоям	2.4	2.8.4	2.8.18.4	2.8.18. 18.4	2.8.18. 32.18.4
Валентность	II, IV	II, IV	II, IV	II, IV	II, IV
Водородные соединения	СН4 углеводород (метан)	SiH4 кремнефодород (моносилан)	GeH4 германоводород (моногерман)	SnH4 гидрид олова	PbH4 гидрид свинца I
Оксиды типа ЭО	СО SiO GeO2 SnO PbO   несолеобразующие амфотерные
Гидроксиды типа Э(ОН)2	-	-	Ge(OH)2 Sn(OH)2 Pb(OH)2 проявляют амфотерные свойства
Оксиды типа ЭО2	СO2 SiO2 GeO SnO2 PbO2 кислотные амфотерные   окислительные свойства усиливаются
Гидроксиды метаформа ортоформа	Н2СO3 -	H2SiO3 H4SiO4	H2GeO3 H4GeO4	H2SnO3 H4SnO4	Н2РbO3 Н4РbO4
Отрицательные ионы	CO2-3	SiO2-3	GeO2-3	SnO2-3	РbO2+3
Положительные ионы	-	-	Ge2+	Sn2+ Sn4+	Pb2+ Pb4+

2. Строение атома углерода. Нахождение в природе. Аллотропные модификации.

Углерод.

Электронная формула атома углерода - 1s² 2s² 2p² . электронно-графическая формула внешнего слоя:

	2p
2s	↑	↑
↑↓

Возможные валентности: II, IV.

Возможные степени окисления: - 4, 0, +2, +4.

В большинстве своих соединений углерод имеет валентность IV и степень окисления +4.

Так как углерод обладает большой энергией ионизации и малой энергией сродства к электрону, для него не характерно образование ионных связей. Обычно углерод образует ковалентные малополярные связи.

Наряду с обычными одинарными связями, между атомами углерода образуется также двойные и тройные связи:

С = С -С≡С-

Свободный углерод - существует в природе в виде двух аллотропных модификаций - алмаза, графита, резко различающихся между собой по физическим свойствам.

Встречается в минералах в виде СаСОз, входит в состав мрамора, известняка, мела, доломита СаСО₃ • MgCO; магнезита MgCO₃, малахита (СuОН)₂СОз, цинкового шпата ZnCO₃. Углерод является главной составной частью всех животных и растительных организмов. Продуктами разложения органических веществ, содержащих углерод, являются угли, нефть. Углерод входит в состав многих природных газов, содержится в атмосфере в виде оксида углерода (IV).

Аллотропные модификации.

Алмаз - очень твердое прозрачное кристаллическое вещество. Уникальные ювелирные свойства алмаза во многом определяются высоким показателем преломления света. Должным образом отшлифованные прозрачные алмазы называются бриллиантами.

По твердости алмаз превосходит все известные в настоящее время вещества. Однако его высокая твердость сочетается с высокой хрупкостью.

Твердость алмаза объясняется строением его кристаллической решетки. В кристалле алмаза каждый углерода окружен четырьмя такими же атомами и связан с ними прочными ковалентными связями. Расстояние между всеми атомами углерода одинаковое. Кристаллическая решетка имеет тетраэдрическое строение.

В кристаллической решетке алмаза отсутствуют свободные электроны, поэтому он не обладает электро- и теплопроводностью.

Графит - мягкое темно-серое вещество с металлическим блеском. Кристаллическая решетка имеет слоистое строение.

В плоскости одного слоя атомы углерода связаны между собой прочными ковалентными связями и образуют шестичленные кольца. Отдельные слои графита, составленные из бесконечного множества таких колец, связаны друг с другом сравнительно слабо. Расстояние между слоями в кристалле графита больше расстояния между соседними атомами в одной плоскости в 2,5 раза.

Каждый атом углерода кристаллической решетки графита образует 3 прочные ковалентные связи с атомами углерода в том же слое, на что затрачивает три валентных электрона. Четвертый электрон является относительно свободным. Эти свободные электроны принимают участие в образовании связей между слоями, обобществляясь всеми атомами кристалла по типу металлической связи. Таким образом, кристаллическую решетку графита можно считать переходной между атомной и металлической решетками. Этим объясняются сравнительно высокие электро- и теплопроводность графита.

Слабо связанные между собой слои графита легко отделяются друг от друга. На этом основано применение графита для изготовления карандашей. К аллотропным модификациям углерода можно отнести и так называемый аморфный углерод, важнейшими представителями которого являются сажа, кокс и древесный уголь, из древесного угля путем его обработки перегретым паром при высокой температуре получают активированный уголь.

Искусственно получают еще одну аллотропную модификацию углерода -карбин. Это порошок черного цвета с вкраплениями более крупных частиц. В карбине атомы углерода соединяются друг с другом в длинные линейные цепи двух типов: с чередованием тройных и одинарных связей ...-С = С-С = С-С = С - С = С ... и непрерывной системой двойных связей ...=С = С = С = С = ...

3. Химические свойства углерода.

При обычной температуре углерод проявляют малую химическую активность. При нагревании реакционная способность увеличивается, особенно у графита и аморфного углерода.

Имея на внешнем электронном слое 4 электрона, атомы углерода могут их отдавать, проявляя при этом восстановительные свойства: С⁰ - 4ē → С⁺⁴

С другой стороны, атомы углерода могут принимать недостающие до октета 4 электрона, проявляя при этом окислительные свойства: С⁰ + 4ē —> С^-4.

У углерода невысокая электроотрицательность (по сравнению с галогенами, кислородом, азотом и другими активными неметаллами), то окислительные свойства его выраженным значительно слабее.

1. Углерод как восстановитель.

При взаимодействии с простыми веществами, образованными более электроотрицательными неметаллами, углерод проявляет восстановительные свойства.

Предварительно нагретый углерод горит на воздухе с выделением

большого количества тепла, образуя оксид углерода (IV), или углекислый газ:

t⁰

С + O₂ = СO₂ + Q (∆Н⁰ = - 394 кДж/моль).

При недостатке кислорода образуется оксид углерода (II), или угарный газ

СО:

t⁰

2С + O₂ = 2СО

Раскаленный углерод взаимодействует с серой и ее парами, образуя

сульфид серы CS₂ (сероуглерод):

t⁰

C + 2S = CS₂-Q (это эндотермическая реакция)

Сероуглерод представляет собой летучую (Т кип. = 46 С⁰) бесцветную жидкость с характерным запахом; является прекрасным растворителем жиров, масел, смол и т.д.

Из галогенов углерод наиболее легко взаимодействует с фтором:

С + 2F₂ = CF₄ тетрафторуглерод

С азотом углерод непосредственно не взаимодействует. Углерод выступает в роли восстановителя по отношению к сложным веществам:

а) при пропускании водяного пара через раскаленный уголь образуется

смесь углерода (II) с водородом (водяной газ)

t⁰

С + Н₂O = СО ↑ + Н₂↑

водяной газ

б) при высокой температуре углерод восстанавливает металлы из их

оксидов:

t^о

С⁰ + СuО = Сu⁰ + СО

t^о

2С + PbО₂ = Pb⁰ + 2CO

Это свойство углерода широко используется в металлургии;

Углерод взаимодействует со своим высшим оксидом СO₂, переводя его в

низший оксид СО:

_{+4 t}⁰ ₊₂

С° + СO₂ = 2СО

Концентрированные серная и азотная кислоты окисляют углерод до

углекислого газа:

t⁰

С + 2H₂SO₄ = СО₂↑ + 2Н₂O + 2SO₂↑

конц.

t⁰

С + 4HNO₃ = СО₂↑ + 4NO₂↑ + 2Н₂O

Углерод по своей восстановительной способности близок к металлам.

2. Углерод как окислитель.

Окислительные свойства углерод проявляет по отношению к металлам и водороду.

Непосредственное взаимодействие простых веществ С и Н₂ протекает с большим трудом при высоких температурах и давлении, в присутствии катализатора (платины или никеля). В результате этой обратимой реакции образуется простейший углерод - метан:

t°, P, кат.

С⁰ + 2Н₂ СН₄

Несколько легче углерод взаимодействует с металлами, образуя карбиды металлов:

_-4

4А1 + 3С° = А1₄С₃ карбид алюминия

_-1
Са + 2С° = СаС₂ карбид кальция

Карбиды металлов активно взаимодействуют с водой и кислотами:

Аl₄С₃ + 12Н₂O = 3СН₄↑ + 4А1(ОН)₃↓

А1₄С₃ + 12НС1 = 3СН₄↑ + 4А1С1₃

4. Кислородные соединения углерода.

В соединениях с кислородом атомы углерода проявляют, как правило, устойчивую положительную степень окисления +4.

Есть небольшая группа кислородосодержащих соединений углерода, в которых он имеет степень окисления +2. это монооксид углерода СО и его производные.

Монооксид углерода, или оксид углерода (II) СО, при обычных условиях представляет собой газ без цвета и запаха, немного легче воздуха, малорастворимый в воде. Конденсируется в жидкость при температуре - 192 °С.

Угарный газ чрезвычайно ядовит. Ядовитое действие СО обусловлено тем, что с гемоглобином крови он образует очень прочное соединение карбоксигемоглобин. При этом гемоглобин утрачивает способность связывать кислород и человек погибает от кислородного голодания. Однако, СО постепенно выводится из крови, если вдыхать чистый воздух.

Молекула СО очень прочная. На разрыв связи между атомами углерода и кислорода энергии требуется больше, чем на разрыв любой другой двухатомной молекулы. Молекула СО образована с помощью двух ковалентных связей и одной донорно-акцепторной связи. :С=О:

Моноксид углерода образуется в процессе горения угля при высокой температуре в условиях недостатка кислорода:

t⁰

2С + O₂ = 2СО

Монооксид углерода - не солеобразующий оксид, однако он проявляет химическую активность как сильный восстановитель: С²⁺ - 2ё —» С⁺⁴.

Монооксид углерода реагирует с хлором на солнечном свету или в

присутствии активированного угля (катализатор), образуя очень ядовитый газ -

фосген.

_{+2 t} ⁰ ₊₄

СО + С1₂ = СОС1₂

СО горит на воздухе голубоватым пламенем с выделением большого количества теплоты, превращаясь в высший оксид СO₂:

t⁰

2СО + O₂ = 2СO₂ + Q

Многие оксиды металлов восстанавливаются до свободных металлов при

нагревании в атмосфере СО:

t⁰

Fe₂O₃ + 3СО = 2Fe + 3CO₂

Диоксид углерода (углекислый газ).

Диоксид углерода (оксид углерода (IV), углекислый газ, угольный ангидрид) СO₂ представляет собой при обычных условиях газ без цвета и запаха, тяжелее воздуха в 1,5 раза.

При комнатной температуре под давлением около 60 атм диоксид углерода концентрируется в жидкость. При быстром испарении жидкого СO₂ поглощается так много теплоты, что он превращается в твердую белую снегообразную массу («сухой лед»).

«Сухой лед» при нормальном давлении возгоняется, т.е. переходит из твердого в газообразное состояние, миную жидкую фазу.

Растворимость СO₂ в воде невелика: 1 объем воды при 20 °С растворяет 0,88 объема СO₂.

При понижении температуры растворимость СО₂ (как и всех других газов) значительно увеличивается.

Диоксид углерода - типичный кислотный оксид. Взаимодействие с водой:

СО₂ + Н₂O Н₂СО₃ угольная кислота

Эта реакция обратима, причем равновесие сильно смещено влево, т.е. лишь очень небольшое количество СО₂ (менее 1%) превращается в угольную кислоту. Взаимодействие с основными оксидами:

СО₂ + Na₂O = Na₂CO₃ карбонат натрия

СO₂ + СаО = СаСО₃ карбонат кальция

Взаимодействие со щелочами с образованием как кислых, так и средних солей:

СO₂ + NaOH = NаНСО₃ гидрокарбонат натрия

СO₂ + 2NaOH = Na₂CO₃ + Н₂O карбонат натрия

Эти реакции протекают не только при пропускании СО₂ в водные растворы щелочей. Твердые щелочи поглощают углекислый газ из воздуха. СО₂ в реакциях с очень активными восстановителями выступает в роли окислителя:

_{+4 +2}

СО₂ + С⁰ = 2СО

₊₄

СО₂ + 2Mg = С⁰ + 2MgO

На глубине водоемов особая группа метанобразующих бактерий переводит СО₂ и Н₂ в метан СН₄:

_{+4 -}

СО₂ + 4Н₂ = С₄Н₄ + 2Н₂О

Ферменты бактерий

Еще одна важнейшая биохимическая реакция с участием СО₂ - процесс фотосинтеза:

_{hv, хлорофилл}

6СО₂ + 6Н₂О = С₆Н₁₂О₆ + 6О₂

Процессы окисления органических веществ (в частности, многочисленные реакции горения, дыхания, брожения) в совокупности с процессом фотосинтеза обеспечивают круговорот углекислого газа в природе.

Получение диоксида углерода:

Горение углерода и всех углеродсодержащих органических веществ:

C + O₂ = CО₂+Q

СН₄ + 2О₂ = СО₂ + 2Н₂О + Q

Разложение карбонатов щелочноземельных металлов:

t⁰

СаСО₃ = СаО + СО₂↑

Разложение гидрокарбонатов щелочных металлов:

t⁰

2NaHCO₃ = Na₂CO₃ + СO₂↑ + Н₂O

Действие кислот на карбонаты металлов:

СаСО₃ + 2НС1 = СO₂↑ + Н₂O + СаС1₂

Окисление углерода азотной кислотой и другими сильными окислителями:

С + 4НNO₃ = СO₂ + 2Н₂O + 4NO₂↑

5. Угольная кислота и ее соли.

Угольная кислота Н₂СО₃ существует только в водных растворах. Молекулы Н₂СО₃ подвергаются 2-х ступенчатой диссоциации. Вследствие малой концентрации угольной кислоты в водном растворе, она представляет собой очень слабый электролит:

Н₂СO₃ Н⁺ + НСО- К₁ = 4,3 • 10^-7

НСО₃ H⁺+ СO₃^2- К₂ = 5,6 • 10^-11

Так как константа диссоциации по 1-ой ступени намного больше, чем по II-ой, в водных растворах преобладают гидрокарбонат-анионы НСО₃^-.

Любая вода на Земле (речная, морская, подземная) растворяет в себе углекислый газ из окружающей среды, причем растворимость СO₂ в морской воде в несколько раз выше, чем в пресной. Равновесие в системе

Н₂O + СO₂ Н₂СO₃ Н⁺ + НСО₃^-

имеет очень важное значение в протекании многих природных процессов.

Соли угольной кислоты - карбонаты устойчивы и играют большую роль в природе и в практической деятельности человека.

Двухосновная угольная кислота образует два ряда солей: средние -карбонаты, кислые - гидрокарбонаты.

Карбонаты щелочноземельных металлов являются основой известняковых горных пород. К природным карбонатам относится также малахит, основой которого является гидрокарбонат меди (II) - (СuОН)₂СO₃.

В природных водах в растворенном виде присутствуют в больших количествах гидрокарбонаты щелочных и щелочноземельных металлов

Ме(НСO₃)_х.

Растворимость карбонатов и гидрокарбонатов в воде различна.

Растворимость важнейших карбонатов и гидрокарбонатов в воде

Под действием атмосферного воздуха, содержащего СО₂ и Н₂O (в виде влаги или атмосферных осадков), нерастворимые карбонаты Са и Mg переходят в растворимые гидрокарбонаты и поступают в реки и моря, обусловливая жесткость воды.

СаСО₃ + Н₂O + СO₂ = Са(НСO₃)₂

MgCO₃ + Н₂O + СO₂ = Mg(HCO₃)₂

Химические свойства карбонатов:

Кроме карбоната щелочных металлов, остальные разлагаются с выделением СO₂:

t⁰

СаСО₃ = СаО + СO₂↑

t⁰

MgCO₃ = MgO + СO₂↑

Гидрокарбонаты _t⁰

Са(НСO₃)₂ = СаО + 2СO₂↑ + Н₂O↑

t⁰

2NaHCO₃ = Na₂CO₃ + H₂O↑+ CO₂↑

Гидроксокарбонаты

t⁰

(CuOH)₂CO₃ = 2CuO + CO₂↑ + H₂O↑

Карбонаты, взаимодействуют со всеми более сильными кислотами с выделением углекислого газа:

СаСO₃ + 2HC1 = СаС1₂ + Н₂O + СO₂↑

2NaHCO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2Н₂O + 2CO₂↑

Растворимые в воде карбонаты взаимодействуют с другими растворимыми солями, если среди образующихся новых солей есть нерастворимые в воде:

Na₂CO₃ + Ca(NO₃)₂ = 2NaNO₃ + CaCO₃↑

CO₃^2- + Ca²⁺ = CaCO₃↓

Растворимые в воде карбонаты, как соли слабой кислоты, подвергаются гидролизу (в основном по первой ступени):

СO₃^2- + Н₂O НСО^3- +ОН^-