Главная страница

Лекция № 13_Элементы IV группы_C,CO,CO2,MeCO3. Лекция 13 элементы подгруппы углерода элементы главной подгруппы IV группы C, Si, Ge, Sn, Pb


Скачать 0.55 Mb.
НазваниеЛекция 13 элементы подгруппы углерода элементы главной подгруппы IV группы C, Si, Ge, Sn, Pb
АнкорЛекция № 13_Элементы IV группы_C,CO,CO2,MeCO3.doc
Дата14.08.2018
Размер0.55 Mb.
Формат файлаdoc
Имя файлаЛекция № 13_Элементы IV группы_C,CO,CO2,MeCO3.doc
ТипЛекция
#44360
Каталогid6330386

С этим файлом связано 58 файл(ов). Среди них: Лекция № 14_Si,SiO2,H2SiO3,Sn,Pb.doc, 1-Карточки_Кинетика химических реакций.doc, Химия БПП_Вариант 11.doc, Общая химия_Вариант 01.DOC.doc, Лекция № 13_Элементы IV группы_C,CO,CO2,MeCO3.doc, Вопросы к коллоквиуму по общей химии_ГЧ-I.doc, Химия БПП_Вариант 10.doc, Общая химия_Вариант 10.DOC.doc, Окончание Лекции № 15_Алюминий и его соединения...doc, Общая химия_Вариант 14.DOC.doc и ещё 48 файл(а).
Показать все связанные файлы

Лекция № 13

ЭЛЕМЕНТЫ ПОДГРУППЫ УГЛЕРОДА

Элементы главной подгруппы IV группы – C, Si, Ge, Sn, Pb

История открытия

Углерод (С) – "carboneum – уголь (лат.), угарать, обжигать (др. рус.)"

Известен с древних времен.

1791 – Теннант (англ.) получил свободный углерод

1799 – Гитон де Морво (фр.) превратил алмаз в графит

1955 – алмаз получен из графита (t = 3000 °C, P = 10000 атм)

Кремний (Si) – "кремень (др.рус.) – камень; silex – кремень (лат.)"

Известен с древних времен (горный хрусталь, драгоценные камни)

1823 – Й.Я. Берцелиус (швед.) получил аморфный кремний

1855 – Сент Клер-Девиль (фр.) получил кристаллический кремний

Германий(Ge) – от названия Германии – родины первооткрывателя

1871 – его существования предсказал Д. И. Менделеев (назвал его эка-силицием)

1886 – Винклер (нем.) получил германий

Олово (Sn) – от "оловина" – напитка древних славян, который хранился в свинцовых сосудах. Олово часто путали со свинцом. "Stannum – прочно (санскрит)"

Это один из 7 металлов древности (Au, Ag, Hg, Fe, Sn, Pb, Cu), известно с III тыс. лет до н.э. в виде бронзы.

Свинец (Pb) – от слов "с вином" (в свинцовых сосудах хранилось вино). Plumbum – возможно, от "Plumbing – водопроводное дело (с древних времен водопроводные трубы были сделаны из свинца)". Происхождение названия не ясно.

Один из 7 металлов древности известен с III - II тысячелетия до н.э. в Месопотамии, Египте и других древних странах, где из него изготовляли большие кирпичи (чушки), статуи богов и царей, печати и различные предметы быта.

Распространение в земной коре

С – 0,14 %. Однако весьма распространен. В самородном виде (алмаз, графит, уголь). CaCO3 – известняк, мрамор, мел; MgCO3 – магнезит, MgCO3·CaCO3 – доломит. СО2 – 0,03 % в воздухе. Нефть, природный газ – смесь углеводородов. Все живые организмы состоят из соединений углерода (на данный момент существует около 27 млн органических веществ).

Si27 %. II место по распространенности. В свободном состоянии не встречается. SiO2 – кремнезем, песок – основа литосферы Земли. Алюмосиликаты – Al2O3·nSiO2·MeO (Me = Ca, Mg, K); полевые шпаты, слюды, глина (каолин) – Al2O3·2SiO2·2H2O; асбест – 3MgO·2SiO2·2H2O.

Ge7·10-4 %. В виде сульфидов, сопутствующих медным, железным и серебряным рудам..

Sn0,04 %. SnO2 – оловянный камень (кассетерит).

Pb0,0016 %. В виде минералов – свинцовый блеск (галенит) PbS, англезит PbCO3, церуссит PbSO4.

УГЛЕРОД С

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА УГЛЕРОДА

Углерод существует в виде нескольких аллотропных модификаций:

1. Графит – наиболее распространенная форма.

Это очень мягкое черное вещество с металлическим блеском, хорошо проводит электрический ток и тепло. Жирный на ощупь, при трении расслаивается на отдельные чешуйки.

tпл = 3750 °С (плавится при давлении 10 МПа, при обычном давлении возгоняется).

Плотность 2,22 г/см3.

Структура графита образована параллельными слоями сеток, состоящих из шестиугольников с атомами углерода в вершинах. Атомы в каждом отдельно взятом слое связаны достаточно прочно, а между слоями связь слабая.

2. Алмаз – бесцветное (иногда желтоватое, коричневатое, зеленое, черное, синее, красноватое) прозрачное вещество, очень сильно преломляющее лучи света.

По твердости превосходит все известные природные вещества. Но обладает хрупкостью. Химически инертен, плохо проводит тепло и электрический ток.

Плотность 3,5 г/см3.

Каждый атом углерода в структуре алмаза расположен в центре тетраэдра, вершинами которого служат четыре ближайших атома. Именно прочная связь атомов углерода объясняет высокую твердость алмаза.

При прокаливании алмаза в кислороде при t = 700 °C он превращается в СО2, без кислорода – в графит.

Алмаз можно получить из графита при t = 3000 °C и Р = 6ГПа, Kat – Ni, FeS. Так получают темные технические алмазы – кристаллы диаметром около 4 мм.

Один из них состоит в подготовке высокоуглеродистого сплава Ni-Mn и его охлаждении под давлением в формах из твердого сплава (например, вольфрамо-кобальтового). Выкристаллизовавшиеся мелкие алмазы отделяют после растворения металлической матрицы в смеси кислот.

Отшлифованные прозрачные без дефектов алмазы – бриллианты.

Самый крупный алмаз ("Куллинан") был найден в 1905 г. в ЮАР. Он весил 3106 карат (621 г) и имел размеры 100х65х50 мм. Из него было изготовлено 105 бриллиантов. Его стоимость была оценена в 7,5 млн долларов.

3. Аморфный углерод состоит из мельчайших кристалликов с разноупорядоченной структурой графита.

– Уголь

– Древесный уголь (образуется при нагреве дерева без доступа воздуха)

– Сажа (наиболее чистый аморфный углерод – получается сжиганием богатых углеродом веществ)

– Костяной уголь (получается при обугливании обезжиренных костей животных)

Угли, особенно активированные (обработанные водяным паром) являются адсорбентами – поглощают газы и жидкости своей поверхностью (за счет пористой структуры). 1 грамм активированного угля имеет поверхность 500 1500 м2 и способен поглотить 88 литров газообразного хлора.

4. Карбин – синтетическая модификация углерода (получена в 1963 г, позднее обнаружена в природе). Черный мелкокристаллический порошок. Плотность 1,9–2 г/см3. Полупроводник.

Карбин является линейным полимером углерода и имеет две разновидности:

и =С=С=С=С=

5. Фуллерен – синтетическая структура сферической формы. В молекулах фуллеренов атомы углерода расположены в вершинах правильных шести- и пятиугольников, из которых составлена поверхность сферы или эллипсоида. Молекула С60 имеет форму футбольного мяча. Молекула С70 имеет более вытянутую форму и напоминает мяч для игры в регби.

Фуллерены получают преимущественно электродуговым, а также электроннолучевым или лазерным распылением графита в атмосфере гелия. Образующаяся сажа конденсируется на холодной поверхности реактора, собирается и обрабатывается в кипящем толуоле, бензоле, ксилоле или других органических растворителях. После выпаривания раствора образуется черный конденсат, который примерно на 10 15 % состоит из смеси фуллеренов C60 и C70, а также небольших количеств высших фуллеренов.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА УГЛЕРОДА

При обычных условиях и уголь, и графит, и особенно алмаз инертны. Но при повышенных температурах взаимодействуют со многими веществами.

1) Горение в кислороде

C + О2 t→ CО окисление в недостатке кислорода

C + О2 t→ CО2 горение в избытке кислорода

2) Взаимодействует с водородом

С + H2 t→ СH4

3) Взаимодействует с серой

C + S t→ CS2 сероуглерод

Сероуглерод – ядовитая низкокипящая жидкость, растворяющая серу, фосфор, йод, жиры, масла, смолы и многие др.

4) С галогенами НЕ взаимодействует соединения углерода с галогенами можно получить косвенным путем

CS2 + Сl2 60°С→ CCl4 четыреххлористый углерод – негорючий органический растворитель

5) Взаимодействует с металлами с образованием карбидов

Ca + С t→ CaС2

Al + С t→ Al4С3

карбиды подвергаются гидролизу:

CaС2 + H2O → Сa(OH)2 + C2H2ацетилен

Al4С3 + H2O → Al(OH)3 + СH4метан

6) Взаимодействует с азотом

C + N2 t→ (CN)2 дициан

(CN)2 + H2 → HCN синильная кислота (циановодородная)

HCN – бесцветная низкокипящая жидкость с запахом миндаля. Очень ядовита. Смертельная доза – менее 0,05 г.

Соли этой кислоты – цианиды – бесцветные хорошо растворимые кристаллические вещества. Ядовиты.

7) Взаимодействует с водяным паром

C + H2O t→ CО + H2 полученная смесь называется "синтез-газ" и используется в органических синтезах

8) Восстанавливает элементы из их оксидов

CaO + C t→ CaC2 + CO

CuO + C t→ Cu + CO

SiO2 + C t→ Si + CO

CO2 + C t→ CO

9) При обычных условиях реагирует с сильными окислителями

С + HNO3(к) → CO2 + NO2 + H2O

С + H2SO4(к) → CO2 + SO2 + H2O

ПРИМЕНЕНИЕ УГЛЕРОДА

1. Графит – производство электродов, карандашей;

– футеровка печей;

– получение твердых композитов;

– замедлитель быстрых нейтронов в ядерных реакторах;

– в смеси с маслом – смазочный материал.

2. Алмаз – для обработки твердых материалов, шлифования, бурения (80 % всех добываемых алмазов идет на технические нужды);

– в ювелирном деле.

3. Уголь – как топливо;

– в металлургии: производство стали, восстановление металлов из оксидов – миллионы тонн в год;

активированный уголь – как адсорбент;

сажа – в резиновой промышленности как наполнитель.

4. Радиоактивный изотоп 14С с периодом полураспада 5730 лет позволяет определять возраст археологических находок.
МОНООКСИД УГЛЕРОДА СО

(угарный газ)

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА CO

CO – бесцветный газ без вкуса и запаха. Нерастворим в воде. Горюч.

tкип = -192 °С, tпл = -205 °С.

ОЧЕНЬ ЯДОВИТ!Связывается с гемоглобином крови. ПДК = 0,02 мг/л. При содержании в воздухе 0,12 % по объему через 15 минут происходит сильное отравление. Через 1 час – смерть. При легких отравлениях достаточно вынести пострадавшего на свежий воздух.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА CO

CO – несолеобразующий оксид

1) Горение в кислороде

СО + O2 → CO2

2) Взаимодействует с водородом

СО + H2 → CH3OH – получение органического вещества из неорганических. Метиловый спирт используется далее в органических синтезах

3) С галогенами (реакция идет на свету)

СО + Cl2 hν→ COCl2 фосген – ядовитый газ с запахом прелого сена

4) Сильный восстановитель. Восстанавливает металлы из их оксидов

Fe2O3 + CO t→ Fe + CO2

SO2 + CO t→ S + CO2

5) Растворяется в расплавленных щелочах (с растворами не реагирует)

СО + NaOH P→ HCOONa формиат натрия

ПОЛУЧЕНИЕ CO

В промышленности

1) Сжигание угля в недостатке кислорода

C + О2 t→ CО

2) Восстановление углекислого газа

C + СО2 t→ CО
В лаборатории

Разложение жидкой муравьиной кислоты под действием горячей концентрированной серной кислоты (отнимает воду)

HCOOH t→ СО + H2O

ПРИМЕНЕНИЕ СО

1. Восстановитель металлов из их оксидов;

2. Топливо;

3. В органических синтезах.

ДИОКСИД УГЛЕРОДА СО2

(углекислый газ)

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА CO2

CO – бесцветный газ без запаха со слегка кисловатым вкусом. Плохо растворим в воде – 1V/1V H2O tвозгонки = –78 °С. . Сжижается под давлением. Не горит и не поддерживает горение.

Содержание 10 % CO2 в воздухе смертельно.

При испарении превращается в снегообразную массу (т.к. поглощает много тепла) – "сухой лед".

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА CO2

CO2 – типичный кислотный оксид

1) Растворяется в воде

СО2 + H2O →← H2CO3

2) Проявляет свойства кислотных оксидов

Na2O + СО2 → Na2CO3

NaOH + СО2 → Na2CO3 + H2O

NaOH + СО2 → NaHCO3
3) Взаимодействует с аммиаком

СО2 + NH3 t→ CO(NH2)2 + H2O образуется мочевина (карбамид)

4) Проявляет окислительные свойства, реагируя с сильными восстановителями

СO2 + Mg t→ MgO + C

СO2 + C t→ CO

5) Растворяется в расплавленных щелочах (с растворами не реагирует)

СО + NaOH P→ HCOONa формиат натрия

ПОЛУЧЕНИЕ CO2

Образуется при дыхании (в выдыхаемом воздухе содержится 4 % СО2), горении, гниении

1) Сжигание угля в избытке кислорода

C + О2 t→ CО2

2) Разложение известняка

CaСО3 t→ CaO + СО2

3) Брожение глюкозы

C6H12O6 → C2H5OH + СО2

4) Действием кислот на карбонаты

CaСО3 + HCl → CaCl2 + H2O + СО2
В лаборатории

Разложение жидкой муравьиной кислоты под действием горячей концентрированной серной кислоты (отнимает воду)

HCOOH t→ СО + H2O

ПРИМЕНЕНИЕ CO2

1. Получение соды, мочевины;

2. Для тушения пожаров – сжиженным углекислым газом заполняют углекислотные огнетушители;

3. Для газирования напитков;

4. Для замораживания скоропортящихся продуктов (температура сухого льда –80 °С);

5. В пневматическом оружии (в газобаллонной пневматике) и в качестве источника энергии для двигателей в авиамоделировании.

УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА H2СО3

Существуеттолько в растворе. Является слабой кислотой. Разлагается при нагревании и в момент образования:

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА H2СО3

H2СО3 проявляет типичные свойства кислот

1) Разлагается при нагревании и в момент выделения

H2CO3 →← СО2↑ + H2O нагреванием можно удалить весь СО2 из раствора

H2СО3 проявляет типичные свойства кислот:

2) Взаимодействует с металлами

Mg + H2СО3 → MgCO3

3) Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами

Na2O + H2СО3 → Na2CO3

ZnO + H2СО3 → ZnCO3

4) Взаимодействует с основаниями

NaOH + H2СО3 → Na2CO3 + H2O карбонат натрия

Соли H2СО3 – КАРБОНАТЫ и ГИДРОКАРБОНАТЫ

Это белые кристаллические вещества. Все гидрокарбонаты и карбонаты щелочных металлов и аммония растворимы. Остальные карбонаты – нерастворимы.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КАРБОНАТОВ

1) Разлагаются при нагревании (кроме карбонатов щелочных металлов)

MgCO3 t→ MgO + СО2

2) При пропускании СО2 через раствор карбоната образуется гидрокарбонат

MgCO3 + СО2 + H2O → Mg(HCO3)2

3) Гидрокарбонаты также разлагаются при нагревании

KHCO3 t→ K2CO3 + СО2 + H2O

4) При действии кислот разлагаются на H2O и CO2

MgCO3 + H2SO4 → MgSO4 + H2O + СО2


ПОЛУЧЕНИЕ КАРБОНАТОВ

1) Действием щелочей на угольную кислоту

2KOH + H2СО3 → K2CO3 + 2H2O карбонат калия

KOH + H2СО3 → KHCO3 + H2O гидрокарбонат калия

2) Обменной реакций с растворимыми карбонатами

BaCl2 + Na2СО3 → BaCO3↓ + NaCl

ПРИМЕНЕНИЕ КАРБОНАТОВ

1. Na2CO3 – В стекольном производстве, мыловарении и производстве стиральных и чистящих порошков, эмалей, для получения ультрамарина;

– для смягчения воды паровых котлов и вообще устранения жесткости воды;

– Как исходный продукт для получения NaOH, Na2B4O7, Na2HPO4;

– В пищевой промышленности пищевая добавка E500, регулятора кислотности, разрыхлителя, препятствующего комкованию и слеживанию.

2. K2CO3 – в производстве тугоплавкого стекла, жидкого мыла;

3. CaCO3 – мрамор, известняк, мел в строительном деле.


перейти в каталог файлов
связь с админом