4.1. Фізичні характеристики елементів Деякі важливі фізичні характеристики p-елементів іvа групи наведені у таблиці 8.

Таблиця 8

Елемент, Е	C	Si	Ge	Sn	Pb
Радіус атома, нм	0,077	0,118	0,122	0,141	0,154
Радіус іона, нм Е2+ Е4+	- 0,016	- 0,040	0,093 0,053	0,112 0,071	0,119 0,078
Перший потенціал іонізації, еВ	11,260	8,152	7,900	7,344	7,417
Спорідненість до електрону, еВ	1,27	1,36	1,74	1,03	1,03
Електронегативність	2,5	1,74	2,02	1,72	1,55
Ступені окислення Е у сполуках (виділені найбільш характерні)	-4 +2 +4	-4 +2 +4	+2 +4	+2 +4	+2 +4

4.2. Прості речовини. Вуглець відомий з давніх часів. Його можна одержати нагріванням деревини без доступу повітря, неповним згорянням органічних сполук. Вуглець утворює декілька алотропних модифікацій: графіт, алмаз тощо. Графіт та алмаз зустрічаються у природі, але їх можна одержати і штучно.

Кремній одержують відновленням SiO₂:

SiO₂ + 2Mg → Si + 2MgO;

SiO₂ + 2C → Si + 2CO.

Ge, Sn, Pb – відновленням їх оксидів:

GeO₂ + 2H₂ → Ge + 2H₂O;

SnO₂ + 2C → SnO + 2CO;

PbO + CO → Pb + CO_2.

За хімічними властивостями вуглець та його сполуки різко відмінні від інших елементів групи та їх похідних. Вуглець є типовим неметалічним елементом. Як проста речовина, а також у сполуках з киснем, азотом, сіркою вуглець здатний утворювати кратні зв’язки типу:

–С≡N, >C=S, >C=O, >C=C<, –C≡C–

Для кремнію та германію сполук з такими кратними зв’язками не знайдено. Олово і свинець утворюють сполуки, характерні для металів.

За звичайних умов вуглець інертний, інші елементи – достатньо активні і взаємодіють з багатьма речовинами.

Реакції з простими речовинами:

З воднем реагує безпосередньо тільки вуглець:

С + 2Н₂ СН_4.

З галогенами взаємодіють всі елементи. Вуглець – тільки з фтором:

C + 2F₂ CF₄;

Ge + 2Г₂ GeГ₄ ( Г = Cl, Br, I );

E + 2Г₂ → EГ₄ ( E=Si, Sn; Г = F, Cl, Br, I ) ;

Pb + Г₂ → Pb Г₂ (Г = F, Cl, Br, I ).

Взаємодіють з киснем, сіркою:

2E + O₂ 2EO абоЕО_2;

E + 2S ES₂(E = C, Si, Ge, Sn );

E + S ES(E = Ge, Sn, Pb ).

З азотом – вуглець і кремній:

2C + N₂ C₂N₂;

2Si + 2N₂ Si₃N_4.

З металами вуглець утворює карбіди, кремній – силіциди, а інші елементи групи – сплави.

Реакції з найважливішими реагентами:

E + H₂O → EO + H₂ ( E=C, Pb );

E + 2H₂O → EO₂ + 2H₂ ( E=Si, Ge, Sn ).

Кремній з кислотами не взаємодіє.

Ge, Sn, Pb реагують з концентрованою H₂SO₄:

Ge + 2H₂SO_4конц→ GeO₂ + 2SO₂ + 2H₂O;

Sn + 4H₂SO_4конц → Sn(SO₄)₂ + 2SO₂ + 4H₂O;

Pb + 2H₂SO_4конц → Pb(SO₄)₂ + SO₂ + 4H₂O.

З розбавленою H₂SO₄ реагує лише олово:

Sn + H₂SO₄ → SnSO₄ + H_2.

З концентрованою HNO₃ реагують C, Ge, Sn:

C + 4HNO_3конц → CO₂ + 2H₂O + 4NO₂;

3Ge + 4HNO_3конц → 3GeO₂ + 4NO + 2H₂O;

3Sn + 4 HNO_3конц → 3SnО₂ + 4NO + 2H₂О.

З розбавленою HNO₃ – Sn, Pb:

4Sn + 10HNO₃р → 4 Sn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O;

3Pb + 8HNO₃ → 3Pb(NO₃)₂ + 2NO + 4Н₂O.

З соляною кислотою – Sn:

Sn + 2HCl → SnCl₂ + H_2.

З розчинами лугів реагують Si, Sn, Pb:

Si + 2NаOH + Н₂О → Na₂SiO₃ + 2H₂;

Sn + 2NaOH + 4H₂O → Na₂[Sn(OH)₆] + 2H₂;

Pb + 2KOH + 2H₂O → K₂[Pb(OH)₄] + H₂.

Ge розчиняється в лугах тільки при наявності окисників, наприклад H₂O₂:

Ge + 2KOH + 2H₂O₂ → K₂[Ge(OH)₆ ].

4.3. Бінарні сполуки

4.3.1. Сполуки з воднем

Відомі водневі сполуки типу ЕН₄. Це гази, їх стійкість у ряду СН₄ – PbH₄ зменшується, а здатність відновлювати збільшується. Метан хімічно інертний, інші гази – дуже реакційноздатні, наприклад силан, SiH₄, самозаймається на повітрі:

SiH₄ + 2O₂ → SiO₂ + 2H₂O,

реагує з розчинами лугів, водою при кімнатній температурі:

SiH₄ + 3H₂O → H₂SiO₃ +4H₂;

SiH₄ + 2NaOH + H₂O → Na₂SiO₃ + 4H₂.

Метан існує у природі, водневі сполуки кремнію, германію, олова та свинцю утворюються при дії кислот на сплави цих елементів з магнієм, наприклад :

Mg₂Si + 4HCl^‾ → SiH₄ + 2MgCl₂.

4.3.2. Галогеніди

Вуглець та кремній утворюють з усіма галогенами галогеніди тільки одного типу ЕГ₄. Германій, олово, свинець – двох типів: ЕГ₄ та ЕГ₂.

Більшість ЕГ₄ є рідинами або твердими речовинами, як правило, молекулярної будови. Галогеніди вуглецю хімічно інертні. CF₄, CF₂Cl₂, крім того, малотоксичні, їх використовують як фреони в холодильних агрегатах. Галогеніди інших елементів у водному розчині сильно гідролізують:

SiCl₄ + 3H₂O → H₂SiO₃ + 4HCl.

Гідроліз супроводжується утворенням комплексів:

3SnCl₄ + 4H₂O → Sn(OH)₄ + 2H₂[SnCl₆];

EF₄ + 2HF → H₂[EГ₆] ( E= Si, Ge, Sn );

SnCl₄ + 2HCl → H₂[SnCl₆].

H₂[SiF₆] – сильна кислота, не діє на скло, її солі – фторосилікати , розчинні у воді.

Галогеніди германію, олова та свинцю типу ЕГ₂ – солі, окислюються киснем повітря:

2ЕГ₂ + О₂ → ЕГ₄ + ЕО₂

SnCl₂ – один з найпоширеніших відновників:

SnCl₂ + НgCl₂ → SnCl₄ + Нg₂Cl₂;

3SnCl₂ + 2AuCl₃ → 2Au + 3SnCl₄.

4.3.3. Оксиди. Для всіх елементів IVА групи відомі оксиди типу ЕО та ЕО₂. Оксиди СО та СО₂ – гази, решта – тверді речовини.

Кислотно-основні та окисно-відновні властивості оксидів змінюються зі збільшенням номеру елементу:

Ступінь окислення елементу	Оксиди
+2	CO SiO	GeO SnO PbO
	несолетворні	амфотерні
	основні властивості зростають
	здатність відновлювати зростає
+4	CO2 SiO2	GeO2 SnO2 PbO2
	кислотні	амфотерні
	кислотні властивості зростають
	здатність окислювати зростає

Найбільш сильним відновником є СО при високій температурі. Відновлення оксидів металів за допомогою СО використовують у металургії.

PbO₂ у кислому середовищі – дуже сильний окисник:

5PbO₂ + 2MnSO₄ + 3H₂SO₄ → 5PbSO₄ + 2HMnO₄ + 2H₂O.

СО – отруйний “чадний” газ. Гемоглобін, зв’язаний з СО, втрачає здатність переносити О₂.

В лабораторії СО одержують:

НСООН → СО + Н₂О,

але СО не є ангідридом мурашиної кислоти, бо в СО вуглець має ковалентність три, а в НСООН – чотири.

У промисловості СО одержують:

С + О₂ → СО₂;

СО₂ + С → 2СО або

С + Н₂О → СО + Н₂.

СО проявляє схильність до реакцій приєднання завдяки валентній ненасиченості:

СО + Cl₂ → COCl₂

Фосген

СOCl₂ – дуже отруйний газ, у воді гідролізує:

COCl₂ + 2H₂O → 2HCl + H₂CO₃,

тобто COCl₂ – хлорангідрид вугільної кислоти.

СО є лігандом у комплексних сполуках – карбонілах, наприклад [Fe(CO)₅], [Ni(CO)₄].

SiO утворюється за реакцією:

Si + SiO₂ → 2SiO.

SiO – термодинамічно нестійкий оксид.

GeO, SnO, PbO – оксиди з амфотерними властивостями:

PbO + 2KOH + H₂O=K₂[Pb(OH)₄];

PbO + 2CH₃COOH=Pb(CH₃CОO)₂ + H₂O.

SiO₂ одержують:

Si + O₂ → SiO₂.

SiO₂ існує у вигляді кількох модифікацій – звичайною формою є α-кварц.

CO₂ і SiO₂ – кислотні оксиди:

SiO₂ + 2NaOH → Na₂SiO₃ + H₂O;

CO₂ + 2NaOH → Na₂CO₃ + H₂O.

SiO₂ реагує з HF:

SiO₂ + 4HF → SiF₄ + 2H₂O

SiF₄ + 2HF → H₂[SiF₆].

GeO₂, SnO₂, PbO₂ – амфотерні оксиди:

GeO₂ + 4HCl → GeCl₄ + 2H₂O;

EO₂ + 2NaOH → Na₂EO₃ + H₂O ( E=Ge, Sn );

SnO₂ + 6HCl → H₂[SnCl₆] + 2H₂O;

PbO₂ + 4HCl_розв → PbCl₄ + 2H₂O (при низьких температурах);

PbO₂ + 4HCl_конц → PbCl₂ + Cl₂ + 2H₂O;

PbO₂ + 2NaOH + 2H₂O → Na₂[Pb(OH)₆];

PbO₂ + 2CaO → Ca₂PbO₄ (ортоплюмбат кальцію).

Pb₃O₄ – зустрічається у природі, отруйний. Реагує з розбавленими H₂SO₄, HNO₃:

Pb₃O₄ + 4HNO_3р= 2Pb(NO₃)₂ + PbO₂ + 2H₂O

Pb₃O₄ + 2H₂SO₄ → 2PbSO₄ + PbO₂ + 2H₂O

Pb₃O₄ – окисник:

Pb₃O₄ + H₂O₂ + 3H₂SO₄ → 3PbSO₄ + 4H₂O + O₂

Pb₃O₄ застосовують як оранжево-червоний пігмент при виготовленні фарб, емалей, глазурі, кришталю.

4.3.4. Сполуки з іншими елементами

Вуглець та кремній утворюють з менш електронегативними елементами карбіди та силіциди відповідно.

Карбіди ділять на три групи: солеподібні, карбіди проникнення та ковалентні карбіди. До перших відносять карбіди активних металів: Mg₂C₃, CaC₂, Al₄C₃ тощо. При взаємодії з водою утворюються гідроксиди та відповідні вуглеводні:

CaC₂ + 2H₂O → Ca(OH)₂ + C₂H₂

Al₄C₃ + 12H₂O → 4Al(OH)₃ + 3CH₄

Карбіди проникнення характеризуються високою твердістю, високими температурами плавлення, хімічною стійкістю. Мають перемінний склад.

Ковалентними карбідами є SiC, B₄C.

Силіциди мають склад, що не відповідає звичайним ступеням окислення елементів: Mg₂Si, FeSi, Cr₃Si тощо. Це тверді тугоплавкі електропровідні сполуки.

Сульфіди відомі для всіх елементів групи. Вони не розчинні у воді та в розбавлених кислотах, крім SiS₂, який руйнується водою:

SiS₂ + 2H₂O → SiO₂ + 2H₂S

Сірковуглець CS₂ – отруйна, нестійка рідина. З сульфідами металів утворює солі – тіокарбонати:

Na₂S + CS₂ → Na₂CS₃

При дії на тіокарбонати кислот виділяється тіовугільна кислота:

Na₂CS₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂CS₃

Вона легко розпадається на H₂S та CS_2.

З азотом вуглець та кремній утворюють при дуже високих температурах сполуки – діціан C₂N₂ та нітрид кремнію (IV) Si₃N₄ відповідно.

C₂N₂ – отруйний газ, дуже реакційноздатний, вступає у реакції, аналогічні реакціям галогенів:

C₂N₂ + H₂ → 2HCN

C2N2 + 2KOH → KCN + KCNO + H2O
Ціанід калію	Ціанат калію

Ціанід водню – отруйна рідина. У водному розчині – слабка кислота (синильна). Молекула HCN має лінійну будову, існує у двох таутомерних формах:

H-C≡N:H–N≡C:

У промисловості HCN одержують, нагріваючи суміш СО та NH₃ при високому тиску і в присутності каталізатора:

CO + NH₃ → HCN + H₂O

Солі HCN – ціаніди гідролізують у водних розчинах. Іон CN^- входить як ліганд у ціанідні комплекси d-елементів, наприклад K₄[Fe(CN)₆], K₃[Fe(CN)₆], K₂[Cu(CN)₄] тощо.

Ціаніди проявляють відновні властивості:

2CN^- + O₂ → 2CNO‾ ціанат

CN^- + S → CNS‾ роданід (тіоціонат)

HCNS – рідина, розчиняється у воді, утворюючи сильну родановодневу (тіоціонатну) кислоту.

Si₃N₄ – тверда стійка речовина, має напівпровідникові властивості.

4.4. Гідроксиди та їх похідні

Всі гідроксиди, крім H₂CO_3, – тверді, погано розчинні у воді речовини. H₂CO₃ у вільному стані не одержана, відома лише у водних розчинах.

Гідроксиди елементів IVА групи одержують непрямим шляхом:

Pb(NO₃)₂ + 2NaOH → Pb(OH)₂ + 2NaNO₃;

SnCl₄ + 4NaOH → Sn(OH)₄ + 4NaCl.

Окислювально-відновні та кислотно-основні властивості гідроксидів наведені нижче:

Ступінь окислення елементу	Гідроксиди
+2	Ge(OH)2		Sn(OH)2 Pb(OH)2
	амфотерні
	основні властивості зростають
	здатність відновлювати зростає
+4	H2CO3 H2SiO3	Ge(OH)4 Sn(OH)4 PbO2.4H2O
	слабкі кислоти	(GeO2.2H2O) (SnO2.2H2O)
				амфотерні
	кислотні властивості зростають
	здатність окислювати зростає

Амфотерні гідроксиди Е(ОН)₂ здатні реагувати і з лугами, і з кислотами:

E(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[E(OH)₄], де E=Ge, Sn, Pb;

E(OH)₂ + 2HCl → ECl₂ + H₂O, де E=Ge, Sn, Pb.

Солей, до складу яких входить катіон Е²⁺, існує багато, більшість з них під час розчинення у воді гідролізує.

Солі Sn²⁺ та Ge²⁺ – сильні відновники, окислюються у розчинах навіть киснем повітря:

GeCl₂ + 4NaOH + O₂ → Na₂GeO₄ + 2NaCl + 2H₂O

H₂CO₃ – слабка двохосновна кислота, утворює середні та кислі солі.

H₂SiO₃ – умовна формула кремнієвих кислот складу SiO₂∙хH₂O. Ці кислоти слабкіші за вугільну.

Водні розчини GeO₂ та SnO₂ мають слабкокислу реакцію, розчиняються у воді з утворенням колоїдних розчинів, проявляють амфотерні властивості:

SnO₂ ∙ 2H₂O + 2KOH → K₂[Sn(OH)₆];

SnO₂ ∙ 2H₂O + 6HCl → H₂[SnCl₆] + 4Н₂О.

Na₂[Pb(OH)₆], K₂[Pb(OH)₆] гідролізують з утворенням дуже нестійкої H₂[Pb(OH)₆], яка розкладається з утворенням PbO₂∙4H₂O.

Солі кисневмісних кислот з катіоном Е⁴⁺ нехарактерні.