Химични елементи от основната подгрупа IA на групата на периодичната система от елементи на Д. И. Менделеев: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Името идва от хидроксиди на алкални метали, наречени каустични алкали. Атомите на алкалните метали имат 1 s-електрон на външната обвивка и 2 s- и 6 p-електрона на предходната обвивка (с изключение на Li). Характеризира се с ниски температури на топене, ниска плътност; мека, реже се с нож. Степента на окисление на алкалните метали в съединенията винаги е +1. Тези метали са химически много активни - бързо се окисляват от атмосферния кислород, реагират бурно с вода, образувайки алкали Me. OH (където Me е метал); активността нараства от Li до Fr.
Литий (на латински - литий), литиево-химичен елемент от първа група, А-подгрупа на периодичната система на Д. И. Менделеев, принадлежи към алкалните метали, пореден номер 3, атомна маса е 6,939; при нормални условия, сребристо-бял, лек метал. Естественият литий се състои от два изотопа с масови числа 6 и 7. Интересен детайл: цената на литиевите изотопи изобщо не е пропорционална на тяхното изобилие. В началото на това десетилетие в Съединените щати относително чистият литий-7 беше почти 10 пъти по-скъп от литий-6 с много висока чистота. По изкуствен път са получени още два изотопа на лития. Техният живот е изключително кратък: литий-8 има период на полуразпад от 0,841 секунди, а литий-9 има период на полуразпад от 0,168 секунди.
Литият е типичен елемент от земната кора, сравнително рядък елемент. (съдържание 3,2× 10 -3% от теглото), се натрупва в най-новите продукти от диференциацията на магмата - пегматити. В мантията има малко литий - в ултраосновни скали само 5 × 10 -3% (в основни скали 1,5 × 10 -3%, в междинни скали - 2 × 103%, в кисели скали 4 × 10 -3%). Близостта на йонните радиуси на Li+, Fe 2+ и Mg 2+ позволява на лития да навлезе в решетките на магнезиево-железните силикати - пироксени и амфиболи. В гранитоидите се съдържа като изоморфен примес в слюдите. В пегматитите и в биосферата са известни само 28 независими литиеви минерала (силикати, фосфати и др.). Всички те са редки. В биосферата литият мигрира сравнително слабо, ролята му в живата материя е по-малка от тази на други алкални метали. Лесно се извлича от водите чрез глини; има сравнително малко от него в Световния океан (1,5 × 10 -5%). В човешкото тяло (с тегло 70 kg) - 0,67 mg. литий.
Калий (Kalium) Калият е химичен елемент от I група на периодичната система на Менделеев; атомен номер 19, атомна маса 39.098; сребристо-бял, много лек, мек и топим метал. Елементът се състои от два стабилни изотопа - 39 K (93,08%), 41 K (6,91%) и един слабо радиоактивен 40 K (0,01%) с период на полуразпад 1,32×109 години.
Срещане в природата Калият е често срещан елемент: съдържанието му в литосферата е 2,50% от масата. При магмените процеси калият, подобно на натрия, се натрупва в кисели магми, от които кристализират гранити и други скали (средно съдържание на калий 3,34%). Калият се намира във фелдшпати и слюда. Основните и ултраосновните скали, богати на желязо и магнезий, са с ниско съдържание на калий. На земната повърхност калият, за разлика от натрия, мигрира слабо. Когато скалите изветрят, калият частично преминава във водата, но оттам бързо се улавя от организмите и се абсорбира от глините, така че речните води са бедни на калий и много по-малко от него навлиза в океана, отколкото натрий. В океана калият се абсорбира от организми и дънни тини (например, той е част от глауконита); Следователно океанските води съдържат само 0,038% калий - 25 пъти по-малко от натрия.
В природата той е деветият най-разпространен елемент (шести сред металите), намиращ се само под формата на съединения. Той е част от много минерали, скали и солни пластове. Третият най-разпространен метал в природните води: 1 литър морска вода съдържа 0,38 g K+ йони. Катионите на калия се абсорбират добре от почвата и трудно се отмиват с естествени води. Жизнен елемент за всички организми. K+ йони винаги се намират вътре в клетките (за разлика от Na+ йони). Човешкото тяло съдържа около 175 g калий, дневната нужда е около 4 g. Липсата на калий в почвата се компенсира чрез прилагане на калиеви торове - калиев хлорид KCl, калиев сулфат K 2 SO 4 и растителна пепел.
Интересни факти ЗА КАКВО Е НЕОБХОДИМ КАЛИЙ ЦИАНИД? За извличане на злато и сребро от руди. За галванично позлатяване и посребряване на неблагородни метали. За получаване на много органични вещества. За азотирана стомана - това придава на повърхността й по-голяма здравина. За съжаление, това така необходимо вещество е изключително отровно. И KCN изглежда доста безвреден: малки бели кристали с кафеникав или сив нюанс.
Цезий Цезият е открит сравнително наскоро, през 1860 г., в минералните води на известни лечебни извори в Шварцвалд (Баден-Баден и др.). За кратък исторически период той е извървял блестящ път - от рядък, непознат химичен елемент до стратегически метал. Той принадлежи към работническото семейство на алкалните метали, но във вените му тече синята кръв на последния от рода му. . . Това обаче ни най-малко не му пречи да общува с други елементи и дори да не са толкова известни, той охотно влиза в контакт с тях и създава силни връзки. В момента той работи едновременно в няколко индустрии: в електрониката и автоматизацията, в радара и киното, в ядрените реактори и космическите кораби. . . ".
Известно е, че цезият е първият елемент, открит чрез спектрален анализ. Учените обаче са имали възможността да се запознаят с този елемент още преди Робърт Бунзен и Густав Кирхоф да създадат нов метод за изследване. През 1846 г. немският химик Платнер, анализирайки минерала полуцит, открива, че сумата от известните му компоненти е само 93%, но не успява да определи точно какъв друг елемент (или елементи) е включен в този минерал. Едва през 1864 г., след откриването на Бунзен, италианецът Пизани открива цезий в полуцита и установява, че именно съединенията на този елемент Платнер не може да идентифицира.
Интересни факти Цезий и налягане Всички алкални метали се променят значително, когато са изложени на високо налягане. Но това е цезият, който реагира на него най-уникално и остро. При налягане от 100 хиляди атм. обемът му намалява почти три пъти - повече от този на другите алкални метали. В допълнение, при условия на високо налягане бяха открити две нови модификации на елементарен цезий. Електрическото съпротивление на всички алкални метали се увеличава с увеличаване на налягането; При цезия това свойство е особено силно изразено.
Франций Сред елементите в края на периодичната таблица на Д. И. Менделеев има такива, за които неспециалистите са чували и знаят много, но има и такива, за които дори химик може да каже малко. Първите включват например радон (№ 86) и радий (№ 88). Сред вторите е техният съсед в периодичната таблица, елемент No87 – франций. Францият е интересен по две причини: първо, той е най-тежкият и активен алкален метал; второ, францият може да се счита за най-нестабилния от първите сто елемента на периодичната таблица. Най-дългоживеещият изотоп, франций, 223 Fr, има период на полуразпад от само 22 минути. Такава рядка комбинация в един елемент с висока химическа активност с ниска ядрена стабилност определя трудностите при откриването и изучаването на този елемент.
Срещане в природата В допълнение към 223 Fr, сега са известни няколко изотопа на елемент № 87. Но само 223 Fr се среща в природата в забележими количества. Използвайки закона за радиоактивното разпадане, може да се изчисли, че един грам естествен уран съдържа 4·10–18 g 223 Fr. Това означава, че около 500 g France-223 е в радиоактивно равновесие с цялата маса на земния уран. На Земята има още два изотопа на елемент № 87 в изчезващо малки количества - 224 Fr (член на семейството на радиоактивния торий) и 221 Fr. Естествено е почти невъзможно да се намери елемент на Земята, чиито световни запаси не достигат килограм. Следователно всички изследвания на франция и малкото му съединения са извършени върху изкуствени продукти.
Интересни факти Натрий в подводница Натрият се топи при 98°C, но кипи само при 883°C. Следователно температурният диапазон на течното състояние на този елемент е доста голям. Ето защо (а също и поради малкото напречно сечение на улавяне на неутрони) натрият започна да се използва в ядрената енергетика като охладител. По-специално, американските атомни подводници са оборудвани с електроцентрали с натриеви вериги. Генерираната в реактора топлина загрява течния натрий, който циркулира между реактора и парогенератора. В парогенератор натрият, когато се охлади, изпарява вода и получената пара под високо налягане върти парна турбина. За същите цели се използва сплав от натрий и калий.
Неорганична фотосинтеза Обикновено окисляването на натрия произвежда оксид от състава Na 2 O. Въпреки това, ако натрият се изгори в сух въздух при повишени температури, тогава вместо оксида се образува пероксид N 2 O 2. Това вещество лесно се отказва неговият „допълнителен“ кислороден атом и следователно има силни окислителни свойства. По едно време натриевият пероксид е бил широко използван за избелване на сламени шапки. Сега делът на сламените шапки в употребата на натриев пероксид е незначителен; Основните количества от него се използват за избелване на хартия и за регенерация на въздуха в подводници. Когато натриевият пероксид взаимодейства с въглеродния диоксид, протича процес, обратен на дишането: 2 Na 2 O 2 + 2 CO 2 → 2 Na 2 CO 3 + O 2, т.е. въглеродният диоксид се свързва и се освобождава кислород. Точно като зелено листо!
Натрий и злато По времето, когато натрият беше открит, алхимията вече не беше в полза и идеята за превръщането на натрия в злато не вълнуваше умовете на естествените учени. Въпреки това, сега много натрий се консумира за получаване на злато. „Златната руда“ се обработва с разтвор на натриев цианид (и се получава от елементарен натрий). В този случай златото се превръща в разтворимо комплексно съединение, от което се изолира с помощта на цинк. Златотърсачите са сред основните потребители на елемент № 11. В промишлен мащаб натриевият цианид се произвежда чрез реакция на натрий, амоняк и кокс при температура около 800°C.
Натрий във водата Всеки ученик знае какво се случва, ако хвърлите парче натрий във водата. По-точно не във вода, а във вода, защото натрият е по-лек от водата. Топлината, която се отделя, когато натрият реагира с вода, е достатъчна, за да разтопи натрия. И сега натриева топка преминава през водата, задвижвана от освободения водород. Реакцията на натрий с вода обаче е не само опасно забавление; напротив, често е полезно. Натрият се използва за надеждно отстраняване на следи от вода от трансформаторни масла, алкохоли, етери и други органични вещества, а с помощта на натриева амалгама (т.е. сплав на натрий с живак) съдържанието на влага в много съединения може бързо да се определи. Амалгамата реагира с вода много по-спокойно от самия натрий. За да се определи съдържанието на влага, определено количество натриева амалгама се добавя към проба от органична материя и съдържанието на влага се определя от обема на отделения водород.
Натриевият пояс на Земята Съвсем естествено е, че натрият никога не се намира в свободно състояние на Земята - този метал е твърде активен. Но в горните слоеве на атмосферата - на височина около 80 км - беше открит слой от атомен натрий. На тази надморска височина на практика няма кислород, водни пари или каквото и да било, с което натрият да реагира. Натрият е открит и в междузвездното пространство с помощта на спектрални методи.
Рубидият е метал, който може да се нарече химически чувствителен. При контакт с въздуха спонтанно се запалва и гори с ярък розово-виолетов пламък. Експлодира с вода и също така реагира бурно при контакт с флуор, хлор, бром, йод и сяра. Като истинска добавка, рубидият трябва да бъде защитен от външни влияния. За целта се поставя в съдове, пълни със сух керосин. . . Рубидият е по-тежък от керосина (плътност на рубидия 1,5) и не реагира с него. Рубидият е радиоактивен елемент и бавно освобождава поток от електрони, за да се превърне в стронций. Най-забележителното свойство на рубидия е неговата особена чувствителност към светлина. Под въздействието на светлинните лъчи рубидият става източник на електрически ток. С прекратяването на светлинното облъчване изчезва и токът. R. реагира с вода експлозивно, при което се отделя водород и се образува разтвор на R. хидроксид, Rb. ОХ
Рубидий се намира в много скали и минерали, но концентрацията му е изключително ниска. Само лепидолитите съдържат малко повече Rb 2 O, понякога 0,2%, а понякога до 1. . . 3%. Рубидиевите соли се разтварят във водите на морета, океани и езера. Концентрацията им тук е много ниска, средно около 100 µg/l. Това означава, че в световните океани има стотици пъти по-малко рубидий, отколкото в земната кора.
Интересни факти Рубидий не е пренебрегнал много представители на растителния свят: следи от него се намират във водорасли и тютюн, в листа от чай и кафе на зърна, в захарна тръстика и цвекло, в грозде и някои видове цитрусови плодове. Защо се нарича рубидий? Rubidus – латински за „червен“. Изглежда, че това име е по-подходящо за медта, отколкото за рубидия, който е много обикновен на цвят. Но да не бързаме със заключенията. Това име е дадено на елемент No 37 от неговите откриватели Кирхоф и Бунзен. Преди повече от сто години, докато изучавали различни минерали със спектроскоп, те забелязали, че една от пробите от лепидолит, изпратена от Розен (Саксония), дава специални линии в тъмночервената област на спектъра. Тези линии не са открити в спектрите на нито едно известно вещество. Скоро подобни тъмночервени линии бяха открити в спектъра на седимента, получен след изпаряването на лечебните води от минералните извори на Шварцвалд. Беше естествено да се предположи, че тези линии принадлежат на някакъв нов, неизвестен досега елемент. Така през 1861 г. е открит рубидий
Медната подгрупа включва три елемента – мед, сребро и злато. Подобно на атомите на алкални метали, атомите на всички тези елементи имат един електрон във външния си слой; но техният предпоследен електронен слой съдържа, за разлика от атомите на алкални метали, осемнадесет електрона. Структурата на двете външни електронни обвивки на атомите на тези елементи може да се изобрази с формулата (където е номерът на периода, в който се намира елементът). Всички елементи от медната подгрупа са предпоследните членове на елементите на декадата. Въпреки това, както се вижда от горната формула, техните атоми съдържат не 9, а 10 електрона на -подниво. Това е така, защото структурата е по-стабилна от структурата (вижте страница 93). Сравнявайки данните в табл. 31 със съответните стойности за алкални метали (Таблица 30), може да се види, че радиусите на атомите на медта, среброто и златото са по-малки от радиусите на атомите на металите от основната подгрупа. Това води до значително по-висока плътност, високи температури на топене и големи стойности на енталпията на атомизация на въпросните метали; По-малките атоми са разположени по-плътно в решетката, в резултат на което силите на привличане между тях са силни. Малкият радиус на атомите обяснява и по-високите енергии на йонизация на металите от тази подгрупа в сравнение с алкалните метали. Това води до големи разлики в химичните свойства на металите от двете подгрупи. Елементите от подгрупата на медта са нискоактивни метали. Те трудно се окисляват и, обратно, техните йони лесно се редуцират; Те не разграждат водата; техните хидроксиди са относително слаби основи. В серията напрежения те идват след водорода. В същото време осемнадесет-електронният слой, който е стабилен в други елементи, все още не е напълно стабилизиран тук и е способен на частична загуба на електрони. Така медта, наред с еднозаредените катиони, образува и двойно заредени катиони, които са още по-характерни за нея. По същия начин за златото степента на окисление е по-характерна от. Степента на окисление на среброто в обичайните му съединения е еднаква, но са известни съединения със степен на окисление на среброто и .
45. Елементи от 3-та главна подгрупа
Третата група на периодичната система обхваща много голям брой химични елементи, тъй като нейният състав, в допълнение към елементите от главните и вторичните подгрупи, включва елементи с поредни номера 58-71 (лантаниди) и с поредни номера 90-103 ( актиниди). Ще разгледаме лантанидите и актинидите заедно с елементите на тяхната вторична подгрупа. Елементите от основната подгрупа на третата група - бор, алуминий, галий, индий и талий - се характеризират с наличието на три електрона във външния електронен слой на атома. Вторият външен електронен слой на атома на бора съдържа два електрона, атомът на алуминия - в. Металните свойства на разглежданите елементи са по-слабо изразени от тези на съответните елементи от основните подгрупи на втората и особено на първата група и в бора преобладават неметалните свойства. В съединения те проявяват степен на окисление +3. С увеличаването на атомната маса обаче се появяват и по-ниски степени на окисление. За последния елемент от подгрупата - талия - най-стабилните съединения са тези, при които степента му на окисление е +1. С увеличаване на поредния номер, металните свойства на разглежданите елементи, както и в други основни подгрупи, значително се увеличават. По този начин борният оксид е киселинен по природа, алуминиевият, галиевият и индиевият оксид са амфотерни, а талиевият (III) оксид е основен по природа. В практическо отношение най-важните елементи от третата група са борът и алуминият.
46. Елементи на 4-та основна подгрупа
Основната подгрупа на четвърта група на периодичната система се формира от пет елемента - въглерод, силиций, германий, калай и олово. При преминаване от въглерод към олово размерите на атомите се увеличават. Следователно трябва да се очаква, че способността за прикрепване на електрони и следователно неметалните свойства ще отслабнат, докато лекотата на освобождаване на електрони ще се увеличи. Всъщност германият вече проявява метални свойства, докато в калая и оловото те преобладават над неметалните. По този начин само първите два члена на описаната група са неметали; германият се класифицира както като метали, така и като неметали, калайът и оловото са метали. Елементите от разглежданата група се характеризират със степени на окисление +2 и +4. Съединенията на въглерода и силиция, в които степента на окисление на тези елементи е +2, са малко на брой и относително нестабилни. Таблица 28. Някои свойства на въглерода и неговите аналози
47. Елементи от 5-та главна подгрупа
Основната подгрупа на V група на периодичната таблица включва азот, фосфор, арсен, антимон и бисмут. Тези елементи, които имат пет електрона във външния слой на атома, обикновено се характеризират като неметали. Въпреки това способността им да добавят електрони е много по-слабо изразена от тази на съответните елементи от групи VI и VII. Поради наличието на пет външни електрона най-високото положително окисление на елементите от тази подгрупа е +5, а отрицателното -3. Поради относително по-ниската електроотрицателност, връзката на разглежданите елементи с водорода е по-малко полярна от връзката с водорода на елементи от групи VI и VII. Следователно водородните съединения на тези елементи не извличат водородни йони във воден разтвор и следователно нямат киселинни свойства. Физическите и химичните свойства на елементите от подгрупата на азота се променят с увеличаване на атомния номер в същата последователност, която се наблюдава в разгледаните по-рано групи.Но тъй като неметалните свойства на азота са по-слабо изразени от тези на кислорода и особено, флуор, отслабването на тези свойства при преминаване към следващите елементи води до появата и увеличаването на металните свойства. Последните вече се забелязват в арсена, антимонът има и двете свойства приблизително еднакво, а в бисмута металните свойства преобладават над неметалните. Най-важните свойства на елементите от разглежданата подгрупа са дадени в табл. 27. Таблица 27. Някои свойства на азота и неговите аналози
48. Органични въглеродни съединения
Въглеродните съединения (с изключение на някои от най-простите) отдавна се наричат органични съединения, тъй като в природата те се срещат почти изключително в животински и растителни организми, участват в жизнени процеси или са продукти на жизнената дейност или разпадането на организмите . За разлика от органичните съединения, вещества като пясък, глина, различни минерали, вода, въглеродни оксиди, въглеродна киселина, нейните соли и други, намиращи се в „неживата природа“, се наричат неорганични или минерални вещества. Разделянето на веществата на органични и неорганични възниква поради уникалността на органичните съединения, които имат специфични свойства. Дълго време се смяташе, че въглеродсъдържащите вещества, образувани в организмите, по принцип не могат да бъдат получени чрез синтез от неорганични съединения. Образуването на органични вещества се дължи на влиянието на специална, недостъпна за познанието „жизнена сила“, действаща само в живите организми и определяща спецификата на органичните вещества. Тази доктрина, която е разновидност на идеалистичните идеи за природата, получава името витализъм (от лат. vis vitalis - жизнена сила). Виталистите се опитаха да намерят в явленията на живата природа доказателства за съществуването в света на някакви мистериозни сили, които не могат да бъдат изследвани и не се подчиняват на общи физични и химични закони. Най-пълно виталистичната концепция е формулирана от един от най-авторитетните химици от първата половина на 19 век - шведският учен И. Я. Берцелиус. Виталистичните възгледи възпрепятстваха напредъка в изучаването на природата на органичните вещества и бяха опровергани в хода на развитието на науката. През 1824 г. немският химик Ф. Вьолер, ученик на Берцелиус, за първи път получава оксалова киселина HOOC-COOH от неорганичното вещество цианоген NC-CN чрез нагряване с вода - органично съединение, което дотогава се извлича само от растения. През 1828 г. Wöhler извършва първия синтез на вещество от животински произход: чрез нагряване на неорганичното съединение амониев цианат NH4CNO той получава урея (карбамид) (NH2)CO; дотогава това вещество е изолирано само от урината. Скоро в лабораторни условия са извършени синтези на други органични вещества: през 1845 г. в Германия Г. Колбе синтезира оцетна киселина, през 1854 г. във Франция М. Бертло получава синтетично мазнини, през 1861 г. в Русия А. М. Бутлеров извършва синтеза на захарно вещество и др. В момента много органични съединения се получават чрез синтез. Освен това се оказа, че много органични вещества се получават много по-лесно и по-евтино по синтетичен път, отколкото да се изолират от природни продукти. Най-големият успех на химията през 20 век е първият синтез на прости протеини - хормона инсулин и ензима рибонуклеаза. По този начин е доказана възможността за синтетично производство дори на протеини, най-сложните органични вещества, които са незаменими участници в жизнените процеси; според определението на Ф. Енгелс: „Животът е начин на съществуване на белтъчни тела.“ С развитието на синтеза на органични съединения линията, разделяща тези съединения от неорганичните, беше унищожена, но името „органични съединения“ беше запазено. Повечето известни въглеродни съединения дори не се намират в организмите, а се получават изкуствено.
49. Елементи от 8-ма странична група
Странична подгрупа на осмата група на периодичната таблица обхваща три триади от d-елементи. Първата триада се формира от елементите Fe, кобалт и никел, втората триада от рутений, родий и паладий, а третата триада от осмий, иридий и платина. Повечето елементи от разглежданата подгрупа имат два електрона във външния електронен слой на атома; всички те са метали. В образуването на химични връзки освен външните електрони участват и електрони от предишния незавършен слой. Тези елементи се характеризират със степен на окисление 2, 3, 4. По-рядко се срещат по-високи степени на окисление. Сравнението на физичните и химичните свойства на елементите от осма група показва, че желязото, кобалтът и никелът, които са в първия голям период, са много сходни един с друг и в същото време много различни от елементите на другия две триади. Следователно те обикновено се класифицират в семейството на желязото. Останалите шест елемента от осмата група са обединени под общото наименование платинени метали.
Основните степени на окисление на желязото са +2 и +3.
Когато се съхранява на въздух при температури до 200 °C, желязото постепенно се покрива с плътен филм от оксид, който предотвратява по-нататъшното окисляване на метала. Във влажен въздух желязото се покрива с хлабав слой ръжда, който не пречи на достъпа на кислород и влага до метала и неговото разрушаване. Ръждата няма постоянен химичен състав, приблизително нейната химична формула може да бъде записана като Fe2O3 xH2O.
Желязото реагира с кислорода при нагряване. При изгаряне на желязото на въздух се образува оксидът Fe3O4, при изгаряне в чист кислород се образува оксидът Fe2O3. Ако кислородът или въздухът преминат през разтопено желязо, се образува FeO оксид. При нагряване на сяра и железен прах се образува сулфид, чиято приблизителна формула може да бъде записана като FeS.
При нагряване желязото реагира с халогени. Тъй като FeF3 е нелетлив, желязото е устойчиво на флуор до температури от 200-300 °C. Когато желязото се хлорира (при температура около 200 °C), се образува летлив димер Fe3Cl6. Ако взаимодействието на желязо и бром настъпи при стайна температура или при нагряване и повишено налягане на бромните пари, се образува FeBr3. При нагряване FeCl3 и особено FeBr3 отделят халогена и се превръщат в железни (II) халогениди. Когато желязото и йодът реагират, се образува йодид Fe3I8.
При нагряване желязото реагира с азот, образувайки железен нитрид Fe3N, с фосфор, образувайки фосфиди FeP, Fe2P и Fe3P, с въглерод, образувайки карбид Fe3C, със силиций, образувайки няколко силицида, например FeSi.
При повишено налягане металното желязо реагира с въглероден оксид (II) CO и се образува течност, при нормални условия, силно летлив железен пентакарбонил Fe(CO)5. Известни са и железни карбонили със състави Fe2(CO)9 и Fe3(CO)12. Железните карбонили служат като изходни материали при синтеза на органични железни съединения, включително фероцен със състав (η5-C5H5)2Fe.
Чистото метално желязо е стабилно във вода и разредени алкални разтвори. Желязото не се разтваря в студена концентрирана сярна и азотна киселина поради пасивиране на металната повърхност от силен оксиден филм. Горещата концентрирана сярна киселина, като по-силен окислител, взаимодейства с желязото.
Желязото реагира със солна и разредена (приблизително 20%) сярна киселина, за да образува железни (II) соли:
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2;
Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2.
Когато желязото реагира с приблизително 70% сярна киселина, реакцията протича до образуване на железен (III) сулфат:
2Fe + 6H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O.
Железният(II) оксид FeO има основни свойства, на него съответства основата Fe(OH)2. Железен (III) оксид Fe2O3 е слабо амфотерен; той е съчетан с още по-слаба основа от Fe(OH)2, Fe(OH)3, която реагира с киселини:
2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 6H2O.
Железният (III) хидроксид Fe (OH) 3 проявява слабо амфотерни свойства, способен е да реагира само с концентрирани разтвори на основи:
Fe(OH)3 + 3KOH → K3.
Получените хидроксокомплекси на желязо(III) са стабилни в силно алкални разтвори. Когато разтворите се разреждат с вода, те се разрушават и Fe(OH)3 се утаява.
Съединенията на желязото (III) в разтвори се редуцират от метално желязо:
Fe + 2FeCl3 → 3FeCl2.
При съхранение на водни разтвори на соли на желязо (II) се наблюдава окисление на желязо (II) до желязо (III):
4FeCl2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)Cl2.
От солите на желязото(II) най-устойчива във водни разтвори е солта на Мор - двоен амониев и железен(II) сулфат (NH4)2Fe(SO4)2 6H2O.
Желязото (III) е способно да образува двойни сулфати с еднократно заредени катиони като стипца, например KFe(SO4)2 - желязо-калиева стипца, (NH4)Fe(SO4)2 - желязо-амониева стипца и др.
Когато хлорният газ или озонът действа върху алкални разтвори на железни (III) съединения, се образуват железни (VI) съединения - ферати, например калиев ферат (VI) K2FeO4. Има съобщения за получаване на съединения на желязото (VIII) под въздействието на силни окислители.
За откриване на съединения на желязо(III) в разтвор се използва качествена реакция на Fe3+ йони с SCN− тиоцианатни йони. Когато Fe3+ йони взаимодействат с SCN− аниони, се образува яркочервен железен тиоцианат Fe(SCN)3. Друг реагент за Fe3+ йони е калиев хексацианоферат(II) K4 (жълта кръвна сол). Когато Fe3+ и 4− йони взаимодействат, се утаява яркосиня утайка от пруско синьо:
4K4 + 4Fe3+ → 4KFeIII↓ + 12K+.
Калиев хексацианоферат(III) K3 (червена кръвна сол) може да служи като реагент за Fe2+ йони в разтвор. Когато Fe2+ и 3− йони взаимодействат, се образува Turnboole синя утайка:
3K3 + 3Fe2+→ 3KFe2↓ + 6K+.
Интересно е, че пруското синьо и Turnboule blue са две форми на едно и също вещество, тъй като в разтвора се установява равновесие:
KFe3 ↔ KFe2.
Никелът е елемент от страничната подгрупа на осма група, четвърти период от периодичната система на химичните елементи на Д. И. Менделеев, с атомен номер 28. Означава се със символа Ni (лат. Niccolum). Простото вещество никел е пластичен, ковък преходен метал със сребристо-бял цвят; при обикновени температури във въздуха той е покрит с тънък защитен филм от оксид. Химически неактивен.
Атомите на никела имат външна електронна конфигурация 3d84s2. Най-стабилното състояние на окисление за никела е Ni(II).
Никелът образува съединения със степен на окисление +2 и +3. В този случай никелът със степен на окисление +3 се предлага само под формата на комплексни соли. За съединения на никел +2 са известни голям брой обикновени и сложни съединения. Никеловият оксид Ni2O3 е силен окислител.
Никелът се характеризира с висока устойчивост на корозия - устойчив е на въздух, вода, основи и редица киселини. Химическата устойчивост се дължи на склонността му към пасивация - образуване на плътен оксиден филм върху повърхността му, който има защитен ефект. Никелът се разтваря активно в азотна киселина.
С въглероден окис CO никелът лесно образува летливия и силно токсичен карбонил Ni(CO)4.
Финият никелов прах е пирофорен (самозапалва се във въздуха).
Никелът гори само в прахообразна форма. Образува два оксида NiO и Ni2O3 и съответно два хидроксида Ni(OH)2 и Ni(OH)3. Най-важните разтворими никелови соли са ацетат, хлорид, нитрат и сулфат. Разтворите обикновено са оцветени в зелено, а безводните соли са жълти или кафеникаво-жълти. Неразтворимите соли включват оксалат и фосфат (зелено), три сулфида NiS (черен), Ni2S3 (жълтеникаво-бронзов) и Ni3S4 (черен). Никелът също така образува множество координационни и сложни съединения. Например, никелов диметилглиоксимат Ni(C4H6N2O2)2, който дава ясен червен цвят в кисела среда, се използва широко в качествения анализ за откриване на никел
Водният разтвор на никелов сулфат е зелен на цвят.
Водните разтвори на никелови (II) соли съдържат хексаакваникелов (II) 2+ йон. Когато разтвор на амоняк се добави към разтвор, съдържащ тези йони, се утаява никелов (II) хидроксид, зелено, желатиново вещество. Тази утайка се разтваря, когато се добави излишък от амоняк поради образуването на хексаминикел(II) 2+ йони.
Никелът образува комплекси с тетраедрични и плоски квадратни структури. Например комплексът тетрахлороникелат(II)2− има тетраедрична структура, докато комплексът тетрацианоникелат(II)2− има плоска квадратна структура.
Качественият и количествен анализ използва алкален разтвор на бутандион диоксим, известен също като диметилглиоксим, за откриване на никелови (II) йони. Когато реагира с никелови(II) йони, се образува червеното координационно съединение бис(бутандиондиоксимато)никел(II). Това е хелатно съединение и бутандион диоксиматният лиганд е бидентат.
Масовата част на кобалта в земната кора е 4×10−3%. Кобалтът влиза в състава на минералите: каролит CuCo2S4, линеит Co3S4, кобалтин CoAsS, сферокобалтит CoCO3, смалтит CoAs2, скутерудит (Co, Ni)As3 и др. Общо са известни около 30 минерала, съдържащи кобалт. Кобалтът е придружен от желязо, никел, манган и мед. Съдържанието в морската вода е приблизително (1,7)×10−10%. Във въздуха кобалтът се окислява при температури над 300 °C.
Кобалтовият оксид, стабилен при стайна температура, е сложен оксид Co3O4, имащ шпинелна структура, в кристалната структура на която една част от възлите е заета от Co2+ йони, а другата от Co3+ йони; разлага се до образуване на CoO над 900 °C.
При високи температури може да се получи α-форма или β-форма на CoO оксид.
Всички кобалтови оксиди се редуцират с водород. Co3O4 + 4H2 → 3Co + 4H2O.
Кобалтов (III) оксид може да се получи чрез калциниране на кобалтови (II) съединения, например: 2Co(OH)2 + O2 → Co2O3 + H2O.
Платина (лат. Platinum), Pt, химичен елемент от VIII група на периодичната система на Менделеев, атомен номер 78, атомна маса 195.09; тежък огнеупорен метал.
Химическите свойства на платината са подобни на паладия, но проявява по-голяма химическа стабилност. Реагира само с гореща царска вода: 3Pt + 4HNO3 + 18HCl = 3H2 + 4NO + 8H2O
Платината се разтваря бавно в гореща сярна киселина и течен бром. Не взаимодейства с други минерални и органични киселини. При нагряване реагира с алкали и натриев пероксид, халогени (особено в присъствието на халиди на алкални метали): Pt + 2Cl2 + 2NaCl = Na2. При нагряване платината реагира със сяра, селен, телур, въглерод и силиций. Подобно на паладия, платината може да разтваря молекулярен водород, но обемът на абсорбирания водород е по-малък и способността на платината да го освобождава при нагряване е по-малка.
При нагряване платината реагира с кислорода и образува летливи оксиди. Идентифицирани са следните платинови оксиди: черен PtO, кафяв PtO2, червеникаво-кафяв PtO3, както и Pt2O3 и Pt3O4.
За платината са известни хидроксидите Pt(OH)2 и Pt(OH)4. Получават се чрез алкална хидролиза на съответните хлороплатинати, например: Na2PtCl4 + 2NaOH = 4NaCl + Pt(OH)2, Na2PtCl6 + 4NaOH = 6NaCl + Pt(OH)4. Тези хидроксиди проявяват амфотерни свойства: Pt(OH)2 + 2NaOH = Na2, Pt(OH)2 + 4HCl = H2 + 2H2O, Pt(OH)4 + 6HCl = H2 + 4H2O, Pt(OH)4 + 2NaOH = Na2.
Платиновият хексафлуорид PtF6 е един от най-силните окислители сред всички известни химични съединения, способен да окислява кислород, ксенон или NO молекули: O2 + PtF6 = O2+−. С негова помощ, по-специално, канадският химик Нийл Бартлет през 1962 г. получава първото истинско химическо съединение на ксенона XePtF6.
С взаимодействието между Xe и PtF6, открито от Н. Бартлет, което води до образуването на XePtF6, започва химията на инертните газове. PtF6 се получава чрез флуориране на платина при 1000 °C под налягане. Флуорирането на платината при нормално налягане и температура от 350-400 °C дава Pt(IV) флуорид: Pt + 2F2 = PtF4 Платиновите флуориди са хигроскопични и се разлагат с вода. Платиновият (IV) тетрахлорид с вода образува хидрати PtCl4 nH2O, където n = 1, 4, 5 и 7. При разтваряне на PtCl4 в солна киселина се получават хлороплатинови киселини Н и Н2. Синтезирани са платинени халиди като PtBr4, PtCl2, PtCl2 2PtCl3, PtBr2 и PtI2. Платината се характеризира с образуването на комплексни съединения от състав 2- и 2-. Изучавайки платиновите комплекси, А. Вернер формулира теорията на комплексните съединения и обяснява природата на появата на изомерите в комплексните съединения.
Платината е един от най-инертните метали. Неразтворим е в киселини и основи, с изключение на царска вода. Платината също реагира директно с брома, разтваряйки се в него.
При нагряване платината става по-реактивна. Реагира с пероксиди, а при контакт с атмосферен кислород - с основи. Тънка платинена тел гори във флуор, освобождавайки голямо количество топлина. Реакциите с други неметали (хлор, сяра, фосфор) протичат по-малко лесно. При по-силно нагряване платината реагира с въглерод и силиций, образувайки твърди разтвори, подобни на металите от желязната група.
В своите съединения платината проявява почти всички степени на окисление от 0 до +6, от които +2 и +4 са най-стабилни. Платината се характеризира с образуването на множество комплексни съединения, от които са известни много стотици.
Основната подгрупа на група I на периодичната система се състои от литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr.
Атомите на тези елементи имат един s-електрон на външно енергийно ниво: ns1. Когато влизат в химични взаимодействия, атомите лесно се отказват от електрон от външното енергийно ниво, показвайки постоянно състояние на окисление +1 в съединенията.
Елементите от тази подгрупа принадлежат към металите. Общото им име е алкални метали.
В природата най-разпространени са натрият и калият. Масовата част на натрий в земната кора е 2,64%, калий - 2,60%. Алкалните метали не се срещат в природата в свободно състояние. Основните естествени Na съединения са минералите халит, или каменна сол, NaCl, и мирабилит, или глауберова сол (Na2SO4 · 10H2O). Най-важните калиеви съединения включват силвин (KCl), карналит (KCl MgCl2 6H2O), силвинит
Францият е радиоактивен елемент. Следи от този елемент са открити в продуктите на разпада на естествения уран. Поради краткия живот на Fr изотопите е трудно да се получи в големи количества, поради което свойствата на металната Франция и нейните съединения все още не са достатъчно проучени.
Свойства: Алкалните метали са сребристо-бели вещества с ниска плътност. Литият е най-лекият от тях. Това са меки метали; мекотата на Na, K, Rb, Cs е подобна на восъка. Алкалните метали са топими. Точката на топене на цезия е 28,5°C, най-високата точка на топене на лития (180,5°C). Имат добра електропроводимост.
Алкалните метали имат висока химическа активност, тяхната активност нараства в серията Li-Na-K-Rb-Cs-Fr. Те са силни редуциращи агенти в реакциите.
1. Взаимодействие с прости вещества.
Алкалните метали реагират с кислорода. Всички те лесно се окисляват от атмосферния кислород, а рубидият и цезият дори се самозапалват.
4Li + O2® 2Li2O (литиев оксид)
2Na + O2® Na2O2 (натриев пероксид)
K+O2® KO2 (калиев супероксид)
Алкалните метали спонтанно се запалват във флуорни, хлорни, бромни пари, образувайки халогениди:
2Na+Br2®2NaBr (халогенид)
При нагряване те взаимодействат с много неметали:
2Na + S ® Na2S (сулфиди)
6Li + N2® 2Li3N (нитриди)
2Li + 2C ® 2Li2C2 (карбиди)
2. Взаимодействие с вода. Всички алкални метали реагират с вода, като я редуцират до водород. Активността на взаимодействието на металите с водата се увеличава от литий до цезий.
2Na + 2H2O ® 2NaOH + H2
2Li + 2H2O ® 2LiOH + H2
3. Взаимодействат с киселини. Алкалните метали реагират със солна и разредена сярна киселина за освобождаване на водород:
2Na + 2HCl® 2NaCl +H2
Концентрираната сярна киселина се редуцира главно до сероводород:
8Na + 5H2SO4® 4Na2SO4+ H2S + 4H2O
В този случай е възможна паралелна реакция на редукция на сярна киселина до серен оксид (IV) и елементарна сяра.
Когато алкален метал реагира с разредена азотна киселина, се получава предимно амоняк или амониев нитрат, а с концентрирана киселина се получава азот или азотен оксид (I):
8Na +10HNO3(разр.)® 8NaNO3+ NH4NO3+ 3 H2O
8K +10HNO3(конц.)® 8KNO3+ NO2+ 5H2O
Въпреки това, като правило, няколко продукта се образуват едновременно.
4. Взаимодействие с метални оксиди и соли. Поради високата си химическа активност, алкалните метали могат да редуцират много метали от техните оксиди и соли:
BeO +2Na ®Be + Na2O
CaCl2+ 2Na® Ca + 2NaCl
Касова бележка:
Металният натрий се произвежда промишлено чрез електролиза на разтопен натриев хлорид с инертни електроди. В стопилката натриевият хлорид се разпада на йони:
NaCl↔ Na+ + Cl-
По време на електролиза Na+ катионът се редуцира на катода, а Cl- анионът се окислява на анода:
катод: 2 Na++2е ® 2Na
анод: 2 Cl--2e ® Cl2
2Na++ 2Cl-® 2Na + Cl2 или 2NaCl®2Na + Cl
Така по време на електролиза се образуват натрий и хлор. Понякога натрият се получава чрез електролиза на разтопен натриев хидроксид.
Друг начин за получаване на натрий е намаляването на содата с въглища при високи температури:
Na2CO3+ 2C®2Na + 3CO
Калият се получава чрез заместването му с натрий от стопилка на калиев хлорид или калиев хидроксид:
KCl + Na ® K + NaCl
Калият може да се получи и чрез електролиза на стопилки на неговите съединения (KCl; KOH).
Литиевият метал се произвежда чрез електролиза на разтопен литиев хлорид или редукция на литиев оксид с алуминий.
Рубидий и цезий се получават чрез редукция на техните халиди с метали във вакуум:
2RbCl + Ca = 2Rb + CaCl2; 2CsCl + Mg = 2Cs + CaCl2
Оксиди на алкални метали (R2O):
Литиевият и натриевият оксид са бели вещества, калиевият оксид е светложълт, рубидият е жълт, а цезият е оранжев. Всички оксиди са реактивни съединения и имат изразени основни свойства, а в серията от литиев оксид до цезиев оксид основните свойства се увеличават.
Окисляването на метала произвежда само литиев оксид:
4Li + O2® 2Li2O
Останалите оксиди се получават индиректно. Така натриевият оксид се получава чрез редуциране на натриевото съединение с метален натрий:
Na2O2+ 2Na® 2Na2O
2NaOH + 2Na® 2Na2O + H2
Оксидите на алкални метали лесно реагират с вода, за да образуват хидроксиди, например:
Li2O + H2O ® 2LiOH
Те реагират с киселинни оксиди и киселини, за да образуват соли:
Na2O + SO3 ® Na2SO4
K2O + 2HNO3 ® 2KNO3+ H2O
Хидроксиди на алкални метали (ROH):
Те са бели кристални вещества. Всички хидроксиди на алкални метали са силни основи, разтворими във вода. Общото име е алкали.
Хидроксидите се образуват при взаимодействието на алкални метали или техните оксиди с вода:
2Li + 2H2O ® 2LiOH + H2
Li2O + H2O ® 2LiOH
Натриеви и калиеви хидроксиди, които са от голямо практическо значение, се произвеждат промишлено чрез електролиза на хлориди:
2NaCl + 2H2O ® 2NaOH + H2 + Cl2
катод: 2H++ 2ē ® H02
анод: 2Cl-– 2ē ® Cl02
Хидроксидите на алкалните метали проявяват всички характерни свойства на основите: взаимодействат с киселини и амфотерни оксиди, амфотерни хидроксиди, киселини и соли. Някои метали, които образуват амфотерни хидроксиди, се разтварят във водни разтвори на основи, например:
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2
C Si Ge Sn Pb
основни характеристики
Електронна конфигурация ns 2 np 2
Характерни степени на окисление: -4; 0; +2; +4.
Максималната валентност на тези елементи, както по отношение на даряването, така и по отношение на привличането на електрони, е четири. Поради увеличаването на обема на атомите при прехода от въглерод към олово, процесът на приемане на електрони отслабва и лекотата на загубата им се увеличава, така че металните свойства на атомите се увеличават отгоре надолу.
въглерод
Срещане в природата, приложение, физични свойства.Формите на въглерода в природата са разнообразни. В допълнение към тъканите на живите организми и продуктите от тяхното унищожаване (въглища, нефт и др.), той е част от много минерали,имащи най-вече общата формула MSO 3, където М е двувалентен метал. Най-често срещаният от тези минерали е калцитът (CaCO 3), който понякога образува огромни натрупвания в определени области на земната повърхност. Въглеродът се намира в атмосферата като въглероден диоксид, който също се намира в разтворено състояние във всички природни води.
Под формата на въглен въглеродът е познат на човечеството от незапомнени времена. Получава съвременното си име през 1787 г. Естественият въглерод се състои от два изотопа - 12 C (98,892%) и 13 C (1,108%). Масата на изотопа въглерод-12 се приема като единица за атомна и молекулна маса. В различни природни обекти съотношението на двата изотопа може леко да варира.
Свободният въглерод се среща в природата под формата на две прости вещества - диамант и графит (най-стабилната форма на въглерод при нормални условия). Те включват така наречения "аморфен" въглерод, най-простият представител на който е дървеният въглен. Диамантът има плътност 3,5 g/cm 3 и е най-твърдият от всички минерали. Най-чистите диаманти са безцветни и прозрачни. Графитът е сива маса, която има метален блясък и е мазна на пипане. с плътност 2,2 g/cm3. Много е мек - лесно се драска с нокът и при триене оставя сиви ленти по хартията. „Аморфният“ въглерод е доста близък по свойства до графита.
Образуване на естествени диамантивъзниква чрез кристализация на въглерод в дълбоките слоеве на Земята (200-300 km от повърхността) при температури от порядъка на 3000 ° C и налягания от порядъка на 200 хиляди atm. Техните първични отлагания са свързани с много рядко разкриване на специална скала - кимберлит - на повърхността, а алувиалните отлагания понякога се срещат в алувиалните слоеве. Индустриалните мини съдържат средно само 0,5 g диамант на тон скала. Открити са богати находища в Якутия (1955 г.). Структурата на диаманта може да бъде представена под формата на тетраедри с въглероден атом в центъра, които се повтарят в безкрайност в три измерения (фиг. 1). Диамантът има атомна кристална решетка.
Ориз. 1. Диаграма на разположението на С атомите в диаманта. Ориз. 2. Нормална диамантена шлифовка.
Въпреки твърдостта си, диамантът е крехък и лесно се чупи при удар. Той провежда топлина добре, но практически не провежда електрически ток. Не всички диаманти са безцветни; някои имат цвят, вариращ от фин до интензивен. По отношение на рентгеновите лъчи диамантът е прозрачен (за разлика от фалшификатите), но за ултравиолетовите лъчи някои кристали са прозрачни, други не.
Диамантът е силно инертен: не се влияе нито от киселини, нито от основи. Във въздуха диамантът гори при температура около 900 °C, а в кислород - около 700 °C. След изгарянето остава известно количество пепел (0,02 тегл.% или повече), което показва наличието на примеси в естествените диаманти (главно алуминий, силиций, калций и магнезий). При нагряване над 1200 °C в отсъствие на въздух започва графитизацията на диаманта.
Най-красивите диаманти се полират и, наречени диаманти (фиг. 2), се използват като бижута. За тяхното ценообразуване единицата за маса, използвана за скъпоценните камъни, е карат (0,2 g). Най-големият добит диамант („Кулинан”) е тежал 3026 карата, т.е. повече от 600гр
Изключителната твърдост на диаманта определя неговата стойност за технологиите. Индустрията използва всички онези камъни (по-голямата част), които имат някакъв недостатък (грозно оцветяване, пукнатини и т.н.), което ги прави неподходящи като бижута.
Има предположение, че изходният материал за естествения синтез на диаманти е въглеродът, който е резултат от редукция (при високи температури и под високо налягане) на карбонатни скали с двувалентно желязо съгласно приблизителната обобщена схема:
CaCO 3 + 5 FeO → Ca(FeO 2) 2 + Fe 3 O 4 + C.
Fe +2 Fe +3 (Fe +3 O 4)
Много високото налягане, необходимо за кристализацията на въглерода под формата на диамант, се създава поради произволните му локални увеличения.
Многократно са правени опити за изкуствено производство на диаманти, но за първи път те са успешни едва през 1953 г. Превръщане на графит в диамант може да се извърши само при много високо налягане, при високи температури и в присъствието на катализатори, от които някои елементи от триадите се оказаха най-подходящи. Зародишните диамантени кристали възникват на границата между графита и разтопения метален катализатор. Те остават покрити с филм от метал, съдържащ течен въглерод, през който въглеродът след това дифундира от графита към диаманта, докато расте. Съвременната технология дава възможност за няколко минути да се получат 20 g диаманти в една камера.
Интересен е и друг метод за синтез - чрез въздействие върху графит (смесен с катализатор) ударна вълна, създадена от експлозия. Моментният характер на това действие се компенсира от възникването на изключително високо налягане и температура в момента на експлозията. Така в един от експериментите с ударна вълна под налягане от 300 хиляди атм. почти целият взет графит се превръща в много малки диамантени кристали (с размер до 40 микрона).
Изкуствените диаманти са малки кристали, чиято преобладаваща форма обикновено се променя от кубична (при относително ниски температури на синтез) до октаедрична (при високи температури). Цветът им също е различен: от черен при ниски температури до зелен, жълт и бял при високи температури. Например, в един от експериментите под налягане от 200 хиляди атм. Чрез мигновено (в рамките на хилядни от секундата) нагряване на графит с електрически разряд до 5000°C се получават безцветни диаманти от чиста вода. Цветът на изкуствените диаманти значително зависи от естеството на примесите, включени в кристалите (и по този начин от състава на оригиналната графитна смес). Например нечистота Никелът дава зеленикави тонове, а в същото време никелът и борът дават сини тонове.
Основен потребител на графит е керамичната промишленост,производство на тигли за топене на метали от смес от графит и глина (графитни тигли). Изработен от пресован графит ракетни газови кормила. В металургията се използва за покриване на форми по време на леене. Благодарение на добрата електропроводимост на графита, той се използва за направата електроди за електрически и електрометалургични процеси. За производството се използва значително количество графит минерални бои и (смесени с глина) моливи.Интересно приложение на графита е използването на прах от него (самостоятелно или заедно с машинно масло) като смазка за триене на части на механизми.
По-малко известни са два други алотропа на въглерода - карбин и фулерен .
Може да има линейна форма на елементарен въглерод, различна както от графит, така и от диамант карабина .
Освен това са получени фулерени С 70, С 74, С 84 и др., имащи формата на сфероид (фиг. 2).
Ориз. 2. Молекули C 60 и C 70.
Химични свойства.Типичен е въглеродът в свободно състояние редуциращ агент.Когато се окислява от кислород в излишния въздух, той се превръща във въглероден оксид (IV):
ако има дефицит - във въглероден окис (II):
И двете реакции са силно екзотермични.
Когато въглеродът се нагрява в атмосфера, се образува въглероден оксид (IV). въглероден окис:
Въглеродът редуцира много метали от техните оксиди:
Така протичат реакциите с оксиди на кадмий, мед и олово. Когато въглеродът взаимодейства с оксиди на алкалоземни метали, алуминий и някои други метали, карбиди:
Това се обяснява с факта, че активните метали са по-силни редуциращи агенти от въглерода, следователно при нагряване се образуват метали окислявамизлишен въглерод, даващ карбиди:
Водородни съединения. Uвъглеродът и елементите от група IV образуват хидриди с обща формула E n H 2 n +2. За въглерода n може да приема големи стойности; силиций – n = 1÷6; германий – n = 1÷3; калай и олово – n = 1.
CH 4 – водороден карбид (метан).Газът е без цвят и мирис, химически инертен, не взаимодейства с киселини и алкали, лесно се възпламенява, а при смесване с въздух е експлозивна „взривоопасна смес“.
Производни на метана - метаниди: берилиев и алуминиев карбид Be 2 C и Al 4 C 3.Огнеупорни вещества, които се разлагат с вода:
Al 4 C 3 + H 2 O → Al(OH) 3 + CH 4
Въглеродът образува голям брой перкарбиди:
C2H6 етан; C2H4 етен; C2H2 етин.
Перкарбиди на метали s и d-елементи, групи I и II (A) и алуминий се наричат ацетилениди.
AgNO 3 + C 2 H 2 → Ag 2 C 2 + HNO 3
сребърен ацетилид
Al + C 2 H 2 → Al 2 (C 2) 3 + H 2
алуминиев ацетилид
Калциевият ацетилид (перкарбид) се получава чрез нагряване на калциев оксид с въглерод:
CaO + C t → CaC 2 + CO
(перкарбид), наричан просто калциев карбид, той се разлага с вода:
CaC 2 + H 2 O → Ca(OH) 2 + C 2 H 2 - използва се за производство на ацетилен
1) типични окислители
2) преходни елементи
3) * – елементи
1) газообразни вещества, без цвят и мирис
2) течности при стайна температура
3) метали
2) два електрона във външното ниво
3) напълно запълнено външно ниво
1) способността да губи два външни електрона, образувайки катион
със степен на окисление +2
със степен на окисление +1
3) способността за придобиване на един електрон към външното ниво, образувайки
анион със степен на окисление -1
1) много трудно
2) най-разпространените в земната кора
3) радиоактивен
1) самозапалване във въздуха
2) съхранявани във вода
3) съхранявани в керосин
всички тези метали са...
1) типични изолатори
2) силни редуциращи агенти
3) окислители
1) пероксиди със състав М2О2
2) оксиди от състава Me2O
t hv
1) K2O2 + 2K === 2K2O 3) 2KO2 + O3 === K2O + 3O2
T
2) KO2 + 3K === 2K2O
формиране...
1) хидроксиди
2) хидратира
3) хидриди
1) хидриди и кислород
2) алкали и водород
3) пероксиди и водород
1) KSO4
2) KHSO4
3) K2SO4
1), които в серията метални напрежения идват след H
2), които в серията напрежения на металите са до N
3) всички ще реагират
1) Al и Na
2) K и Na
3) K и Mn
1) сребро и желязо
2) железен хлорид и сребро
3) меден (I I) нитрат и сребро
а) Na + H2 →
б) NaO2 + H2O →
1. Всички елементи от главната подгрупа на група I на периодичната таблица принадлежат към ...
3) * – елементи
2. Всички s - елементи, с изключение на водорода и хелия, са...
3) метали
3. Атомите на алкалните елементи имат...
1) един електрон на външно ниво
4. Атомите на алкалните елементи имат...
2) способността да се загуби един външен електрон, образувайки катион
със степен на окисление +1
5. Франций, допълващ група I, е...
3) радиоактивен
6. Всички s – метали са много активни и затова...
3) съхранявани в керосин
7. Тъй като външните електрони на s - металите лесно преминават към други елементи, всички тези метали са ...
2) силни редуциращи агенти
8. Всички алкални метали горят в кислородна атмосфера, образувайки...
3) Me2O2 пероксиди и Me2O оксиди
9. Калиев оксид може да се получи в резултат на реакцията...
T
2) KO2 + 3K === 2K2O
10. Всички s – метали се свързват с водород дори при леко нагряване,
формиране...
3) хидриди
11. Когато алкалните метали взаимодействат с водата, те образуват...
2) алкали и водород
12. Калиевият сулфат е вещество с формула...
3) K2SO4
13. Металите от група I на основната подгрупа ще взаимодействат с киселини...
3) всички ще реагират
14. Двойка метали с най-сходни свойства:
2) K и Na
15. Възможна е реакция на заместване между...
4) сребърен нитрат и желязо
I I задача: Извършете трансформациите, запишете съответните уравнения на реакцията.
Na → Na2O2 → NaO2 → Na2CO3 → Na Cl
Na2O2 + Na = Na2O
Na2O + CO2 = Na2CO3
Na2CO3 +2HCl = 2NaCl +H2O +CO2
I I I задача: попълнете уравненията на реакцията
а) 2Na + H2 → 2NaH
б) Na2O + H2O → 2NaOH
1. Всички елементи от главната подгрупа на I група на периодичната таблица принадлежат към
3) * – елементи
2. Всички s - елементи, с изключение на водорода и хелия, са...
3) метали
3. Атомите на алкалните елементи имат...
1) един електрон на външно ниво
4. Атомите на алкалните елементи имат...
2) способността да се загуби един външен електрон, образувайки катион
със степен на окисление +1
5. Франций, допълващ група I, е...
3) радиоактивен
6. Всички s – метали са много активни и затова...
Тук няма правилен отговор: литият не се запалва на въздух и не може да се съхранява в керосин, но най-вероятно го оставете, за други метали е вярно
3) съхранявани в керосин
7. Тъй като външните електрони на s – металите лесно се прехвърлят към други елементи,
всички тези метали са...
2) силни редуциращи агенти
8. Всички алкални метали горят в кислородна атмосфера, образувайки...
3) Me2O2 пероксиди и Me2O оксиди, макар и не за всеки
9. В резултат на реакцията може да се получи калиев оксид
2) KO2 + 3K === 2K2O
10. Всички s-метали се свързват с водород дори при леко нагряване, образувайки...
3) хидриди
11. Когато алкалните метали взаимодействат с водата, те образуват...
2) алкали и водород
12. Калиевият сулфат е вещество с формула...
3) K2SO4
13. Металите от група I на основната подгрупа ще взаимодействат с киселини...
3) всички ще реагират
14. Двойка метали с най-сходни свойства:
2) K и Na
15. Възможна е реакция на заместване между...
4) сребърен нитрат и желязо
I I задача: Извършете трансформациите, запишете съответните уравнения на реакцията.
Na → Na2O2 → NaO2 → Na2CO3 → Na Cl
2Nа+О2=Nа2О2
Na2O2+2Na=2Na2O
Na2O+CO2=Na2CO3
Na2СО3+2НCl=2NаСl+СО2+Н2О
I I I задача: попълнете уравненията на реакцията
а) 2Na + H2 → 2NaH
б) 2NaO2 + H2O → NaOH + NaHO2 + O2