Главная Обратная связь

Дисциплины:






Хімічні елементи IVА групи



Загальна характеристика хімічних елементів IVА групи

До хімічних елементів IVА групи належать карбон, силіцій, германій, станум та плюмбум. Якщо в ІІІА групі Періодичної системи хімічних елементів присутній всього один неметал (бор), то в IVА групі – їх уже аж три (карбон, силіцій, германій).

Зауважимо, що в атомах карбону число валентних електронів і число валентних орбіталей однакове (чотири). Атоми карбону мають унікальну властивість утворювати досить міцні неполярні хімічні зв’язки між собою, це зумовлює існування досить великої кількості сполук карбону, що послужило базою для виникнення хімічної дисципліни – «Органічної хімії». Зауважимо, що межа між органічними та неорганічними сполуками карбону досить умовна. Враховуючи, що в атомах карбону є чотири валентних електрони і чотири валентні орбіталі, їх квантовомеханічна валентність згідно з методом валентних зв’язків завжди дорівнює чотирьом (виняток СО), а ступені окиснення можуть змінюватись від -4 до +4: (-4);

(-3); (-2); (-1); (0); (+1); (+2); (+3); (+4).

В атомів силіцію, германію, стануму та плюмбуму валентних електронів, як і в атомів карбону, - чотири, а число валентних орбіталей – шість .

В ряді характер зміни властивостей простих речовин цих хімічних елементів свідчить про закономірне послаблення неметалічних і посилення металічних властивостей. Карбон і силіцій – типові неметали, прості речовини яких утворюють кристалічні гратки з ковалентними зв’язками. Для германію як простої речовини теж притаманні ці властивості, але водночас вже виявлено деякий внесок металічного зв’язку.

Для олова як простої речовини хімічного елементу стануму напівпровідникові властивості зберігаються лише до 13,2оС, при подальшому нагріванні олово переходить у металічний стан.

Свинець як проста речовина хімічного елементу плюмбуму – метал, який не виявляє напівпровідникових властивостей.

Зауважимо, що кожен із хімічних елементів ІV А групи має багато особливостей, притаманних тільки йому, у зміні властивостей атомів і їх сполук цих хімічних елементів спостерігається вторинна періодичність.

Карбон

Поширення в природі. Природний карбон як хімічний елемент складається з двох ізотопів: . Нагадаємо, що за міжнародною угодою 1960 року маси нейтрального нукліда ізотопу затверджено еталоном для обчислення відносних атомних мас елементів .

До складу природного карбону входять також в мізерній кількості радіонукліди , які безперервно утворюються в атмосфері Землі з атомів нітрогену під дією космічних променів. За розрахунками вчених їх утворюється на Землі щорічно близько 9,8 кг.



Відомо багато форм існування карбону в природі. Перш за все, карбон – органогенний хімічний елемент, без сполук якого неможливо уявити життєдіяльність рослинних, тваринних і людських організмів. В незначних кількостях карбон трапляється в земній корі у вигляді простих речовин: алмазу, графіту, чаоїту. В значних кількостях карбон міститься у складі продуктів руйнування живих організмів: кам’яного вугілля, бурого вугілля, торфу, нафти, природного газу тощо. Він входить до складу багатьох мінералів: вапняку , мармуру , крейди , магнезиту , доломіту , важких шпатів . Зрідка в природі трапляються мінерали малахіту . Значна кількість карбону перебуває в атмосфері у вигляді ( ).

У природних водах завжди містяться розчинний та гідрогенкарбонатні солі.

Прості речовини. Будова. Властивості. Добування

Карбон як хімічний елемент може існувати у вигляді таких простих речовин: алмаз, графіт (чорний графіт – різні види вугілля), карбін (чаоїт), фулерени (букіболи).

Алмаз – кристалічна речовина з атомною кристалічною решіткою. Кожний атом карбону в кристалічній решітці алмазу перебуває в стані - гібридизації, утворюючи чотири досить міцні - зв’язки. Тобто будь-який кристал алмазу можна розглядати як велетенську макромолекулу карбону. Це зумовлює виняткову твердість алмазу, відсутність у нього електронної провідності, а також його високу хімічну інертність.

Графіт має площинно-шарувату структуру, в якій плоскі сітки, що складаються з гексагональних кілець -гібридизованих атомів карбону, розміщуються одна над одною. У площині сітки кожен атом карбону сполучений з трьома сусідніми атомами хімічними зв’язками, довжина кожного із них становить . Тобто значно менша, ніж у кристалі алмазу ( ). Однак плоскі паралельні сітки розміщені одна від одної на досить великій відстані - . Тому густина графіту ( ) значно менша, ніж густина алмазу ( ). Крім того, графіт – жирний на дотик, легко дряпається нігтем. Четверта орбіталь атома, перпендикулярна до площини сітки, бере участь в утворенні делокалізованого -зв’язку. Тому графіт має електронну провідність у напрямку просторового розміщення карбонових шарів. Водночас перпендикулярно до площини сіток графіт є діелектриком. Графіт – найбільш тугоплавкий із простих речовин карбону (температура плавлення дорівнює 4492оС). При високих температурах (2000-3000оС) та високому тиску в кілька сотень тисяч атмосфер), в присутності каталізатора графіт може перетворюватись в алмаз, утворюючи дрібні кристали штучного алмазу. Зауважимо, що природний алмаз при високих температурах за звичайного тиску поступово перетворюється в графіт. Це не дозволяє визначити температуру переходу алмазу в рідкий стан.

Чорний графіт, що одержують при термічному розкладі органічних речовин, називають вугіллям за різним походженням. Воно є дрібнокристалічним різновидом графіту. Воно відзначається найвищою хімічною активністю.

Карбін – чорний дрібнокристалічний порошок з густиною 3,23 – 3,30 г/см3 та з напівпровідниковими властивостями. Розрізняють -карбін (поліїн), який містить ланцюги з ацетиленовими фрагментами , та -карбін (полікомулен) . Розрізнити - і - карбіни можна за реакцією з озоном. Так за однакових умов -карбін окислюється озоном до оксалатної кислоти, а -карбін – до . Карбін знайдено в природі у вигляді мінераду чаоїту.

Фулерени. На початку 1990 року було отримано молекули і , які назвали фулеренами, або букіболами, оскільки за формою вони нагадують футбольний м’яч. Відомо дві форми – жовто-коричневий і червоно-коричневий фулерени. Вони мають дивну, невластиву іншим модифікаціям карбону, здатність розчинятися у різних органічних розчинниках.

Хімічні властивості. Хімічна активність простих речовин карбону підвищується від алмазу до аморфного вугілля, яке є дрібнокристалічним різновидом графіту. Хімічні властивості карбону ми розглянемо на прикладі вугілля, яке найбільш широко використовується в різних галузях промисловості, побуті, медицині. Навіть аморфне вугілля за звичайних умов відзначається високою інертністю. І тільки з флуором реагує за звичайних умов: .

Зауважимо, що з іншими галогенами не реагує за будь-яких умов.

З неметалами, металами та складними речовинами вугілля реагує лише при підвищених температурах:

;

;

;

;

;

;

;

;

;

;

Зауважимо, що при кип’ятінні вугілля в менш концентрованих водних розчинах нітратної кислоти, їх взаємодія може завершитись утворенням на поверхні вугілля різних функціональних груп:

тощо. Таке вугілля називають окисненим, воно проявляє іонообмінні властивості. Його використовують для очистки та концентрації різних солей металів.

Сполуки

Карбіди – бінарні сполуки карбону з атомами менш електронегативних хімічних елементів – металів, силіцію, бору тощо. Вони утворюються при високотемпературній взаємодії вугілля з простими речовинами цих елементів (але технологічно частіше – вугілля з оксидами цих хімічних елементів).

Умовно за природою хімічного зв’язку та хімічною поведінкою розрізняють карбіди: з полярним ковалентним зв’язком ( тощо), ковалентні карбіди ( тощо) та металоподібні карбіди вкорінення ( тощо).

Карбіди першого типу, як правило, легко гідролізують у холодній чи гарячій воді:

;

;

.

Карбіди другого типу мають атомну кристалічну гратку, тому вони надзвичайно тверді і хімічно інертні.

Металоподібні карбіди вкорінення подібно до металів є провідниками електричного струму, дуже тверді та тугоплавкі, надзвичайно хімічно інертні.

Сполуки з гідрогеном. Вугілля з воднем за будь-яких температур та тисків при відсутності каталізатора не реагує. Тільки у присутності каталізатора (нікелю або іншого металу), високого тиску та температури може відбуватися синтез вуглеводнів: .

Потреби синтезу вуглеводнів таким способом поки не виникає. Зауважимо, що сполуки карбону з гідрогеном називають вуглеводнями. Їх загальна кількість перевищує 5 мільйонів. Їх вивченням займається органічна хімія.

Сполуки з оксигеном. До неорганічних сполук карбону з оксигеном відносять його карбон (ІІ) оксид та карбон (ІV) оксид , а решта є похідними органічних сполук.

Карбон (ІІ) оксид (чадний газ). Відомо багато реакцій, в результаті яких утворюється карбон (ІІ) оксид:

;

;

тощо.

Молекула - одна з найстійкіших серед відомих молекул, вона починає розкладатися на атоми карбону і оксигену лише при температурі 6000оС. Енергія зв’язку (1069 кДж/моль) відповідає потрійному зв’язку між атомами карбону і оксигену. Згідно з методом валентних зв’язків структурну формулу молекули можна записати так . На утворення одного - зв’язку і двох -зв’язків атом карбону представляє два електрони, а атом оксигену – чотири. Описати механізм утворення потрійного зв’язку між атомом карбону і оксигену можливо тільки за температури 6000оС, коли утворюються атоми карбону і оксигену. В усіх інших реакціях утворення , що приведені вище він, мабуть, трохи інший.

Згідно з методом молекулярних орбіталей електронну структуру молекули можна записати так: , а кратність зв’язку дорівнює: .

Отже, обидва квантовомеханічні методи свідчать про те, що зв'язок між атомами карбону і оксигену в молекулі потрійний. Згідно з методом валентних зв’язків у молекулі атом карбону і оксигену мають по одній вільній електронній парі, а згідно з методом молекулярних орбіталей в молекулі існує дві незв’язувальні орбіталі: і , що відіграють особливу роль у здатності утворювати карбонільні комплекси.

В молекулі формальна валентність карбону і оксигену дорівнює двом, ступінь окиснення відповідно +2 і -2, а квантовомеханічна валентність згідно з методом валентних зв’язків обох атомів дорівнює трьом, бо три орбіталі від кожного атома беруть участь в утворенні потрійного зв’язку.

Молекула малополярна ( ). Малі полярність і здатність до поляризації зумовлюють низьку температуру кипіння (-191,5оС) і малу розчинність у воді (3,3 мл в 100 мл води при 20оС).

Карбон (ІІ) оксид (чадний газ) – надзвичайно отруйна речовина. Гемоглобін крові, утворюючи комплекс з , втрачає здатність приєднувати кисень і переносити його до тканин органів. Небезпека отруєння чадним газом посилюється тим, що він не має запаху. В разі легкого отруєння протиотрутою є свіже повітря.

Присутність чадного газу у повітрі можна встановити пропусканням його через водний розчин який за наявності темнішає:

.

За звичайних умов веде себе як несолетвірний оксид: він не реагує з водою, розчинами кислот і лугів. Лише за підвищення тиску до 5 атмосфер і нагрівання до 120оС реагує з лугами з утворенням солей форміатної кислоти:

.

У цьому випадку він є ангідридом форміатної (мурашиної) кислоти з позицій неорганічної хімії, а з погляду органічної хімії ангідрид форміатної кислоти мусить бути такого складу:

, але він не існує.

Характерними для є реакції, в яких він виступає відновником:

;

;

.

Фосген - надзвичайно отруйна речовина Він як типовий галоген ангідрид повільно розкладається водою або розчином лугу:

;

.

За підвищеної температури і тиску реагує з подрібненими металами з утворенням комплексних карбонілів:

;

;

.

При більш високих температурах і зниженні тиску карбоніли легко розпадаються, що застосовують для добування чистих металів.

Карбон (ІV) оксид (вуглекислий газ) утворюється під час горіння вугілля, різних органічних речовин, термічного розкладу карбонатів тощо:

;

;

;

.

Структурна формула молекули : . У молекулі атом карбону перебуває у стані -гібридизації, тому молекула лінійна і неполярна. У цій молекулі формальна валентність атома карбону дорівнює чотирьом, квантовомеханічна валентність – теж чотирьом, ступінь оксинення - +4.

За звичайних умов карбон (ІV) оксид – безбарвний газ зі слабким кислуватим запахом і смаком. Він значно важчий за повітря, тому за відсутності руху повітря може нагромаджуватись на дні ємкостей, де він утворився. За об’ємної частки у повітрі 3% він спричиняє важкий розлад роботи організму, а за понад людина непритомніє і може наступити смерть через зупинку дихання.

Як окисник карбон (ІV) оксид досить інертний. У середовищі продовжують горіти лише ті речовини, спорідненість атомів яких до оксигену більша, ніж до карбону, наприклад:

;

.

За звичайних умов вуглекислий газ розчиняється у воді (близько 1 об’єму в одному об’ємі води).

Взаємодія молекул і його продуктів з водою можна записати такими рівняннями:

;

;

;

;

;

;

;

;

.

Всі ці процеси, роль і величина яких досить різна, можна розглядати як утворення і дисоціацію карбонатної кислоти і спрощено записати у вигляді таких рівнянь:

;

.

При обчисленні констант дисоціації карбонатної кислоти замість реальної концентрації (яка досить незначна) береться молярна концентрація розчиненого . Існує цікава закономірність: присутність у воді значної кількості призводить до утворення незначної кількості карбонатної кислоти і, навпаки, поява у розчині значної кількості зумовлює утворення значної кількості . Наприклад:

.

Карбонатна кислота утворює два типи солей – карбонати, які містять аніони , та гідрогенкарбонати, що містять аніони .

В аніоні атом карбону перебуває у стані -гібридизації, а періодичне утворення -зв’язку атомом карбону з кожним атомом оксигену призводить до делокалізації -електронів, що істотно збільшує міцність аніона. Узагальнюючи резонансні структури, можна записати таку структурну формулу аніона :

Тому карбонати лужних металів, крім , плавляться і випаровуються без руйнування аніона. Приєднання до аніона протона або іншого катіона з утворенням ковалентного полярного зв’язку порушує делокалізацію -електронів і робить утворену частинку менш стійкою.

Про це свідчить нестійкість гідрогенкарбонтів лужних металів та карбонатів інших металів при підвищенні температури.

Серед карбонатів розчинних у воді є лише солі лужних металів, крім та амонію .

У водних розчинах розчинні карбонати та гідрогенкарбонати гідролізують, останні значно в меншій мірі:

;

;

;

;

;

.

Часто реакції подвійного обміну між солями металів і розчинними карбонатами ускладнюються внаслідок перебігу гідролізу:

;

;

;

.

Термічно карбонати тим стійкіші, чим більше їм притаманний іонний зв'язок. Так карбонати лужних металів, крім , плавляться без розкладу, а лужноземельних розкладаються на і за температури 800-900оС, а - за температури 100 оС.

Всі відомі гідрогенкарбонати є розчинними у воді. У природі вони утворюються поступово:

.

В разі нагрівання понад 60оС вони починають розкладатися:

;

.

Сполуки з сульфуром. Із сіркою аморфне вугілля реагує тільки при нагріванні до 750-1000оС:

.

Карбон сульфід (сірковуглець) - безбарвна рідина зі специфічним запахом. Як і молекула його молекула лінійна і неполярна.

При нагріванні в атмосфері повітря горить:

.

Сірковуглець дуже отруйна речовина, тому робота з ним вимагає великої обережності.

Вода за температури 150оС руйнує сірковуглець:

.

Ще легше карбон сульфід руйнується лугами:

.

Подібно до перетворень на карбонати:

;

сірковуглець взаємодіє з розчинними сульфідами з утворенням тіокарбонатів:

.

Тіокарбонатна кислота - жовта оліїста рідина, яка може існувати у вільному стані, значно сильніша, ніж карбонатна ( ).

У воді вона повільно розкладається:

.

Сірковуглець використовується для добування :

.

Сполуки з галогенами. Із сполук карбону з галогенами широке застосування мають (фреони) та . Перший отримують безпосередньо взаємодією вугілля з флуором, а останній – при взаємодії з хлором.

Сполуки з нітрогеном. З нітрогеном карбон утворює різноманітні сполуки. Найпростішою серед них є диціан , який може утворюватися з графіту і азоту за температури електричної дуги:

.

Диціан - дуже отруйний газ. Молекула диціану надзвичайно стійка, вона лінійна, атоми крабону перебувають у стані -гібридизації. Молекулу диціану можна записати такою структурною формулою: , яка є однією із резонансних структур, які утворюють делокалізований -зв’язок, де дві пари -електронів обслуговують чотири атоми.

Диціан відзначається високою реакційною здатністю. За хімічною поведінкою нагадує хлор:

;

(аналогічно: );

;

(аналогічно: ).

Гідроген ціанід (синильна кислота) - безбарвна летка рідина (Ткип=26оС) із запахом гіркого мигдалю. Він є однією з найсильніших отрут. Змішується з водою у будь-яких кількісних співвідношеннях. Водний розчин гідроген ціаніду є слабкою кислотою:

;
спрощено: ; .

Гідроген ціанід складається з молекул двох таутомерів:

Бачимо, що в першій таутомерній формі квантовомеханічна валентність карбону дорівнює чотирьом, а нітрогену – трьом, в другій таутомерій формі валентність карбону – три, а нітрогену чотири.

Розчинні у воді ціаніди добре гідролізують:

.

Окиснюючись сіркою, ціаніди лужних металів перетворюються в тіоціанати (роданіди) – солі тіоціанатної (гідрогенроданідної) кислоти:

.

Гідрогентіоціанід – безбарвна оліїста летка рідина з різним запахом, сильна кислота, тому її солі з лужними та лужноземельними металами не гідролізують.

Гідрогентіоціанід може існувати у двох таутомерних формах: .

Квантовомеханічні валентності атомів у цих структурах однакові, відрізняються лише послідовність сполучення атомів.

Зауважимо, що роданідні аніони як і ціанідні схильні утворювати багато стійких комплексів: ; ; ; ; ; ; ; .

Біологічна роль та застосування в медицині сполук карбону. За кількісним вмістом в організмі людини карбон як хімічний елемент належить до макроелементів (масова частка нуклідів карбону складає 21,15%), а за значенням його сполук в живому організмі – до органогенів. Карбон – основа всіх органічних сполук, що входять до складу всіх тканин і клітин у вигляді біологічно важливих сполук: білків, жирів, вітамінів, гормонів, ферментів, нуклеїнових кислот.

Продукти гідролізу білків, жирів та вуглеводів у шлунково-кишковому тракті амінокислоти, карбонові кислоти, гліцерин, моносахариди, з одного боку, є джерелом побудови організму людини, а, з другого боку, - джерелом енергії, що утворюється при їх окисненні.

Перетворення калій оксигенгемоглобіну в калій гемоглобін у еритроцитах капілярів сприяє переносу кисню із легенів у клітини тканин органів та перетворенню , що утворюється в результаті метаболізму в клітинах, у гідрогенкарбонат.

Більшість лікарських препаратів, що використовуються в медицині, належать до органічних сполук. Ми не будемо зупинятися на цьому.

З неорганічних сполук карбону в медицині застосовують карбон (ІV) оксид у суміші з киснем та натрій гідрогенкарбонат . Суміш з використовують для інгаляцій при ослабленні дихання. Водні розчини використовують при підвищеній кислотності шлункового соку, при ацидозах. Активоване вугілля (карболен) використовують при кишкових захворюваннях.

Вдихання повітря з об’ємною часткою 3% призводить до серйозних розладів у роботі органів дихання і всього організму. При об’ємній частці у повітрі 10% і більше призводить до паралічу і смерті людини за декілька секунд.

Дуже токсичні для організму людини карбон (ІІ) оксид (чадний газ), бо він утворює з гемоглобіном міцний комплекс – карбоксигемоглобін. З цієї причини перенесення кисню кров’ю не відбувається. Досить отруйними речовинами є ціаніди та .

Силіцій

Загальна характеристика. Силіцій як хімічний елемент – типовий неметал і найближчий електронний аналог карбону. У сполуках з усіма неметалами його атоми мають ступінь окиснення +4, а у сполуках з металами – мінус чотири (-4). Правда, відома нестійка сполука силіцію , де він має ступінь окиснення +2. З деякими металами силіцій утворює сполуки, склад яких важко пояснити на підставі звичайних уявлень про валентність елементів, наприклад: тощо.

В атомів силіцію, як і в атомів карбону, - по чотири валентних електронів , але в атомів силіцію – на один електричний рівень електронів більше, ніж в атомів карбону, більші розміри атомів, а енергія іонізації і спорідненість до електронів – менша. Цим пояснюється зниження міцності міжатомних зв’язків у гемоатомних ланцюгах. Атоми силіцію на відміну від атомів карбону не схильні утворювати кратні зв’язки за рахунок та гібридизації орбіталей. Крім того, у атомів силіцію можуть бути -орбіталі, що збільшує їх квантовомеханічну валентність до шести ( гібридизація). Водночас атоми силіцію здатні утворювати додаткові зв’язки за рахунок часткового перекривання власних вільних d-орбіталей з двохелектронними орбіталями атомів оксигену, галогенів тощо, які з ними зв’язані простими зв’язками. Зв’язки атомів силіцію з атомами таких елементів виявляються міцнішими за відповідні одинарні зв’язки для атомів карбону. Наприклад: ; ; ; ; ; .

Поширення в природі. Природний силіцій складається з трьох ізотопів: . Масова частка нуклідів природного силіцію в земній корі становить 27,6 %. Трапляється він лише у вигляді сполук. найпоширенішою сполукою силіцію в природі є силіцій (ІV) оксид (кремнезем). Значна кількість хімічно зв’язана у вигляді силікатів (точніше – полісилікатів) та алюмосилікатів (точніше – алюмополісилікатів).

Добування. У промисловості технічний силіцій як просту речовину добувають відновленням вугіллям (коксом) в електропечах за температури 1500-1750 оС:

.

Чистий силіцій добувають відновленням металічним цинком чи воднем за температури 1000 оС:

;

,

а найчастіший силіцій – розкладом силану за температури 600-700оС: .

В лабораторіях силіцій можна легко добути за реакцією:

.

Фізичні властивості. Силіцій (кремній) – кристалічна непрозора з алмазоподібною кристалічною решіткою речовина. Густина кремнію дорівнює 2,33 г/см3, температура плавлення досягає 1415 оС.

Розрізняють кремній кристалічний і аморфний. Аморфний кремній – бурий порошок, відрізняється від кристалічного тільки тим, що має значно дрібніші кристали.

Хімічні властивості. Силіцій – один з найменш електронегативних хімічних елементів серед усіх неметалів (1,8).

Аморфний силіцій за звичайних умов безпосередньо взаємодіє з флуором, із сумішшю концентрованих плавикової (флуоридної) та нітратної кислот, з розбавленими водними розчинами лугів:

;

.

У першій стадії реакції утворюється ортосилікатна кислота , яка швидко поліконденсує, утворюючи солі силікатної (точніше – полісилікатних) кислот:

, що спрощено записують так:

.

Зауважимо, що аніон ортосилікатної кислоти має склад , а аніон не існує. Хоча таким іонам часто в рівняннях реакцій умовно позначають всі іони полісилікатних кислот: тощо.

У разі нагрівання за температури 400-600 оС силіцій як проста речовина реагує з киснем, хлором, бромом, сіркою:

;

;

;

.

Зауважимо, що і є молекулярними формулами, а і - імперичними формулами, бо останні є полімерними сполуками і правильніше було б записати ; .

За дуже високих температур кремній реагує з азотом і вугіллям:

;

.

Продукти цих реакцій – теж своєрідні полімери.

З деякими металами силіцій за високих температур може утворювати силіциди:

;

;

;

.

Зв'язок у цих сполуках ковалентний сильно полярний, а ступінь окиснення атомів силіцію не завжди дорівнює -4.

Атоми силіцію мають високу спорідненість до атомів оксисену, тому кремній може відновлювати із оксидів досить активні метали:

;

.

Заслуговує уваги реакція з . За звичайного тиску при температурі біля 1200 оС, коли вихідні речовини ще не розплавились, у парі з’являються молекули : .

При швидкому охолодженні газової фази утворюється дрібний коричневий порошок. В разі поступового охолодження газової фази відбувається розклад за рівнянням: .

Силіцій (ІІ) оксид за звичайної температури окиснюється киснем повітря: та легко розчиняється у водних розчинах лугів:

.

Зрозуміло, що приведене рівняння реакції не відображає повністю продуктів цієї реакції, а дає спрощений запис всіх можливих натрій полісилікатів.

Сполуки

Сполуки з гідрогеном. З воднем силіцій безпосередньо не реагує. Водночас сполук силіцію з гідрогеном, які називають силанами, відомо достатньо. Їх добувають непрямими способами – взаємодією силіцидів металів з розчинами кислот:

.

Як правило, утворюються суміші силанів від до , але їх вихід не перевищує 25%, оскільки силани легко руйнуються водою:

.

Силани – леткі отруйні речовини. Вони є набагато активнішими відновниками, ніж вуглеводні, оскільки зв’язки та досить слабкі. В атмосфері повітря силани самозаймаються:

.

З галогенами силани взаємодіють з вибухом:

.

У разі нагрівання без доступу повітря силани легко розкладаються:

.

Сполуки з оксигеном. Нагадаємо ще раз, що з киснем при нагріванні силіцій активно реагує:

.

Природній силіцій (ІV) оксид трапляється у двох формах: кристалічній (кварц) та аморфній. Кристалічний існує у вигляді декількох модифікацій, що взаємно перетворюються одна в одну. Різноманітні модифікації силіцій (ІV) оксиду – неорганічні гетероланцюготі полімери, які є велетенськими макромолекулами з міцними зв’язками , у яких кожен атом силіцію перебуває в тетраедричному оточені чотирьох атомів оксигену, а атоми оксигену в свою чергу є спільними для двох таких тетраедрів. Силіцій оксигенові тетраедри, з’єднуючись між собою, закручуються у спіралі за типом гвинтових східців. Спіралі у просторі розміщуються одна до одної так, що кожна з них зв’язується з шістьома сусідніми спіралями, які оточують її. Кристалічну форму кварцу з правогвинтовими спіралями називають -кварцом, а з лівогвинтовими - -кварцом. Обидві ці модифікації є оптичними антиподами.

Щодо кислот дуже стійкий. Він розчиняється лише в плавиковій кислоті:

;

.

З водними розчинами лугів взаємодіє повільно, склад продуктів залежить від концентрації лугів. У розбавлених розчинах лугів поступово відбувається така реакція: (луг виступає як каталізатор), а ортосилікатна кислота, яка добре розчинна у воді, досить швидко перетворюється в полісилікатні кислоти, що утворюють драглі:

.

В концентрованих водних розчинах лугів полісилікатні кислоти утворюють солі. Цей процес спрощено записують так: .

Зауважимо, що ортосилікатна кислота практично повністю перетворюється в полісилікатні кислоти і в розчині її залишається мізерна кількість, яку неможливо встановити аналітичними методами. З другого боку, присутність у воді полісилікатних кислот завжди продукує мізерну кількість ортосилікатної кислоти. Це навіть можливо при контакті з водою:

,

рівновага зрушується вправо при підвищенні температури.

Отже, ортосилікатна кислота практично повністю перетворюється у водних розчинах в полісилікатні кислоти, а полісилікатні кислоти і навіть при контакті з водою утворюють мізерні кількості ортосилікатної кислоти.

У водних розчинах лугів (навіть концентрованих) розчиняється повільно-повільно, а з їхніми розплавами реагує досить швидко з утворенням ортосилікатів чи полісилікатів (все залежить від кількісних співвідношень реагентів):

;

.

Ортосилікати при розчиненні у воді швидко перетворюються в полісилікати (метасилікати):

.

Силіцій (ІV) оксид з повним правом можна вважати ангідридом силікатних кислот. Як дуже малолетка сполука він витісняє інші ангідриди кислот при сплавленні з їх солями. Наприклад:

;

.

Зауважимо, що часто полісилікатні кислоти називають мета силікатною кислотою, а їх солі метасилікатами. Натрій метасилікат є однією із небагатьох розчинних солей полісилікатів, яку називають розчинним склом (рідким склом).

Ортосилікатна кислота і всі полісилікатні (метасилікатні) кислоти є слабкими кислотами.

Зауважимо, що у будь-яких полімерних формах силікатних кислот зберігається тетраедричне оточення атомів силіцію атомами оксигену. Ці полімери (досить складні) нерозчинні, драглеподібні не мають сталого складу. Силікатні мінерали є солями різних силікатних кислот, вони є найпоширенішими складовими земної кори.

Сполуки з галогенами. З галогенами силіцій утворює молекулярні сполуки . З флуором він взаємодіє за звичайних умов, а з іншими галогенами – тільки при нагріванні:

;

.

- стійка газоподібна речовина, і - рідини, а - тверда речовина.

Галогеніди силіцію, крім , як галогенангідриди ортосилікатної кислоти легко гідролізують:

.

Досить швидко молекули ортосилікатної кислоти поліконденсують.

Силіцій тетрафлуорид може взаємодіяти з плавиковою кислотою з утворенням комплексної кислоти:

.

У цій сполуці атом силіцію перебуває у стані гібридизації. Ця кислота є сильною кислотою, але у вільному стані не виділена.

Інші силіцій галогеніди подібних комплексних сполук не утворюють.

Стійкість силіцій галогенідів до дії різних реагентів та нагрівання зменшується від до .

Алкілгалогенпохідні силіцію використовують для одержання великого класу так званих силіцій органічних (кремнійорганічних) сполук (силіконів). Це полімерні речовини, найпростіша ланка макромолекули яких має такий вигляд: , де R - вуглеводневий радикал.

Їх добувають у дві стадії:

;

.

Властивості силіконів визначаються відношенням числа радикалів R до числа атомів Si. Силікони можуть бути в’язкими рідинами, еластичною каучукподібною масою, твердими речовинами різного ступеня жорсткості. Силікони застосовують як довготривалі мастила, термостійкі гуми, стійкі лаки, пластмаси тощо.

Сполуки з сульфуром. З сіркою аморфний силіцій реагує за температури близько 600 оС:

.

Кремній сульфід – полімерна сполука. Вже за звичайних умов повільно реагує з водою:

.

При взаємодії з сульфідами лужних металів утворює солі нестійкої тіосилікатної кислоти:

, яка поступово перетворюється в тіополісилікатну кислоту.

Сполуки з нітрогеном. З азотом аморфний кремній реагує лише за температури понад 1300 оС:

.

При цьому утворюється тверда стійка сполука. Повільно може руйнуватися розплавами лугів:

.

Сполуки з карбоном. З вугіллям силіцій або його оксид взаємодіють в електропечах за температури близько 2300 оС:

;

.

Силіцій карбід - дуже тверда (за твердістю наближається до алмазу), тугоплавка речовина.

За звичайних умов досить стійка речовина, а при високих температурах взаємодіє з розплавами лугів, хлором, гарячою водяною парою:

.

Біологічна роль та застосування в медицині сполук силіцію. Хімічний елемент силіцій за вмістом його в організмі людини належить до мікроелементів. Його сполуки входять до складу сполучних тканин, волосся, кристалика ока тощо. Сполуки силіцію впливають на формування і нормальне функціонування епітеліальних і сполучних тканин, надаючи їм міцності та еластичності. В організм людини сполуки силіцію надходять з їжею та водою.

Сполуки силіцію входять до складу мазей і кремів, які використовуються для лікування деяких захворювань шкіри. Здатність кварцового скла ( ) добре пропускати ультрафіолетові промені використовується в медицині.





sdamzavas.net - 2017 год. Все права принадлежат их авторам! В случае нарушение авторского права, обращайтесь по форме обратной связи...