Кремний и его соединения
Лекция №15 Тема: Углерод. Кремний. План: 1.Положение углерода в П.С. Строение атома. 2.Углерод в природе. Физические и химические свойства углерода. 3.Кислородные соединения углерода: а. Оксиды углерода: СО и СО2 – получение, свойства, применение. б. Угольная кислота и ее соли. 4.Кремний и его соединения.
1.Общая характеристика IV группы главной подгруппы:
ns2np2
s p валентность II s p
ü 6С 1s22s22p2→C*2s12p3 валентность IV ü 14Si 1s22s22p63s23p2 ü 32Ge 1s22s22p63s23p63d104s24p2 ü 50Sn 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p2 ü 82Pb 6s26p2 (для свинца характерна степень окисления +2) Степень окисления: -4; 0; +2; +4.
Э-4Н4 (СН4; SiH4;GeH4)
Э+2О; Э+4О2 (СО2; SiО2;GeО2) 2.Углерод в природе (лекция) встречается в свободном состояние (алмаз, графит), так и в виде соединений (карбонаты, уголь, нефть). Алмаз – бесцветный, прозрачный, в форме октаэдра кристалла С в sp3 гибридизации. Графит – темно – серые кристаллы со слабым металлическим блеском, жирные на ощупывание, слабая механическая прочность С в sp2 гибридицации
Карбин ( в 60- х годах синтезировали советские химики) - линейный полимер углерода. Атомы С связаны чередующимися ≡ и - связями. Физические свойства углерода: (Аллотропные видоизменения – лекция) С Алмаз графит карбин Химические свойства : С – довольно инертен, реакции способны его усиливать с ↑t0.
+нМе: а. при t0: 2С+О2→2СО б. при избытке кислорода: С0+О2→2С+4О2; С0-4ē→С+4 ок-е; в-ль. в. С0+2Н2→СН4; С0+4ē→С-4 в-е; ок-ль. +Ме: а. Са+2С0= СаС2 ; 2С0+2ē→С2-1 в-е; ок-ль. +Сложные вещества: а. С0+Н2О→ С+2О+Н2 С0-2ē→С+2 ок-е; в-ль. б. SnО2+2С0→Sn+2С+2О(восстановление Ме) в. С+Н2SO4(к)→ СО2↑+2SО2↑+2Н2О г. 3С+4НNО3(к)→3СО2+4NO+3Н2О
3.Кислородные соединения С: а. СО оксид углерода (II) или угарный газ – яд. газ, бесцветный, не имеет запаха, мало растворим в воде.
: С═О : : С≡О :
: С : : О:
2С+СО2→2СО (угарный газ) уголь угл.газ СО – энерг. восстановитель. 2С+2О+О2→2С+4О2; С+2-2ē→С+4 ок-е; в-ль. Fe2О3+3СО→2Fe+3СО2↑; С+2-2ē→С+4 ок-е; в-ль. б. СО2 – оксид углерода (IV) углекислый газ – без цвета, в 1,5 раз тяжелее воздуха. СО2 при сильном охлаждении кристаллизуется, превращается в снегообразную массу (сухой лед). СО2 не горит, не поддерживает дыхание и горения. . Получают: а. в промышленности: (обжиг известняка) t СаСО3→СаО+СО2 б. в лаборатории:
СаСО3+2НCl→СаCl2+СО2↑+Н2О
Химические свойства: С+4О2+Mg→ MgО+С0 ; 2С+4+4ē→С0 в-ие; ок-ль
СО2 – кислотный оксид: взаимодействует с водой, щелочами и основными оксидами. СО2+ Н2О Н2СО3 (угольная кислота-слабая)
Диссоциирует ступенчато: Н2СО3 Н++НСО3- НСО3- Н++СО32- Угольная кислота образует кислые соли – гидрокарбонаты NaHCO3 и средние соли Na2CO3 – карбонаты. Соли угольной кислоты подвергаются гидролизу: Na2CO3 2Na++CO32- гидролиз идет по аниону, среда щелочная, рН>7.
Гидрокарбонаты переходят в карбонаты и наоборот. 2NaHCO3 Na2CO3+СО2 + Н2О (при нагревании) КНСО3+КОН→К2СО3+Н2О СаСО3+ СО2+Н2О→Са(НСО3)
Качественная реакция СО32-:
СаСО3+2НCl→СаCl2+СО2↑+Н2О СО2 обнаруживают с помощью известковой воды: СО2+Са(ОН)2→ СаСО3+ Н2О. Важное значение имеют соли: К2СО3 – поташ при производстве стекла, в фотографии. СаСО3 – карбонат кальция (состав. часть мела, мрамора, известняка) Na2СО3*10 Н2О (стиральная сода) – важнейший продукт химической промышленности. Безводный карбона натрия называется – кальцинированной содой. 2NaHCO3 гидрокарбонат натрия (питьевая сода) применеятся в кулинарии, в медицине и в качестве пекарского порошка. В медицине – внутрь в порошках, таблетках и растворах при повышенной кислотности желудочного соку, язвенной болезни желудка и двенадцатиперстной кишки, в микстурах как отхаркивающие средство, водный раствор 2%для промывания слизистых оболочек глаз и верхних дыхательных путей при попадании кислот, раздражающих и отравляющих веществ. Активированный уголь (обработанный специальным образом древесный уголь) Обладает большой пористостью и является поглотителем отравляющих веществ. Применяют внутрь при пищевых отравлениях, повышенной кислотности желудочного сока, брожении в кишечнике.
Кремний и его соединения. Si впервые был получен французским ученым Гей-Люссаком и Тенаром в 1811 году. В 1825 году шведский химик Берцелиус выделил кремний:
SiF4+4K→Si+4KF
В природе Si по распространённости занимает II место после кислорода, его масса составляет 29,5% от массы земной коры. Известно природное соединение SiO2 кремнезем (песок, кварц). В настоящие время кремний получают: Si+4O2+2Mg0→Mg+2O+Si0(нагревание) Si +4+4ē→ Si 0 в-ие; ок-ль Mg0-2ē→ Mg+2 ок-е; в-ль.
Физические свойства: кремний ( аллотропное модиф.) бывает кристаллический и аморфный.
а. кристаллический :темно – серые, блестящие, имеющие форму октаэдров, кристаллы (хорошие полу – проводники). б. аморфный: бурый порошок, представлен мелкокристал. Формой кубической модификации. Химические свойства: Кристаллический кремний – химически инертен; Аморфный – более реакционноспособен.
Реагирует только с сильными окислителями и восстановителями. Со фтором в обычных условиях: Si+2F2→Si+4F-14 С кислородом и хлором при t = 400-600С0 Si+O2→SiO2 ( при нагревании) Si+2Cl2→SiCl4 При очень высоких t0 кремний способен непосредственно соединяться с C и N2: Si+C→Si+4C Si+2 N2→Si+43N4-3 Вступает во взаимодействие со многими металлами :Mg, Ca, Cu, Pt, Bi) в результате образуется: Са+Si→СаSi-4
Соединения с водородом: Si-4Н+14 силан – без цвет, газ, получается при действии на силициды Ме кислотой.
Са2Si+4НСl→2СаСl+SiH4 SiH4 самовоспламеняется при соприкосновении с кислородом: SiH4+2О2→ SiO2+2Н2О SiO2 – высший оксид (кислотный оксид) SiO2+Н2О→(реакция не идет) +основание: SiO2+2NaOH→Na2SiO3+H2О (нагревание) +соль: SiO2+Na2СО3→Na2SiO3+СО2↑ (сплавление) Н2SiO3 – кремнивая кислота (слабая) получается: Na2SiO3+2НСl→2NaCl+ Н2SiO3 (студенистое, нерастворимое в воде вещество) Термически не устойчиво: Н2SiO3→Н2O+SiO2 (нагревание) Вводные растворы Na2SiO3+ К2SiO3 – жидкое стекло (приготавливается обычно для цемента и бетона. Обычное стекло: Na2O*CaO*6SiO2
Популярное: Генезис конфликтологии как науки в древней Греции: Для уяснения предыстории конфликтологии существенное значение имеет обращение к античной... Организация как механизм и форма жизни коллектива: Организация не сможет достичь поставленных целей без соответствующей внутренней... ©2015-2024 megaobuchalka.ru Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. (245)
|
Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку... Система поиска информации Мобильная версия сайта Удобная навигация Нет шокирующей рекламы |