Elemente chimice ale subgrupului principal IA al grupului sistemului periodic de elemente ale lui D. I. Mendeleev: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Denumirea provine de la hidroxizi ai metalelor alcaline, numite alcaline caustice. Atomii metalelor alcaline au 1 electron s pe învelișul exterior și 2 electroni s și 6 p pe învelișul anterior (cu excepția Li). Caracterizat prin temperaturi scăzute de topire, densități scăzute; moale, tăiate cu un cuțit. Starea de oxidare a metalelor alcaline din compuși este întotdeauna +1. Aceste metale sunt foarte active din punct de vedere chimic - sunt oxidate rapid de oxigenul atmosferic, reacţionează violent cu apa, formând alcalii Me. OH (unde Me este metal); activitatea crește de la Li la Fr.
Litiul (latină - litiu), un element chimic Li din primul grup, subgrupul A al sistemului periodic al lui D.I Mendeleev, aparține metalelor alcaline, numărul de serie 3, masa atomică este 6,939; în condiții normale, un metal alb-argintiu, ușor. Litiul natural este format din doi izotopi cu numerele de masă 6 și 7. Un detaliu interesant: costul izotopilor de litiu nu este deloc proporțional cu abundența lor. La începutul acestui deceniu, în Statele Unite, litiu-7 relativ pur era de aproape 10 ori mai scump decât litiu-6 de puritate foarte mare. Încă doi izotopi de litiu au fost obținuți artificial. Durata lor de viață este extrem de scurtă: litiu-8 are un timp de înjumătățire de 0,841 secunde, iar litiu-9 are un timp de înjumătățire de 0,168 secunde.
Litiul este un element tipic al scoarței terestre, un element relativ rar. (conținut 3,2× 10 -3% din masă), se acumulează în cele mai recente produse de diferențiere a magmei - pegmatitele. Există puțin litiu în manta - în rocile ultramafice doar 5 × 10 -3% (în rocile de bază 1,5 × 10 -3%, în rocile intermediare - 2 × 103%, în rocile acide 4 × 10 -3%). Apropierea razelor ionice ale Li+, Fe 2+ și Mg 2+ permite litiului să intre în rețelele silicaților de magneziu-fier - piroxeni și amfiboli. În granitoizi este conținut ca impuritate izomorfă în mica. Doar 28 de minerale independente de litiu (silicați, fosfați etc.) sunt cunoscute în pegmatite și în biosferă. Toate sunt rare. În biosferă, litiul migrează relativ slab, rolul său în materia vie este mai mic decât cel al altor metale alcaline. Este ușor de extras din ape de argile, există relativ puțin în Oceanul Mondial (1,5 × 10 -5%). În corpul uman (cu o greutate de 70 kg) - 0,67 mg. litiu.
Potasiu (Kalium) Potasiul este un element chimic din grupa I a sistemului periodic al lui Mendeleev; numărul atomic 19, masa atomică 39,098; metal alb-argintiu, foarte ușor, moale și fuzibil. Elementul este format din doi izotopi stabili - 39 K (93,08%), 41 K (6,91%) și unul slab radioactiv 40 K (0,01%) cu un timp de înjumătățire de 1,32×109 ani.
Apariția în natură Potasiul este un element comun: conținutul în litosferă este de 2,50% din masă. În procesele magmatice, potasiul, ca și sodiul, se acumulează în magme acide, din care cristalizează granitele și alte roci (conținut mediu de potasiu 3,34%). Potasiul se găsește în feldspați și mici. Rocile de bază și ultrabazice bogate în fier și magneziu sunt sărace în potasiu. Pe suprafața pământului, potasiul, spre deosebire de sodiu, migrează slab. Când stâncile sunt meteorologice, potasiul trece parțial în apă, dar de acolo este rapid captat de organisme și absorbit de argile, astfel încât apele râurilor sunt sărace în potasiu și mult mai puțin din el intră în ocean decât sodiul. În ocean, potasiul este absorbit de organisme și nămolurile de fund (de exemplu, face parte din glauconit); Prin urmare, apele oceanelor conțin doar 0,038% potasiu - de 25 de ori mai puțin decât sodiu.
În natură, este al nouălea element cel mai abundent (al șaselea dintre metale), găsit doar sub formă de compuși. Face parte din multe minerale, roci și straturi de sare. Al treilea cel mai abundent metal în apele naturale: 1 litru de apă de mare conține 0,38 g de ioni K+. Cationii de potasiu sunt bine adsorbiți de sol și sunt greu de spălat cu ape naturale. Un element vital pentru toate organismele. Ionii K+ se găsesc întotdeauna în interiorul celulelor (spre deosebire de ionii Na+). Corpul uman conține aproximativ 175 g de potasiu, necesarul zilnic este de aproximativ 4 g Lipsa de potasiu din sol este compensată prin aplicarea de îngrășăminte cu potasiu - clorură de potasiu KCl, sulfat de potasiu K 2 SO 4 și cenușă de plante.
Fapte interesante LA CE ESTE NEVOIE CIANURA DE POTASIU? Pentru extragerea aurului și argintului din minereuri. Pentru aurirea galvanică și argintarea metalelor comune. Pentru obtinerea multor substante organice. Pentru nitrurarea oțelului - aceasta conferă suprafeței sale o rezistență mai mare. Din păcate, această substanță atât de necesară este extrem de otrăvitoare. Și KCN arată destul de inofensiv: cristale mici albe cu o tentă maronie sau gri.
Cesiu Ceziul a fost descoperit relativ recent, în 1860, în apele minerale ale izvoarelor curative celebre din Pădurea Neagră (Baden-Baden etc.). Într-o scurtă perioadă istorică, a parcurs un drum strălucit - de la un element chimic rar, necunoscut, la un metal strategic. El aparține familiei lucrătoare a metalelor alcaline, dar sângele albastru al ultimului soi al lui îi curge în vene. . . Totuși, acest lucru nu îl împiedică deloc să comunice cu alte elemente și, chiar dacă acestea nu sunt atât de celebre, intră de bunăvoie în contact cu acestea și stabilește legături puternice. În prezent lucrează simultan în mai multe industrii: în electronică și automatizare, în radar și cinema, în reactoare nucleare și pe nave spațiale. . . ".
Se știe că cesiul a fost primul element descoperit prin analiza spectrală. Oamenii de știință au avut însă ocazia să se familiarizeze cu acest element chiar înainte ca Robert Bunsen și Gustav Kirchhoff să creeze o nouă metodă de cercetare. În 1846, chimistul german Plattner, analizând poluitul mineral, a descoperit că suma componentelor sale cunoscute era de doar 93%, dar nu a putut determina cu exactitate ce alt element (sau elemente) era inclus în acest mineral. Abia în 1864, după descoperirea lui Bunsen, italianul Pisani a găsit cesiu în poluit și a stabilit că Plattner nu a putut identifica compușii acestui element.
Fapte interesante Cesiu și presiune Toate metalele alcaline se schimbă foarte mult atunci când sunt expuse la presiune înaltă. Dar cesiul este cel care reacționează la el cel mai unic și mai puternic. La o presiune de 100 mii atm. volumul său scade de aproape trei ori - mai mult decât cel al altor metale alcaline. În plus, în condiții de presiune ridicată au fost descoperite două noi modificări ale cesiului elementar. Rezistența electrică a tuturor metalelor alcaline crește odată cu creșterea presiunii; În cesiu această proprietate este deosebit de pronunțată.
Francium Printre elementele de la sfârșitul tabelului periodic al lui D.I Mendeleev se numără cele despre care nespecialiștii au auzit și știu multe, dar există și acelea despre care chiar și un chimist poate spune puțin. Primele includ, de exemplu, radonul (nr. 86) și radiul (nr. 88). Printre al doilea este vecinul lor din tabelul periodic, elementul nr. 87 - franciu. Franciul este interesant din două motive: în primul rând, este cel mai greu și mai activ metal alcalin; în al doilea rând, franciul poate fi considerat cel mai instabil dintre primele sute de elemente ale tabelului periodic. Cel mai longeviv izotop, franciul, 223 Fr, are un timp de înjumătățire de doar 22 de minute. O astfel de combinație rară într-un element de activitate chimică ridicată cu stabilitate nucleară scăzută a determinat dificultățile în descoperirea și studiul acestui element.
Apariția în natură În plus față de 223 Fr, mai mulți izotopi ai elementului nr. 87 sunt acum cunoscuți, dar numai 223 Fr apare în natură în cantități vizibile. Folosind legea dezintegrarii radioactive, se poate calcula că un gram de uraniu natural conține 4·10–18 g de 223 Fr. Aceasta înseamnă că aproximativ 500 g de France-223 se află în echilibru radioactiv cu întreaga masă de uraniu pământesc. Mai există doi izotopi ai elementului nr. 87 în cantități extrem de mici pe Pământ - 224 Fr (un membru al familiei toriului radioactiv) și 221 Fr. Desigur, este aproape imposibil să găsești pe Pământ un element ale cărui rezerve globale nu ajung la un kilogram. Prin urmare, toate studiile despre franciu și puținii săi compuși au fost efectuate pe produse artificiale.
Fapte interesante Sodiul pe un submarin Sodiul se topește la 98°C, dar fierbe doar la 883°C. În consecință, intervalul de temperatură al stării lichide a acestui element este destul de mare. De aceea (și, de asemenea, datorită secțiunii transversale mici de captare a neutronilor) sodiul a început să fie folosit în energia nucleară ca agent de răcire. În special, submarinele nucleare americane sunt echipate cu centrale electrice cu circuite de sodiu. Căldura generată în reactor încălzește sodiul lichid, care circulă între reactor și generatorul de abur. Într-un generator de abur, sodiul, atunci când este răcit, evaporă apa, iar aburul de înaltă presiune rezultat rotește o turbină cu abur. În aceleași scopuri, se folosește un aliaj de sodiu și potasiu.
Fotosinteza anorganică De obicei, atunci când sodiul este oxidat, se formează un oxid de compoziție Na 2 O. Cu toate acestea, dacă sodiul este ars în aer uscat la o temperatură ridicată, în loc de oxid se formează această substanță renunță cu ușurință la atomul său de oxigen „extra” și, prin urmare, are proprietăți oxidante puternice. La un moment dat, peroxidul de sodiu era folosit pe scară largă pentru a înălbi pălăriile de paie. Acum, proporția pălăriilor de paie în utilizarea peroxidului de sodiu este neglijabilă; Principalele cantități ale acestuia sunt folosite pentru albirea hârtiei și pentru regenerarea aerului în submarine. Când peroxidul de sodiu interacționează cu dioxidul de carbon, are loc procesul opus respirației: 2 Na 2 O 2 + 2 CO 2 → 2 Na 2 CO 3 + O 2, adică dioxidul de carbon este legat și oxigenul este eliberat. Exact ca o frunză verde!
Sodiul și aur În momentul în care a fost descoperit sodiul, alchimia nu mai era în favoarea, iar ideea de a transforma sodiul în aur nu a entuziasmat mintea oamenilor de știință naturală. Cu toate acestea, acum se consumă mult sodiu pentru a obține aur. „Minereu de aur” este tratat cu o soluție de cianură de sodiu (și se obține din sodiu elementar). În acest caz, aurul este transformat într-un compus complex solubil, din care este izolat cu ajutorul zincului. Minerii de aur se numără printre principalii consumatori ai elementului nr. 11. La scară industrială, cianura de sodiu este produsă prin reacția sodiului, amoniacului și cocsului la o temperatură de aproximativ 800°C.
Sodiu în apă Fiecare școlar știe ce se întâmplă dacă arunci o bucată de sodiu în apă. Mai exact, nu în apă, ci pe apă, pentru că sodiul este mai ușor decât apa. Căldura eliberată atunci când sodiul reacţionează cu apa este suficientă pentru a topi sodiul. Și acum o minge de sodiu trece prin apă, condusă de hidrogenul eliberat. Cu toate acestea, reacția sodiului cu apa nu este doar distracție periculoasă; dimpotrivă, este adesea util. Sodiul este folosit pentru a îndepărta în mod fiabil urmele de apă din uleiurile de transformator, alcooli, eteri și alte substanțe organice, iar cu ajutorul amalgamului de sodiu (adică, un aliaj de sodiu cu mercur), conținutul de umiditate din mulți compuși poate fi determinat rapid. Amalgamul reacţionează cu apa mult mai calm decât sodiul în sine. Pentru a determina conținutul de umiditate, la o probă de materie organică se adaugă o anumită cantitate de amalgam de sodiu, iar conținutul de umiditate este determinat de volumul de hidrogen eliberat.
Centura de sodiu a Pământului Este destul de natural ca sodiul să nu se găsească niciodată în stare liberă pe Pământ - acest metal este prea activ. Dar în straturile superioare ale atmosferei - la o altitudine de aproximativ 80 km - a fost descoperit un strat de sodiu atomic. La această altitudine, practic, nu există oxigen, vapori de apă sau nimic cu care sodiul să reacționeze. Folosind metode spectrale, sodiul a fost descoperit și în spațiul interstelar.
Rubidiul este un metal care poate fi numit sensibil din punct de vedere chimic. La contactul cu aerul, se aprinde spontan și arde cu o flacără strălucitoare roz-violet. Explodează cu apă și, de asemenea, reacționează violent la contactul cu fluor, clor, brom, iod și sulf. Fiind un adevărat nu-mi atinge, rubidiul trebuie protejat de influențele externe. În acest scop, se pune în vase umplute cu kerosen uscat. . . Rubidiul este mai greu decât kerosenul (densitatea rubidiului 1,5) și nu reacționează cu acesta. Rubidiul este un element radioactiv și eliberează încet un flux de electroni pentru a deveni stronțiu. Cea mai remarcabilă proprietate a rubidiului este sensibilitatea sa particulară la lumină. Sub influența razelor de lumină, rubidiul devine o sursă de curent electric. Odată cu încetarea iradierii luminii, dispare și curentul. R. reacţionează exploziv cu apa, iar hidrogenul este eliberat şi se formează o soluţie de hidroxid de R., Rb. OH.
Rubidiul se găsește în multe roci și minerale, dar concentrația sa este extrem de scăzută. Doar lepidolitele conțin puțin mai mult Rb 2 O, uneori 0,2% și ocazional până la 1. . . 3%. Sărurile de rubidiu sunt dizolvate în apa mărilor, oceanelor și lacurilor. Concentrația lor aici este foarte scăzută, în medie de aproximativ 100 µg/l. Aceasta înseamnă că există de sute de ori mai puțin rubidiu în oceanele lumii decât în scoarța terestră.
Fapte interesante Rubidium nu a ignorat mulți reprezentanți ai lumii vegetale: urme ale acestuia se găsesc în alge și tutun, în frunze de ceai și boabe de cafea, în trestie de zahăr și sfeclă, în struguri și în unele tipuri de citrice. De ce se numea rubidiu? Rubidus – latină pentru „roșu”. S-ar părea că acest nume este mai potrivit pentru cupru decât pentru rubidiu, care are o culoare foarte obișnuită. Dar să nu ne grăbim să tragem concluzii. Acest nume a fost dat elementului nr. 37 de către descoperitorii săi Kirchhoff și Bunsen. În urmă cu mai bine de o sută de ani, în timp ce studiau diferite minerale cu ajutorul unui spectroscop, ei au observat că una dintre probele de lepidolit trimise din Rosen (Saxonia) dădea linii speciale în regiunea roșu închis a spectrului. Aceste linii nu au fost găsite în spectrele vreunei substanțe cunoscute. Curând, s-au descoperit linii roșii închise similare în spectrul de sedimente obținute după evaporarea apelor curative din izvoarele minerale din Pădurea Neagră. Era firesc să presupunem că aceste linii aparțineau unui element nou, necunoscut anterior. Așa că în 1861 a fost descoperit rubidiul
Subgrupul de cupru include trei elemente - cupru, argint și aur. La fel ca atomii metalelor alcaline, atomii tuturor acestor elemente au un electron în stratul lor exterior; dar penultimul lor strat electronic conține, spre deosebire de atomii de metale alcaline, optsprezece electroni. Structura celor două învelișuri electronice exterioare ale atomilor acestor elemente poate fi descrisă prin formula (unde este numărul perioadei în care se află elementul). Toate elementele subgrupului de cupru sunt penultimii membri ai elementelor deceniului. Cu toate acestea, după cum se poate observa din formula de mai sus, atomii lor conțin nu 9, ci 10 electroni la subnivel. Acest lucru se datorează faptului că structura este mai stabilă decât structura (vezi pagina 93). Compararea datelor din tabel. 31 cu valorile corespunzătoare pentru metalele alcaline (Tabelul 30), se poate observa că razele atomilor de cupru, argint și aur sunt mai mici decât razele atomilor metalelor subgrupului principal. Acest lucru determină o densitate semnificativ mai mare, temperaturi ridicate de topire și valori mari ale entalpiei de atomizare a metalelor în cauză; Atomii mai mici sunt aranjați mai dens în rețea, drept urmare forțele atractive dintre ei sunt puternice. Raza mică a atomilor explică, de asemenea, energiile de ionizare mai mari ale metalelor din acest subgrup decât metalele alcaline. Acest lucru duce la diferențe mari în proprietățile chimice ale metalelor ambelor subgrupe. Elementele subgrupului de cupru sunt metale slab active. Sunt greu de oxidat și, dimpotrivă, ionii lor sunt ușor de redus; nu descompun apa; hidroxizii lor sunt baze relativ slabe. În seria de tensiuni vin după hidrogen. În același timp, stratul de optsprezece electroni, care este stabil în alte elemente, nu este încă complet stabilizat aici și este capabil de pierdere parțială de electroni. Astfel, cuprul, împreună cu cationii încărcați unic, formează și cationi încărcați dublu, care îi sunt și mai caracteristici. În mod similar, pentru aur, starea de oxidare este mai caracteristică decât. Gradul de oxidare al argintului în compușii săi obișnuiți este, totuși, compușii cu gradul de oxidare al argintului și sunt cunoscuți.
45. Elemente ale celui de-al 3-lea subgrup principal
A treia grupă a sistemului periodic acoperă un număr foarte mare de elemente chimice, deoarece compoziția sa, pe lângă elementele subgrupelor principale și secundare, include elemente cu numere de serie 58-71 (lantanide) și cu numere de serie 90-103 ( actinide). Vom lua în considerare lantanidele și actinidele împreună cu elementele subgrupului lor secundar. Elementele subgrupului principal al celui de-al treilea grup - bor, aluminiu, galiu, indiu și taliu - se caracterizează prin prezența a trei electroni în stratul exterior de electroni al atomului. Al doilea strat exterior de electroni al atomului de bor conține doi electroni, atomul de aluminiu - in. Proprietățile metalice ale elementelor luate în considerare sunt mai puțin pronunțate decât cele ale elementelor corespunzătoare ale subgrupurilor principale ale celui de-al doilea și mai ales al primului grup și în bor predomină proprietăţile nemetalice. În compuși, ei prezintă o stare de oxidare de +3. Cu toate acestea, pe măsură ce masa atomică crește, apar și stări de oxidare mai scăzute. Pentru ultimul element al subgrupului - taliu - cei mai stabili compuși sunt cei în care starea sa de oxidare este +1. Odată cu creșterea numărului ordinal, proprietățile metalice ale elementelor luate în considerare, ca și în alte subgrupe principale, cresc semnificativ. Astfel, oxidul de bor este de natură acidă, oxizii de aluminiu, galiu și indiu sunt amfoteri, iar oxidul de taliu (III) este bazic în natură. În termeni practici, cele mai importante dintre elementele celui de-al treilea grup sunt borul și aluminiul.
46. Elementele celui de-al patrulea subgrup principal
Subgrupul principal al celui de-al patrulea grup al tabelului periodic este format din cinci elemente - carbon, siliciu, germaniu, staniu și plumb. La trecerea de la carbon la plumb, dimensiunile atomilor cresc. Prin urmare, ar trebui de așteptat ca capacitatea de a atașa electroni și, prin urmare, proprietățile nemetalice, să slăbească, în timp ce ușurința eliberării electronilor va crește. Într-adevăr, germaniul prezintă deja proprietăți metalice, în timp ce în staniu și plumb ele predomină asupra proprietăților nemetalice. Astfel, doar primii doi membri ai grupului descris sunt nemetale, germaniul este clasificat atât ca metale, cât și ca nemetale, staniul și plumbul sunt metale. Elementele grupului luat în considerare se caracterizează prin grade de oxidare de +2 și +4. Compușii de carbon și siliciu, în care starea de oxidare a acestor elemente este +2, sunt puțini la număr și relativ instabili. Tabelul 28. Câteva proprietăți ale carbonului și analogilor săi
47. Elemente ale celui de-al 5-lea subgrup principal
Subgrupul principal al grupului V al tabelului periodic include azotul, fosforul, arsenul, antimoniul și bismutul. Aceste elemente, având cinci electroni în stratul exterior al atomului, sunt în general caracterizate ca nemetale. Cu toate acestea, capacitatea lor de a adăuga electroni este mult mai puțin pronunțată decât elementele corespunzătoare din grupele VI și VII. Datorită prezenței a cinci electroni exteriori, cea mai mare oxidare pozitivă a elementelor acestui subgrup este +5 și negativă -3. Datorită electronegativității relativ mai scăzute, legătura elementelor luate în considerare cu hidrogenul este mai puțin polară decât legătura cu hidrogenul elementelor din grupele VI și VII. Prin urmare, compușii cu hidrogen ai acestor elemente nu fac abstracție de ioni de hidrogen într-o soluție apoasă și, prin urmare, nu au proprietăți acide. Proprietățile fizice și chimice ale elementelor subgrupului de azot se modifică odată cu creșterea numărului atomic în aceeași secvență care a fost observată în grupurile considerate anterior Dar, deoarece proprietățile nemetalice ale azotului sunt mai puțin pronunțate decât cele ale oxigenului și, în special, fluor, slăbirea acestor proprietăți la trecerea la elementele următoare atrage după sine apariția și creșterea proprietăților metalice. Acestea din urmă sunt deja vizibile în arsenic, antimoniul are ambele proprietăți aproximativ în mod egal, iar în bismut proprietățile metalice predomină asupra celor nemetalice. Cele mai importante proprietăți ale elementelor subgrupului luat în considerare sunt prezentate în tabel. 27. Tabelul 27. Câteva proprietăți ale azotului și analogilor săi
48. Compuși organici ai carbonului
Compușii de carbon (cu excepția unora dintre cei mai simpli) au fost numiți de mult timp compuși organici, deoarece în natură se găsesc aproape exclusiv în organismele animale și vegetale, participă la procesele vieții sau sunt produse ale activității vitale sau ale degradarii organismelor. Spre deosebire de compușii organici, substanțe precum nisipul, argila, diverse minerale, apa, oxizii de carbon, acidul carbonic, sărurile acestuia și altele care se găsesc în „natura neînsuflețită” sunt numite substanțe anorganice sau minerale. Împărțirea substanțelor în organice și anorganice a apărut datorită unicității compușilor organici care au proprietăți specifice. Multă vreme s-a crezut că substanțele care conțin carbon formate în organisme, în principiu, nu pot fi obținute prin sinteză din compuși anorganici. Formarea substanțelor organice a fost atribuită influenței unei „forțe vitale” speciale, inaccesibile cunoașterii, care acționează numai în organismele vii și determină specificul substanțelor organice. Această doctrină, care era o varietate de idei idealiste despre natură, a primit numele de vitalism (din latinescul vis vitalis - forța vieții). Vitaliștii au încercat să găsească în fenomenele naturii vii dovezi ale existenței în lume a unor forțe misterioase care nu pot fi studiate și nu se supun legilor fizice și chimice generale. Conceptul vitalist a fost formulat pe deplin de unul dintre cei mai autoriți chimiști din prima jumătate a secolului al XIX-lea - omul de știință suedez I. Ya. Concepțiile vitaliste au împiedicat progresul în studiul naturii substanțelor organice și au fost respinse în cursul dezvoltării științei. În 1824, chimistul german F. Wöhler, elev al lui Berzelius, a obținut pentru prima dată acid oxalic HOOC-COOH din substanța anorganică cianogen NC-CN prin încălzirea acesteia cu apă - un compus organic care până atunci fusese extras doar din plantelor. În 1828, Wöhler a realizat prima sinteză a unei substanțe de origine animală: prin încălzirea compusului anorganic cianat de amoniu NH4CNO obține uree (uree) (NH2)CO până atunci această substanță fusese izolată doar din urină; Curând, sintezele altor substanțe organice au fost efectuate în condiții de laborator: în 1845 în Germania, G. Kolbe a sintetizat acidul acetic, în 1854 în Franța, M. Berthelot a obținut grăsime sintetic, în 1861 în Rusia, A. M. Butlerov a realizat sinteza de o substanta zaharoasa etc. In prezent, prin sinteza se obtin multi compusi organici. Mai mult, s-a dovedit că multe substanțe organice sunt mult mai ușor și mai ieftin de obținut sintetic decât de a le izola de produsele naturale. Cel mai mare succes al chimiei din secolul al XX-lea a fost prima sinteza a proteinelor simple - hormonul insulina si enzima ribonucleaza. Astfel, s-a dovedit posibilitatea producerii sintetice chiar a proteinelor, cele mai complexe substanțe organice care sunt participanți indispensabili în procesele vieții; conform definiției lui F. Engels: „Viața este un mod de existență a corpurilor proteice”. Odată cu dezvoltarea sintezei compușilor organici, linia care separa acești compuși de cei anorganici a fost distrusă, dar denumirea de „compuși organici” a fost păstrată. Majoritatea compușilor de carbon cunoscuți în prezent nu se găsesc nici măcar în organisme, ci sunt obținuți artificial.
49. Elemente din grupa a 8-a laterală
Un subgrup lateral al celui de-al optulea grup al tabelului periodic acoperă trei triade de elemente d. Prima triadă este formată din elementele Fe, cobalt și nichel, a doua triadă din ruteniu, rodiu și paladiu, iar a treia triadă din osmiu, iridiu și platină. Majoritatea elementelor subgrupului luat în considerare au doi electroni în stratul exterior de electroni al atomului; toate sunt metale. Pe lângă electronii exteriori, electronii din stratul anterior neterminat participă și la formarea legăturilor chimice. Aceste elemente se caracterizează prin grade de oxidare de 2, 3, 4. Grade de oxidare mai mari apar mai rar. O comparație a proprietăților fizice și chimice ale elementelor din grupa a opta arată că fierul, cobaltul și nichelul, care se află în prima perioadă mare, sunt foarte asemănătoare între ele și, în același timp, foarte diferite de elementele celeilalte. două triade. Prin urmare, ele sunt de obicei clasificate în familia fierului. Cele șase elemente rămase ale celui de-al optulea grup sunt combinate sub denumirea generală de metale de platină.
Principalele stări de oxidare ale fierului sunt +2 și +3.
Când este depozitat în aer la temperaturi de până la 200 °C, fierul este acoperit treptat cu o peliculă densă de oxid, care previne oxidarea ulterioară a metalului. În aerul umed, fierul se acoperă cu un strat liber de rugină, care nu împiedică accesul oxigenului și umezelii la metal și distrugerea acestuia. Rugina nu are o compoziție chimică constantă, aproximativ formula sa chimică poate fi scrisă ca Fe2O3 xH2O.
Fierul reacționează cu oxigenul când este încălzit. Când fierul arde în aer, se formează oxidul Fe3O4, când este ars în oxigen pur, se formează oxidul Fe2O3. Dacă oxigenul sau aerul sunt trecute prin fier topit, se formează oxid de FeO. Când sulful și pulberea de fier sunt încălzite, se formează sulfură, a cărei formulă aproximativă poate fi scrisă ca FeS.
Când este încălzit, fierul reacționează cu halogenii. Deoarece FeF3 este nevolatil, fierul este rezistent la fluor până la temperaturi de 200-300 °C. Când fierul este clorurat (la o temperatură de aproximativ 200 °C), se formează un dimer volatil, Fe3Cl6. Dacă interacțiunea fierului și bromului are loc la temperatura camerei sau cu încălzire și creșterea presiunii vaporilor de brom, se formează FeBr3. Când sunt încălzite, FeCl3 și, în special, FeBr3 desprind halogenul și se transformă în halogenuri de fier (II). Când fierul și iodul reacționează, se formează iodură Fe3I8.
La încălzire, fierul reacţionează cu azotul, formând nitrură de fier Fe3N, cu fosfor, formând fosfuri FeP, Fe2P şi Fe3P, cu carbon, formând carbură Fe3C, cu siliciu, formând mai multe siliciuri, de exemplu, FeSi.
La presiune ridicată, fierul metalic reacționează cu monoxidul de carbon (II) CO și se formează lichid, în condiții normale, pentacarbonil Fe(CO)5 de fier foarte volatil. Carbonilii de fier din compozițiile Fe2(CO)9 și Fe3(CO)12 sunt de asemenea cunoscuți. Carbonilii de fier servesc ca materii prime în sinteza compușilor organoiron, inclusiv ferocenul din compoziția (η5-C5H5)2Fe.
Fierul metalic pur este stabil în apă și soluții alcaline diluate. Fierul nu se dizolvă în acizi sulfuric și azotic concentrați la rece datorită pasivării suprafeței metalice de către o peliculă puternică de oxid. Acidul sulfuric concentrat fierbinte, fiind un agent oxidant mai puternic, interacționează cu fierul.
Fierul reacționează cu acizii clorhidric și diluați (aproximativ 20%) pentru a forma săruri de fier (II):
Fe + 2HCI → FeCI2 + H2;
Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2.
Când fierul reacţionează cu aproximativ 70% acid sulfuric, reacţia continuă pentru a forma sulfat de fier (III):
2Fe + 6H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O.
Oxidul de fier (II) FeO are proprietăți de bază, baza Fe(OH)2 îi corespunde. Oxidul de fier (III) Fe2O3 este slab amfoter, este comparat cu o bază și mai slabă decât Fe(OH)2, Fe(OH)3, care reacționează cu acizii:
2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 6H2O.
Hidroxidul de fier (III) Fe(OH)3 prezintă proprietăți slab amfotere, este capabil să reacționeze numai cu soluții concentrate de alcalii:
Fe(OH)3 + 3KOH → K3.
Complecșii hidroxo de fier (III) rezultați sunt stabili în soluții puternic alcaline. Când soluțiile sunt diluate cu apă, acestea sunt distruse, iar Fe(OH)3 precipită.
Compușii de fier (III) în soluții sunt reduși de fier metalic:
Fe + 2FeCl3 → 3FeCl2.
La depozitarea soluțiilor apoase de săruri de fier (II), se observă oxidarea fierului (II) la fier (III):
4FeCl2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)Cl2.
Dintre sărurile de fier(II), cea mai stabilă în soluții apoase este sarea Mohr - dublu amoniu și sulfat de fier (II) (NH4)2Fe(SO4)2 6H2O.
Fierul(III) este capabil să formeze sulfați dubli cu cationi încărcați individual, cum ar fi alaun, de exemplu, KFe(SO4)2 - alaun fier-potasiu, (NH4)Fe(SO4)2 - alaun fier-amoniu etc.
Când clorul gazos sau ozonul acționează asupra soluțiilor alcaline ale compușilor de fier (III), se formează compuși de fier (VI) - ferați, de exemplu, ferat de potasiu (VI) K2FeO4. Există rapoarte despre producția de compuși de fier (VIII) sub influența agenților oxidanți puternici.
Pentru a detecta compușii de fier (III) în soluție, se utilizează o reacție calitativă a ionilor de Fe3+ cu ionii de tiocianat SCN-. Când ionii Fe3+ interacționează cu anionii SCN−, se formează tiocianat de fier de culoare roșie strălucitoare Fe(SCN)3. Un alt reactiv pentru ionii Fe3+ este hexacianoferratul (II) K4 de potasiu (sare galbenă de sânge). Când ionii Fe3+ și 4− interacționează, un precipitat albastru strălucitor de albastru prusac precipită:
4K4 + 4Fe3+ → 4KFeIII↓ + 12K+.
Hexacianoferratul de potasiu (III) K3 (sare roșie din sânge) poate servi ca reactiv pentru ionii Fe2+ în soluție. Când ionii Fe2+ și 3− interacționează, se formează un precipitat Turnboole albastru:
3K3 + 3Fe2+→ 3KFe2↓ + 6K+.
Este interesant că albastrul prusac și albastrul Turnboule sunt două forme ale aceleiași substanțe, deoarece se stabilește un echilibru în soluție:
KFe3 ↔ KFe2.
Nichelul este un element al subgrupului lateral al celui de-al optulea grup, a patra perioadă a sistemului periodic de elemente chimice a lui D.I Mendeleev, cu număr atomic 28. Este desemnat prin simbolul Ni (lat. Niccolum). Substanța simplă nichel este un metal de tranziție ductil, maleabil, de culoare alb-argintie, la temperaturi obișnuite în aer, este acoperit cu o peliculă de protecție subțire de oxid. Inactiv din punct de vedere chimic.
Atomii de nichel au o configurație electronică externă de 3d84s2. Cea mai stabilă stare de oxidare pentru nichel este Ni(II).
Nichelul formează compuși cu stări de oxidare +2 și +3. În acest caz, nichelul cu o stare de oxidare de +3 este disponibil numai sub formă de săruri complexe. Un număr mare de compuși obișnuiți și complecși sunt cunoscuți pentru compușii nichel +2. Oxidul de nichel Ni2O3 este un agent oxidant puternic.
Nichelul se caracterizează printr-o rezistență ridicată la coroziune - este stabil în aer, apă, alcalii și o serie de acizi. Rezistența chimică se datorează tendinței sale la pasivare - formarea unui film dens de oxid pe suprafața sa, care are un efect protector. Nichelul se dizolvă activ în acid azotic.
Cu monoxid de carbon CO, nichelul formează cu ușurință carbonilul volatil și foarte toxic Ni(CO)4.
Pulberea fină de nichel este piroforică (se auto-aprinde în aer).
Nichelul arde numai sub formă de pulbere. Formează doi oxizi NiO și Ni2O3 și, în consecință, doi hidroxizi Ni(OH)2 și Ni(OH)3. Cele mai importante săruri solubile de nichel sunt acetatul, clorura, nitratul și sulfatul. Soluțiile sunt de obicei colorate în verde, iar sărurile anhidre sunt galbene sau galben-maronie. Sărurile insolubile includ oxalat și fosfat (verde), trei sulfuri NiS (negru), Ni2S3 (gălbui-bronz) și Ni3S4 (negru). Nichelul formează, de asemenea, numeroși compuși de coordonare și complecși. De exemplu, dimetilglioximatul de nichel Ni(C4H6N2O2)2, care dă o culoare roșie clară într-un mediu acid, este utilizat pe scară largă în analiza calitativă pentru detectarea nichelului.
O soluție apoasă de sulfat de nichel are culoarea verde.
Soluțiile apoase de săruri de nichel(II) conțin ion hexaaquanichel(II) 2+. Când o soluție de amoniac este adăugată la o soluție care conține acești ioni, precipită hidroxid de nichel(II), o substanță verde, gelatinoasă. Acest precipitat se dizolvă atunci când se adaugă amoniac în exces datorită formării ionilor de hexamininichel(II) 2+.
Nichelul formează complexe cu structuri pătrate tetraedrice și plane. De exemplu, complexul tetracloronicchelat(II)2− are o structură tetraedrică, în timp ce complexul tetracianonichelat(II)2− are o structură pătrată plană.
Analiza calitativă și cantitativă utilizează o soluție alcalină de dioximă de butandionă, cunoscută și sub numele de dimetilglioximă, pentru a detecta ionii de nichel (II). Când reacţionează cu ionii de nichel(II), se formează compusul de coordonare roşu bis(butanedionedioximato)nichel(II). Este un compus chelat, iar ligandul dioximat de butandionă este bidentat.
Fracția de masă a cobaltului din scoarța terestră este de 4×10−3%. Cobaltul face parte din mineralele: carolit CuCo2S4, linneit Co3S4, cobaltită CoAsS, sferocobaltită CoCO3, smaltită CoAs2, skutterudită (Co, Ni)As3 și altele. În total, sunt cunoscute aproximativ 30 de minerale care conțin cobalt. Cobaltul este însoțit de fier, nichel, mangan și cupru. Conținutul în apă de mare este de aproximativ (1,7)×10−10%. În aer, cobaltul se oxidează la temperaturi peste 300 °C.
Oxidul de cobalt, stabil la temperatura camerei, este un oxid complex Co3O4, având o structură spinel, în structura cristalină a căruia o parte a nodurilor este ocupată de ioni de Co2+, iar cealaltă de ioni de Co3+; se descompune pentru a forma CoO peste 900 °C.
La temperaturi ridicate, se poate obține forma α sau forma β a oxidului de CoO.
Toți oxizii de cobalt se reduc cu hidrogen. Co3O4 + 4H2 → 3Co + 4H2O.
Oxidul de cobalt (III) poate fi obținut prin calcinarea compușilor de cobalt (II), de exemplu: 2Co(OH)2 + O2 → Co2O3 + H2O.
Platină (lat. Platină), Pt, element chimic din grupa VIII a sistemului periodic al lui Mendeleev, număr atomic 78, masă atomică 195,09; metal refractar greu.
Proprietățile chimice ale platinei sunt similare cu paladiul, dar prezintă o stabilitate chimică mai mare. Reactioneaza numai cu apa regia fierbinte: 3Pt + 4HNO3 + 18HCl = 3H2 + 4NO + 8H2O
Platina se dizolvă lent în acid sulfuric fierbinte și brom lichid. Nu interacționează cu alți acizi minerali și organici. Când este încălzit, reacţionează cu alcalii şi peroxid de sodiu, halogeni (în special în prezenţa halogenurilor de metale alcaline): Pt + 2Cl2 + 2NaCl = Na2. Când este încălzită, platina reacționează cu sulful, seleniul, telurul, carbonul și siliciul. La fel ca paladiul, platina poate dizolva hidrogenul molecular, dar volumul de hidrogen absorbit este mai mic, iar capacitatea platinei de a-l elibera atunci când este încălzită este mai mică.
Când este încălzită, platina reacţionează cu oxigenul pentru a forma oxizi volatili. Se identifică următorii oxizi de platină: PtO negru, PtO2 maro, PtO3 maro-roșcat, precum și Pt2O3 și Pt3O4.
Hidroxizii Pt(OH)2 și Pt(OH)4 sunt cunoscuți pentru platină. Se obțin prin hidroliza alcalină a cloroplatinaților corespunzători, de exemplu: Na2PtCl4 + 2NaOH = 4NaCl + Pt(OH)2, Na2PtCl6 + 4NaOH = 6NaCl + Pt(OH)4. Acești hidroxizi prezintă proprietăți amfotere: Pt(OH)2 + 2NaOH = Na2, Pt(OH)2 + 4HCl = H2 + 2H2O, Pt(OH)4 + 6HCl = H2 + 4H2O, Pt(OH)4 + 2NaOH = Na2.
Hexafluorura de platină PtF6 este unul dintre cei mai puternici agenți oxidanți dintre toți compușii chimici cunoscuți, capabil să oxideze moleculele de oxigen, xenon sau NO: O2 + PtF6 = O2+−. Cu ajutorul lui, în special, chimistul canadian Neil Bartlett a obținut în 1962 primul compus chimic adevărat al xenonului, XePtF6.
Odată cu interacțiunea dintre Xe și PtF6 descoperită de N. Bartlett, care a condus la formarea XePtF6, a început chimia gazelor inerte. PtF6 se obține prin fluorurarea platinei la 1000 °C sub presiune. Fluorurarea platinei la presiune normală și temperatură de 350-400 °C dă fluor Pt(IV): Pt + 2F2 = PtF4 Fluorurile de platină sunt higroscopice și se descompun cu apă. Tetraclorura de platină(IV) cu apa formează hidrați PtCl4 nH2O, unde n = 1, 4, 5 și 7. Prin dizolvarea PtCl4 în acid clorhidric se obțin acizii cloroplatinici H și H2. Halogenuri de platină, cum ar fi PtBr4, PtCl2, PtCl2 2PtCl3, PtBr2 și Ptl2 au fost sintetizate. Platina se caracterizează prin formarea de compuși complecși de compoziție 2- și 2-. În timp ce studia complexele de platină, A. Werner a formulat teoria compușilor complecși și a explicat natura apariției izomerilor în compușii complecși.
Platina este unul dintre cele mai inerte metale. Este insolubil în acizi și alcalii, cu excepția acva regia. De asemenea, platina reacționează direct cu bromul, dizolvându-se în el.
Când este încălzită, platina devine mai reactivă. Reacţionează cu peroxizii, iar la contactul cu oxigenul atmosferic, cu alcalii. Un fir subțire de platină arde în fluor, eliberând o cantitate mare de căldură. Reacțiile cu alte nemetale (clor, sulf, fosfor) apar mai puțin ușor. Când este încălzită mai puternic, platina reacţionează cu carbonul şi siliciul, formând soluţii solide, asemănătoare metalelor din grupa fierului.
În compușii săi, platina prezintă aproape toate stările de oxidare de la 0 la +6, dintre care +2 și +4 sunt cele mai stabile. Platina se caracterizează prin formarea a numeroși compuși complecși, dintre care sunt cunoscuți multe sute.
Subgrupul principal al Grupului I al Tabelului Periodic este format din litiu Li, sodiu Na, potasiu K, rubidiu Rb, cesiu Cs și franciu Fr.
Atomii acestor elemente au un electron s la nivelul energetic exterior: ns1. Când intră în interacțiuni chimice, atomii renunță cu ușurință la un electron de la nivelul de energie exterior, prezentând o stare de oxidare constantă de +1 în compuși.
Elementele acestui subgrup aparțin metalelor. Numele lor comun este metale alcaline.
În natură, sodiul și potasiul sunt cele mai comune. Fracția de masă a sodiului din scoarța terestră este de 2,64%, potasiu - 2,60%. Metalele alcaline nu se găsesc în natură în stare liberă. Principalii compuși naturali ai Na sunt mineralele halit sau sare gemă, NaCl și mirabilite sau sarea lui Glauber (Na2SO4 10H2O). Cei mai importanți compuși ai potasiului includ silvin (KCl), carnalita (KCl MgCl2 6H2O), silvinită
Franciul este un element radioactiv. Urme ale acestui element au fost găsite în produsele de descompunere ai uraniului natural. Datorită duratei scurte de viață a izotopilor Fr, este dificil de obținut în cantități mari, prin urmare proprietățile Franței metalice și ale compușilor săi nu au fost încă suficient studiate.
Proprietăți: Metalele alcaline sunt substanțe alb-argintii cu densitate scăzută. Litiu este cel mai ușor dintre ele. Acestea sunt metale moi, moliciunea Na, K, Rb, Cs este similară cu ceara. Metalele alcaline sunt fuzibile. Punctul de topire al cesiului este de 28,5°C, cel mai înalt punct de topire al litiului (180,5°C). Au o conductivitate electrică bună.
Metalele alcaline au activitate chimică ridicată, activitatea lor crește în seria Li-Na-K-Rb-Cs-Fr. Sunt agenți reducători puternici în reacții.
1. Interacțiunea cu substanțe simple.
Metalele alcaline reacţionează cu oxigenul. Toate sunt ușor oxidate de oxigenul atmosferic, iar rubidiul și cesiul chiar se aprind spontan.
4Li + O2® 2Li2O (oxid de litiu)
2Na + O2® Na2O2 (peroxid de sodiu)
K+O2® KO2 (superoxid de potasiu)
Metalele alcaline se aprind spontan în fluor, clor, vapori de brom, formând halogenuri:
2Na+Br2®2NaBr (halogenură)
Când sunt încălzite, ele interacționează cu multe nemetale:
2Na + S ® Na2S (sulfuri)
6Li + N2® 2Li3N (nitruri)
2Li + 2C ® 2Li2C2 (carburi)
2. Interacțiunea cu apa. Toate metalele alcaline reacţionează cu apa, reducându-l la hidrogen. Activitatea de interacțiune a metalelor cu apa crește de la litiu la cesiu.
2Na + 2H2O® 2NaOH + H2
2Li + 2H2O® 2LiOH + H2
3. Interacționează cu acizii. Metalele alcaline reacționează cu acizii clorhidric și sulfuric diluați pentru a elibera hidrogen:
2Na + 2HCI® 2NaCI +H2
Acidul sulfuric concentrat este redus în principal la hidrogen sulfurat:
8Na + 5H2SO4® 4Na2SO4+ H2S + 4H2O
În acest caz, este posibilă o reacție paralelă de reducere a acidului sulfuric la oxid de sulf (IV) și sulf elementar.
Când un metal alcalin reacţionează cu acidul azotic diluat, se obţine predominant amoniac sau azotat de amoniu, iar cu acid concentrat, azot sau oxid azotic (I):
8Na +10HNO3(dil.)® 8NaNO3+ NH4NO3+ 3 H2O
8K +10HNO3(conc.)® 8KNO3+ NO2+ 5H2O
Cu toate acestea, de regulă, mai multe produse sunt formate simultan.
4. Interacțiunea cu oxizii și sărurile metalice. Datorită activității lor chimice ridicate, metalele alcaline pot reduce multe metale din oxizii și sărurile lor:
BeO +2Na ®Be + Na2O
CaCI2+ 2Na® Ca + 2NaCI
Chitanță:
Sodiul metalic este produs industrial prin electroliza clorurii de sodiu topit cu electrozi inerți. În topitură, clorura de sodiu se disociază în ioni:
NaCl↔ Na+ + Cl-
În timpul electrolizei, cationul Na+ este redus la catod, iar anionul Cl- este oxidat la anod:
catod: 2 Na++2е® 2Na
anod: 2 Cl--2e® Cl2
2Na++ 2Cl-® 2Na + Cl2 sau 2NaCl®2Na + Cl
Astfel, în timpul electrolizei se formează sodiul și clorul. Uneori, sodiul se obține prin electroliza hidroxidului de sodiu topit.
O altă modalitate de a obține sodiu este reducerea sifonului cu cărbune la temperaturi ridicate:
Na2CO3+ 2C®2Na + 3CO
Potasiul se obține prin înlocuirea acestuia cu sodiu dintr-o topitură de clorură de potasiu sau hidroxid de potasiu:
KCI + Na® K + NaCI
Potasiul poate fi obținut și prin electroliza topiturii compușilor săi (KCl; KOH).
Litiul metalic este produs prin electroliza clorurii de litiu topită sau prin reducerea oxidului de litiu cu aluminiu.
Rubidiul și cesiul se obțin prin reducerea halogenurilor lor cu metale în vid:
2RbCI + Ca = 2Rb + CaCI2; 2CsCl + Mg = 2Cs + CaCl2
Oxizi de metale alcaline (R2O):
Oxizii de litiu și de sodiu sunt substanțe albe, oxidul de potasiu este galben deschis, rubidiul este galben și cesiul este portocaliu. Toți oxizii sunt compuși reactivi și au proprietăți de bază pronunțate, iar în seria de la oxid de litiu la oxid de cesiu, proprietățile de bază cresc.
Oxidarea metalului produce numai oxid de litiu:
4Li + O2® 2Li2O
Oxizii rămași se obțin indirect. Astfel, oxidul de sodiu se obține prin reducerea compusului de sodiu cu sodiu metalic:
Na2O2+ 2Na® 2Na2O
2NaOH + 2Na® 2Na2O + H2
Oxizii de metale alcaline reacționează ușor cu apa pentru a forma hidroxizi, de exemplu:
Li2O + H2O® 2LiOH
Reacţionează cu oxizii acizi şi acizii formând săruri:
Na2O + SO3® Na2SO4
K2O + 2HNO3® 2KNO3+ H2O
Hidroxizi de metale alcaline (ROH):
Sunt substanțe albe cristaline. Toți hidroxizii de metale alcaline sunt baze puternice, solubile în apă. Numele comun este alcalin.
Hidroxizii se formează prin interacțiunea metalelor alcaline sau a oxizilor acestora cu apa:
2Li + 2H2O® 2LiOH + H2
Li2O + H2O® 2LiOH
Hidroxizii de sodiu și potasiu, care au o mare importanță practică, sunt produși industrial prin electroliza clorurilor:
2NaCI + 2H2O® 2NaOH + H2 + CI2
catod: 2H++ 2ē ® H02
anod: 2Cl-– 2ē ® Cl02
Hidroxizii de metale alcaline prezintă toate proprietățile caracteristice ale bazelor: interacționează cu acizi și oxizi amfoteri, hidroxizi amfoteri, acizi și săruri. Unele metale care formează hidroxizi amfoteri se dizolvă în soluții apoase de alcali, de exemplu:
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2
C Si Ge Sn Pb
Caracteristici generale
Configuratie electronica ns 2 np 2
Stari de oxidare caracteristice: -4; 0; +2; +4.
Valenta maxima a acestor elemente, atat in ceea ce priveste donarea cat si castigul de electroni, este de patru. Datorită creșterii volumului atomilor în tranziția de la carbon la plumb, procesul de acceptare a electronilor slăbește, iar ușurința pierderii acestora crește, astfel încât proprietățile metalice ale atomilor cresc de sus în jos.
Carbon
Apariția în natură, aplicare, proprietăți fizice. Formele de carbon din natură sunt diverse. Pe lângă țesuturile organismelor vii și produsele distrugerii lor (cărbune, petrol etc.), face parte din multe minerale, având în principal formula generală MSO3, unde M este un metal divalent. Cel mai comun dintre aceste minerale este calcitul (CaCO 3), care uneori formează acumulări uriașe în anumite zone de pe suprafața pământului. Carbonul se găsește în atmosferă sub formă de dioxid de carbon, care se găsește și în stare dizolvată în toate apele naturale.
Sub formă de cărbune, carbonul este cunoscut omenirii din timpuri imemoriale. Și-a primit numele modern în 1787. Carbonul natural este compus din doi izotopi - 12 C (98,892%) și 13 C (1,108%). Masa izotopului de carbon-12 este luată ca unitate de masă atomică și moleculară. În diferite obiecte naturale, raportul ambilor izotopi poate varia ușor.
Carbonul liber apare în natură sub formă de două substanțe simple - diamant și grafit (cea mai stabilă formă de carbon în condiții normale). Acestea includ așa-numitul carbon „amorf”, cel mai simplu reprezentant al căruia este cărbunele. Diamantul are o densitate de 3,5 g/cm 3 și este cel mai dur dintre toate mineralele. Cele mai pure diamante sunt incolore și transparente. Grafitul este o masă gri care are o strălucire metalică și este grasă la atingere. cu o densitate de 2,2 g/cm3. Este foarte moale - se zgârie ușor cu unghia și, când este frecat, lasă dungi gri pe hârtie. Carbonul „amorf” este destul de apropiat ca proprietăți de grafit.
Formarea diamantelor naturale a avut loc prin cristalizarea carbonului în straturile adânci ale Pământului (200-300 km de la suprafață) la temperaturi de ordinul a 3000 ° C și presiuni de ordinul a 200 mii atm. Depozitele lor primare sunt asociate cu un afloriment foarte rar de rocă specială - kimberlitul - la suprafață, iar depozitele aluvionare se găsesc ocazional în straturile aluviale. Minele industriale conțin în medie doar 0,5 g de diamant pe tonă de rocă. Zăcăminte bogate au fost descoperite în Yakutia (1955). Structura diamantului poate fi reprezentată sub formă de tetraedre cu un atom de carbon în centru, care se repetă la infinit în trei dimensiuni (Fig. 1). Diamantul are o rețea cristalină atomică.
Orez. 1. Diagrama aranjamentului atomilor de C în diamant. Orez. 2. Tăiere normală cu diamante.
În ciuda durității sale, diamantul este fragil și se rupe ușor atunci când este lovit. Conduce bine căldura, dar practic nu conduce curentul electric. Nu toate diamantele sunt incolore; unele au culori de la subtil la intens. În raport cu razele X, un diamant este transparent (spre deosebire de falsuri), dar la razele ultraviolete unele cristale sunt transparente, altele nu.
Diamantul este foarte inert: nu este afectat nici de acizi, nici de alcalii. În aer, diamantul arde la o temperatură de aproximativ 900 °C, iar în oxigen - aproximativ 700 °C. După ardere, rămâne ceva cenușă (0,02% în greutate sau mai mult), ceea ce indică prezența impurităților în diamantele naturale (în principal aluminiu, siliciu, calciu și magneziu). Când se încălzește peste 1200 °C în absența aerului, începe grafitizarea diamantului.
Cele mai frumoase diamante sunt lustruite și folosite ca bijuterii sub denumirea de diamante (Fig. 2). Pentru prețul lor, unitatea de masă folosită pentru pietrele prețioase este caratul (0,2 g). Cel mai mare diamant extras („Cullinan”) cântărea 3026 de carate, adică. mai mult de 600 g
Duritatea excepțională a diamantului determină valoarea lui pentru tehnologie. Industria folosește toate acele pietre (marea majoritate) care au un fel de defect (colorare urâtă, crăpături etc.) care le face nepotrivite ca bijuterii.
Există o presupunere că materialul de pornire pentru sinteza naturală a diamantelor a fost carbonul, care a rezultat din reducerea (la temperaturi ridicate și la presiune înaltă) a rocilor carbonatice cu fier bivalent conform schemei rezumative aproximative:
CaCO 3 + 5 FeO → Ca(FeO 2) 2 + Fe 3 O 4 + C.
Fe +2 Fe +3 (Fe +3 O 4)
Presiunea foarte mare necesară pentru cristalizarea carbonului sub formă de diamant a fost creată datorită creșterilor sale locale aleatorii.
Încercările de a produce artificial diamante au fost făcute de multe ori, dar pentru prima dată au avut succes abia în 1953. Transformarea grafitului în diamant poate fi efectuată numai la presiuni foarte mari, la temperaturi ridicate și în prezența catalizatorilor, dintre care unele elemente ale triadelor s-au dovedit a fi cele mai potrivite. Cristalele de semințe de diamant apar la interfața dintre grafit și catalizatorul de metal topit. Acestea rămân acoperite cu o peliculă de metal lichid care conține carbon, prin care carbonul difuzează apoi din grafit în diamant pe măsură ce crește. Tehnologia modernă face posibilă obținerea a 20 g de diamante într-o singură cameră în câteva minute.
Interesantă este și o altă metodă de sinteză - prin acționarea asupra grafitului (amestecat cu un catalizator) undă de șoc creată de explozie. Caracterul instantaneu al acestei acțiuni este compensat de apariția presiunii și temperaturii extrem de ridicate în momentul exploziei. Deci, într-unul dintre experimentele cu o undă de șoc sub o presiune de 300 de mii de atm. aproape tot grafitul luat s-a transformat în cristale de diamant foarte mici (cu dimensiunea de până la 40 de microni).
Diamantele artificiale sunt cristale mici, a căror formă predominantă se schimbă de obicei de la cubică (la temperaturi de sinteză relativ scăzute) la octaedrică (la temperaturi ridicate). Culoarea lor este, de asemenea, diferită: de la negru la temperaturi scăzute la verde, galben și alb la temperaturi ridicate. De exemplu, într-unul dintre experimente sub o presiune de 200 de mii atm. Prin încălzirea instantanee (în miimi de secundă) a grafitului cu o descărcare electrică la 5000°C, s-au obținut diamante incolore de apă pură. Culoarea diamantelor artificiale depinde în mod semnificativ de natura impurităților incluse în cristale (și, prin urmare, de compoziția amestecului original de grafit). De exemplu, impuritatea Nichelul dă tonuri verzui, iar în același timp nichelul și borul dau tonuri de albastru.
Un consumator major de grafit este industria ceramicii, producerea de creuzete pentru topirea metalelor dintr-un amestec de grafit și argilă (creuzete de grafit). Fabricat din grafit presat cârme de gaz rachete. În metalurgie, este folosit pentru acoperirea matrițelor în timpul turnării. Datorită bunei conductivitati electrice a grafitului, este folosit pentru a face electrozi pentru procese electrice si electrometalurgice. O cantitate semnificativă de grafit este utilizată pentru fabricație vopsele minerale și creioane (amestecate cu argilă). O aplicație interesantă a grafitului este utilizarea pulberii sale (singur sau împreună cu uleiul de mașină) ca lubrifiant pentru frecarea pieselor mecanismelor.
Mai puțin cunoscuți sunt alți doi alotropi ai carbonului - carbyne și fullerene .
Poate exista o formă liniară de carbon elementar diferită atât de grafit, cât și de diamant carabină .
În plus, s-au obţinut fulerenele C 70, C 74, C 84 etc., având formă de sferoid (fig. 2).
Orez. 2. Molecule C 60 și C 70.
Proprietăți chimice. Carbonul în stare liberă este tipic agent reducător. Când este oxidat de oxigen în exces de aer, se transformă în monoxid de carbon (IV):
dacă există o deficiență - în monoxid de carbon (II):
Ambele reacții sunt extrem de exoterme.
Când carbonul este încălzit într-o atmosferă, se formează monoxid de carbon (IV). monoxid de carbon:
Carbonul reduce multe metale din oxizii lor:
Așa apar reacțiile cu oxizii de cadmiu, cupru și plumb. Când carbonul interacționează cu oxizii metalelor alcalino-pământoase, aluminiu și alte metale, carburi:
Acest lucru se explică prin faptul că metalele active sunt agenți reducători mai puternici decât carbonul, prin urmare, atunci când sunt încălzite, metalele rezultate oxida exces de carbon, dând carburi:
Compuși cu hidrogen. U carbonul și elementele din grupa IV formează hidruri cu formula generală E n H 2 n +2. Pentru carbon, n poate lua valori mari; siliciu – n = 1÷6; germaniu – n = 1÷3; staniu și plumb – n = 1.
CH 4 – carbură de hidrogen (metan). Gazul este incolor și inodor, inert din punct de vedere chimic, nu interacționează cu acizi și alcalii, se aprinde ușor, iar atunci când este amestecat cu aer este un „amestec exploziv”.
Derivați ai metanului - metanide: beriliu și carbură de aluminiu Be 2 C și Al 4 C 3. Substante refractare care se descompun cu apa:
Al4C3 + H2O → Al(OH)3 + CH4
Carbonul formează un număr mare de percarbide:
C2H6etan; C2H4 etenă; C2H2 etină.
Percarbidele metalelor s și d-elemente, grupele I și II (A) și aluminiul se numesc acetilenide.
AgNO3 + C2H2 → Ag2C2 + HNO3
acetilida de argint
Al + C2H2 → Al2 (C2)3 + H2
acetilidă de aluminiu
Acetilura de calciu (percarbură) se prepară prin încălzirea oxidului de calciu cu carbon:
CaO + C t → CaC 2 + CO
(percarbură), numită pur și simplu carbură de calciu, se descompune cu apă:
CaC 2 + H 2 O → Ca(OH) 2 + C 2 H 2 - folosit pentru a produce acetilena
1) agenți oxidanți tipici
2) elemente de tranziție
3) * – elemente
1) substanțe gazoase, incolore și inodore
2) lichide la temperatura camerei
3) metale
2) doi electroni la nivelul exterior
3) nivel exterior complet umplut
1) capacitatea de a pierde doi electroni exteriori, formând un cation
cu starea de oxidare +2
cu starea de oxidare +1
3) capacitatea de a dobândi un electron la nivelul exterior, formându-se
anion cu stare de oxidare -1
1) foarte greu
2) cel mai răspândit în scoarța terestră
3) radioactiv
1) autoaprindere în aer
2) depozitat în apă
3) depozitat în kerosen
toate aceste metale sunt...
1) izolatori tipici
2) agenți reducători puternici
3) agenţi oxidanţi
1) peroxizii din compoziția М2О2
2) oxizi din compoziția Me2O
t hv
1) K2O2 + 2K === 2K2O 3) 2KO2 + O3 === K2O + 3O2
t
2) KO2 + 3K === 2K2O
formare...
1) hidroxizi
2) hidratează
3) hidruri
1) hidruri și oxigen
2) alcalii și hidrogen
3) peroxizi și hidrogen
1) KSO4
2) KHSO4
3) K2SO4
1) care în seria tensiunilor metalice vin după H
2) care în seria de tensiune a metalelor sunt până la N
3) toată lumea va reacționa
1) Al și Na
2) K și Na
3) K și Mn
1) argint și fier
2) clorură ferică și argint
3) azotat de cupru (I I) și argint
a) Na + H2 →
b) NaO2 + H2O →
1. Toate elementele subgrupului principal din grupa I a tabelului periodic aparțin ...
3) * – elemente
2. Toate elementele s, cu excepția hidrogenului și heliului, sunt...
3) metale
3. Atomii elementelor alcaline au...
1) un electron pe nivel exterior
4. Atomii elementelor alcaline au...
2) capacitatea de a pierde un singur electron extern, formând un cation
cu starea de oxidare +1
5. Francium, completând grupa I, este...
3) radioactiv
6. Toate metalele s – sunt foarte active și, prin urmare...
3) depozitat în kerosen
7. Deoarece electronii exteriori ai metalelor s - trec cu ușurință către alte elemente, toate aceste metale sunt ...
2) agenți reducători puternici
8. Toate metalele alcaline ard într-o atmosferă de oxigen, formând...
3) Peroxizii Me2O2 și oxizii Me2O
9. Oxidul de potasiu poate fi obținut în urma reacției...
T
2) KO2 + 3K === 2K2O
10. Toate s – metalele se combină cu hidrogenul chiar și cu o încălzire ușoară,
formare...
3) hidruri
11. Când metalele alcaline interacționează cu apa, ele formează...
2) alcalii și hidrogen
12. Sulfatul de potasiu este o substanță cu formula...
3) K2SO4
13. Metalele din grupa I din subgrupa principală vor interacționa cu acizi...
3) toată lumea va reacționa
14. O pereche de metale cu cele mai asemănătoare proprietăți:
2) K și Na
15. Este posibilă o reacție de substituție între...
4) nitrat de argint și fier
I I Sarcina: Efectuați transformările, notați ecuațiile de reacție corespunzătoare.
Na → Na2O2 → NaO2 → Na2CO3 → Na Cl
Na2O2 + Na = Na2O
Na2O + CO2 = Na2CO3
Na2CO3 +2HCl = 2NaCl +H2O +CO2
I I I sarcina: completați ecuațiile de reacție
a) 2Na + H2 → 2NaH
b) Na2O + H2O → 2NaOH
1. Toate elementele subgrupului principal din grupa I a tabelului periodic îi aparțin
3) * – elemente
2. Toate elementele s, cu excepția hidrogenului și heliului, sunt...
3) metale
3. Atomii elementelor alcaline au...
1) un electron pe nivel exterior
4. Atomii elementelor alcaline au...
2) capacitatea de a pierde un singur electron extern, formând un cation
cu starea de oxidare +1
5. Francium, completând grupa I, este...
3) radioactiv
6. Toate metalele s – sunt foarte active și, prin urmare...
Nu există un răspuns corect aici: litiul nu se aprinde în aer și nu poate fi depozitat în kerosen, dar cel mai probabil îl lasă, pentru alte metale este adevărat
3) depozitat în kerosen
7. Deoarece electronii exteriori ai metalelor s – se transferă cu ușurință la alte elemente,
toate aceste metale sunt...
2) agenți reducători puternici
8. Toate metalele alcaline ard într-o atmosferă de oxigen, formând...
3) Peroxizii Me2O2 și oxizii Me2O, deși nu pentru toată lumea
9. Ca rezultat al reacției se poate obține oxid de potasiu
2) KO2 + 3K === 2K2O
10. Toate metalele s se combină cu hidrogenul chiar și cu o încălzire ușoară, formând...
3) hidruri
11. Când metalele alcaline interacționează cu apa, ele formează...
2) alcalii și hidrogen
12. Sulfatul de potasiu este o substanță cu formula...
3) K2SO4
13. Metalele din grupa I din subgrupa principală vor interacționa cu acizi...
3) toată lumea va reacționa
14. O pereche de metale cu cele mai asemănătoare proprietăți:
2) K și Na
15. Este posibilă o reacție de substituție între...
4) nitrat de argint și fier
I I Sarcina: Efectuați transformările, notați ecuațiile de reacție corespunzătoare.
Na → Na2O2 → NaO2 → Na2CO3 → Na Cl
2Nа+О2=Nа2О2
Na2O2+2Na=2Na2O
Na2O+CO2=Na2CO3
Na2СО3+2НCl=2NаСl+СО2+Н2О
I I I sarcina: completați ecuațiile de reacție
a) 2Na + H2 →2NaH
b) 2NaO2 + H2O →NaOH + NaHO2 + O2