Характерные степени окисления: В большинстве: +4; +2; +3 Важнейшие соединения: CO, карбонилы металлов, CO 2, соли H 2 CO 3 – карбонаты, HCN – синильная. - презентация

1 Характерные степени окисления: В большинстве: +4; +2; +3 Важнейшие соединения: CO, карбонилы металлов, CO 2, соли H 2 CO 3 – карбонаты, HCN – синильная кислота и её соли цианиды, HCNS – роданиды. Fe 3 C, CaC 2 – карбиды и др. CS 2 – сероуглерод CoCl 2 – фосген CCl 2 – четырех хлор. углерод

2 Природные ресурсы: В земной коре 0,14 %. Большая часть его входит в состав карбонатов (CaCO 3, MgCO 3 ), нефти, каменного и бурого угля, сланцев, природного газа. Хотя содержание CO 2 в атмосфере невелико (всего ~ 0,03%), но его общая масса составляет около 600 млн тонн. Углерод входит в состав всего живого + графит, алмаз, карбин и т.д.

3 Свойства и получение Углерод имеет уникальное строение 1s 2 2s 2 2p 2. В валентном состоянии: 1s 2 2s p x p y p z Он имеет неспаренных электрона и во внешнем электронном слое отсутствуют как свободные квантовые ячейки, так и неподеленные электронные пары.

4 Такое электронное строение и расположение углерода посередине шкалы электроотрицательность- тей обуславливает свойства данного элемента, благодаря чему существует огромное многообразие органических соединений. Промежуточное значение электроотрицательностьти приводит к тому, что углерод образует ковалентные связи со всеми реакционоспособными элементами периодической таблицы, стоящими от него справа (O, N, галогены) и снизу (Si, Ge, Sn, Pb). Невозм 0 юность донорно-акцепторного взаимодействия обусловливает примерно одинаковую прочность связей с водородом, у которого нет неподеленных электронных пар и с другими атомами, имеющими неподеленные пары, а также связей С–С.

5 Четырехвалентность углерода предоставляет широкие возможности для разветвления цепей и образования циклических структур. Формирование цепей … – С – С – С – … энергетически выгоднее, чем молекул С 2, в которых углерод двухвалентен и образует менее прочную π- связь, чем σ-связь в цепях. В подавляющем большинстве углерод четырехвалентен (исключение CO и существующие в плазме CN; CH 3 ; :CH). Координационные числа выше 4 для углерода нехарактерны, т.к. его атом не имеет d–орбиталей в валентном слое (исключение – некоторые карбиды).

6 Известно несколько аллотропных форм С: графит. Его кристаллическая решетка состоит из плоских слоев атомов, которые находятся на расстоянии 334 пм, и слабо связаны между собой, поэтому графит легко разделяется на чешуйки. Графит – электропроводен, теплопроводен, похож на металлы, самое тугоплавкое из простых веществ t пл 3800°С. Природный графит встречается редко, используется искусственный, получаемый t° в электропечи при 2200°-2800° углей или нефтяного кокса. В зависимости от условий получения различают стекло графит, пирографит, графитовое волокно. Благодаря структуры в него могут внедряться B, F, Na, K, H 2 SO 4, FeCl 3, FeS 2 и т.д. При этом образуется C 8 K, C 64 Na и т.д.

7 Разновидностями графита следует считать также сажу и древесный уголь. Одним из широко применяемых адсорбентов является активный (активированный уголь). Его получают обработкой древесного угля перегретым водяным паром (удаляют смолистые вещества из пор). Пиролизом определенных сортов каменного угля получают кокс. Это углерод (графит) + зола. Другой аллотропной модификацией является алмаз. В кристаллической решетке алмаза каждый атом 4 ковалентные связи (sp 3 гибридизация, d(C–C) = 154 пм). Известны кристаллы алмаза кубической и гексагональной сингоний. (очень редко встречаются в природе).

8 Окрашенные (очень редкие алмазы) очень ценятся. Масса алмаза выражается в каратах. 1 карат составляет 0,2 г. Стоимость зависит от размера. Самый большой весит 600 г. Создаются искусственные алмазы (школа Лейпунского 1939 г. и Верещагина Л.Ф.). В 1963 удалось получить новую модификацию углерода, путем каталитического окисления ацетилена, которую назвали α-карбином). Позднее она была найдена в природе. Это линейный полимер. Это черный мелкокристаллический порошок. Получен также ρ-карбин

9 Соединения Водородные соединения изучаются в органической химии (CH 4 и т.д.). Известно несколько кислородных соединений углерода – CO, CO 2, C 3 O 2, C 5 O 2, C 6 O 9 и циклические соединения (эфиры) C 12 O 12 и (C 4 O 3 ) n. CO и CO 2 – являются наиболее распространенными оксидами. CO – бесцветный, малорастворимый в воде газ, без запаха. Очень ядовитый «угарный газ». В лабораторных условиях СО получают, действуя на муравьиную кислоту водоотнимающими средствами H 2 SO 4 и P 2 O 5.

10 CO – несолеобразующий оксид, образуется при горении угля при недостатке О 2 или при очень высоких t˚. Получение: 1) промышленное: пропускают воздух через слой расплавленного угля. Смесь СО с азотом воздуха – генераторный газ. СО – сильный восстановитель (используется в металлических процессах).

11 СО образует ряд реакций присоединения: с хлором (COCl 2 – фосген, оксихлорид углерода) COCl 2 – бурый газ, очень ядовит. с серой: с водородом под давлением, t˚

12 Для поглощения СО используется конц. водный раствор. Продукты присоединения СО к атомам металлов многочисленны, их известно около Связь в них, как у комплексных соединений. Имеют широкое применение в препаративной химии. СО 2 – газ. Две sp-гибридные орбитали углерода образуют две σ-связи с О 2, а оставшиеся негибридизованными р- орбитали углерода дают с двумя р-орбиталями О 2 π- связи. СО 2 имеет линейное строение. Твердый СО 2 испаряется при 78˚С, не плавясь (сухой лед). 10 % содержание СО 2 в воздухе смертельно.

13 Получение: 1) в промышленности обжигом известняка 2) в лаборатории (в аппарате Кипна) СО 2 растворим в воде: но реакция смещена влево, H 2 CO 3 – угольная кислота слабая.

14 Молекулы H 2 CO 3 находятся только в растворе. Соли угольной кислоты – карбонаты, мало растворимы в воде. Для щелочных металлов известны гидрокарбонаты – NaHCO 3, которые при t˚ разлагаются: 1) при t˚ углерод реагируют с серой: 2) углерод имеет много соединений с галогенами: простейшие СГ 4. Практическое применение имеют CCl 4 и CF 4. CF 2 Cl 2 (газ)– фреон (холодильники)

15 3) с азотом при t˚: HCN – летучая жидкость – сильный яд, слабая кислота, состоит из двух видов, находится таутомерном равновесии: Соли цианиды подвержены гидролизу, KCN, NaCN и т.д. При действии серы на цианиды щелочных металлов, образуются роданиды: соли роданистоводородной кислоты:

16 соли называются роданиды. (AgCNS, NaCNS и т.д.) HCNS – сильная кислота, соли гидролизу не подвергаются. 4) карбиды – это соединения углерода с элементами имеющими меньшую электроотрицательностьть, чем С. карбиды делят на 3 группы: а) саблеподобные связь ковалентная – ионная, Be 2 C, Mg 2 C 3, CaC 2, Al 4 C 3, Mn 3 C и т.д. б) внедрения – металлоподобные, очень прочные, TiC, VC и т.д. в) ковалентные SiC, B 4 C – ковалентная связь.

17 Применение Каменный уголь, нефть, природный газ -топливо. кокс. углерод – сталь. углеграфитовые материалы – граф. электроды, плавильные тигли, облицовка ванн в металлургии, в ядерных реакторах и т.д. графитовое волокно – детали самолетов и ракет. Актив ирован ный уголь – адсорбент. Сажа – наполнитель в резиновых изделиях. Алмазы для бурения и обработки твердых материалов.

18 Измеряя радиоактивность СО 2, полученного сжиганием исследуемого образца органического происхождения (дерево, ткань и т.д.) определяют соединение 14 С (5569 лет полураспада). Зная период полураспада 14 С и его соединение в атмосферном СО 2, вычисляют возраст находки «археологические часы». СО 2 – сухой лед для пищевых продуктов. СО 2 – для тушения огня. цианиды – для извлечения золота из руд. СаС 2 – карбид Са для получения ацетилена.

19 Кремний – Si Степени окисления +4 – SiO 2, Na 2 SiO 3 и др. Природные ресурсы: 27,6 % кремния в природе, второй после О 2 элемент. В свободном состоянии не встречается, входит в состав алюмо и силикатных материалов. SiO 2 – сильно распространен кварц горный хрусталь (некоторые весят десятки тонн) песок SiO 2 – кизельгур (инфузорная земля), остатки водорослей диатомовых. гранит содержит SiO 2

20 Получение: 1) в лаборатории восстановлением SiO 2 магнием. поджигают горящую ленту магния MgO удаляют HCl. 2) в промышленности: SiO 2 восстанавливают углеродом в эл. печи. Кремний высокой чистоты готовят восстановлением водородом соединений SiCl 4 или разложением SiH 4 силана.

21 Свойства Обычной формой Si является «алмазоподобная» модификация – темно-серая, почти черное твердое вещество с металлическим блеском. Полупроводник. Существует также аморфная форма, тугоплавок, большая твердость, химически стоек, бурого цвета. Электронная конфигурация Si – 3s 2 p 2, в возбужденном состоянии 3s p x p y p z Координационное число = 4, но может быть и равным 6.

22 По многим свойствам Si похож на бор (диагональное сходство). Оба неметаллы, имеют высокие температуры плавления, образуют кислотные оксиды, ковалентные гидриды и т.д. 1) Si не реагируют с водородом кремневодороды (силаны) получают косвенными методами: Силаны – легколетучие ядовитые вещества, являются сильными восстановителями.

23 2) с галогенами силаны реагируют бурно (со взрывом), получаются SiГ 4 3) При t˚ Si реагируют с О 2, получают SiO 2, или SiO при высокой температуре. SiO 2 существует в нескольких модификациях: β - кварц α - кварц – обычная форма. При охлаждении SiO 2 образуется стекловидная форма. кварц. Стекло На SiO 2 не действуют никакие кислоты кроме HF а)

24 б) в) кислотный оксид SiO 2 реагирует: В воде хорошо растворимы только силикаты щелочных металлов. Na 2 SiO 3 – при сплавлении образуется жидкое стекло.

25 Если этот осадок высушить, то при t°, то образуется силикагель SiO 2 в виде прозрачных крупинок. Он обладает пористостью и имеет огромную удельную поверхность. Силикагель – широко испол. адсорбент и носитель катализатора. Кремниевые кислоты слабее угольной. Они выпадают в осадок при действии CO 2 сильно гидролизуются. H 2 SiO 3 – метакремниевая кислота (силикаты) H 4 SiO 4 – ортокремниевая кислота (ортосиликаты) 1) Si реагируют с водой при t° высокой :

26 2) Si вытесняет из соединений некоторые Me 3) Si реагирует с галогенами 4) с серой образуется SiS 2 5) с азотом Si 3 N 4 6) с углеродом SiC (карборунд) при t° 1300°С Известно очень много кремнийорганических веществ. 7) с металлами образует силициды (Mg 2 Si, FeSi, Cr 3 Si и т.д.) похожи по свойствам на интерметаллиды

27 Применение Si используется для получения сплавов 2-4 % Si увеличивает магнитную проницаемость Si связывает О 2 в стали и т.д. Особо чистый кремний применяется для изготовления раб. элементов полупроводниковых устройств (ЭВМ, солнечные батареи и т.д.) Из кварца делают аппаратуру в лабораториях и на производстве.

28 Стекло Na 2 OCaO6SiO 2 получают при t˚ 1500˚С Состав стекла может изменяться цемент, керамика, кирпич, фаянс, фарфор, асбест и т.д.