khimia

Гашёная известь— химическое вещество, сильное основание. Представляет собой порошок белого цвета, плохо растворимый в воде. Получают путём взаимодействия оксида кальция (негашёной извести) с водой (процесс получил название «гашение извести»): CaO + H2O → Ca(OH)2. Эта реакция экзотермическая, идёт с выделением 16 ккал (67 кДж) на моль. При побелке помещений. При побелке деревянных заборов и обмазывании стропил - для защиты от гниения и возгорания. Для приготовления известкового строительного раствора. Известь применялась для строительной кладки с древних времён. Смесь обычно приготавливают в такой пропорции: к одной части смеси гидроксида кальция (гашёной извести) с водой добавляют три—четыре части песка (по массе). При этом происходит затвердевание смеси по реакции: Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O. Это экзотермическая реакция, выделение энергии составляет 27 ккал (113 кДж). Одновременно происходит и образование силиката кальция: CaCO3 + SiO2 → CaSiO3 + CO2↑. Как видно из реакции, в ходе её выделяется вода. Это является отрицательным фактором, так как в помещениях, построенных с помощью известкового строительного раствора, долгое время сохраняется повышенная влажность. В связи с этим, а также благодаря ряду других преимуществ перед гидроксидом кальция, цемент практически вытеснил его в качестве связующего строительных растворов. Для приготовления силикатного бетона. Состав силикатного бетона одинаков с составом известкового строительного раствора, однако он готовится другим методом — смесь оксида кальция и кварцевого песка обрабатывается не водой, а перегретым (174,5—197,4 °C) водяным паром в автоклаве при давлении 9—15 атмосфер. Для устранения карбонатной жёсткости воды (умягчение воды). Реакция идёт по уравнению: Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3↓ + 2H2O.

Окси́д ка́льция (негашёная и́звесть) — белое кристаллическое вещество, соединение CaO. Негашёная известь и продукт её взаимодействия с водой — Ca(OH)2 (гашёная известь или «пушонка») находят обширное использование в строительном деле. В промышленности оксид кальция получают термическим разложением известняка (карбоната кальция): CaCO3 = CaO + CO2. Также оксид кальция можно получить при взаимодействии простых веществ: 2Ca + O2 = 2CaO или при термическом разложении гидроксида кальция и кальциевых солей некоторых кислородсодержащих кислот:

2Ca(NO3)2 = 2CaO + 4NO2 + O2. Основные объёмы используются в строительстве в качестве известкового цемента — при смешивании с водой, оксид кальция переходит в гидроксид, который далее, поглощая из воздуха углекислый газ, сильно твердеет, превращаясь в карбонат кальция. Однако в настоящее время известковый цемент при строительстве жилых домов стараются не применять, так как полученные строения обладают способностью впитывать и накапливать сырость. Категорически недопустимо использование известкового цемента при кладке печей — из-за термического разложения и выделения в воздух удушливого диоксида углерода. Некоторое применение также находит в качестве доступного и недорогого огнеупорного материала — плавленный оксид кальция имеет некоторую устойчивость к воздействию воды, что позволяет его использовать в качестве огнеупора там, где применение более дорогих материалов нецелесообразно. В небольших количествах оксид кальция также используется в лабораторной практике для осушения веществ, которые не реагируют с ним. В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E-529. Оксид кальция относится к основным оксидам. Растворяется в воде с выделением энергии, образуя гидроксид кальция: CaO + H2O ↔ Ca(OH)2 + 63.7кДж/моль. Как основный оксид реагирует с кислотными оксидами и кислотами, образуя соли: 1. CaO + SO2 = CaSO3 2. CaO + 2HCl = CaCl2 +H2O

Природные соединения кальция. Из-за высокой химической активности кальций в свободном виде в природе не встречается. На долю кальция приходится 3,38 % массы земной коры (5-е место по распространенности после кислорода, кремния, алюминия и железа). Содержание элемента в морской воде — 400 мг/л. Изотопы. Кальций встречается в природе в виде смеси шести изотопов: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca и 48Ca, среди которых наиболее распространённый — 40Ca — составляет 96,97 %. Из шести природных изотопов кальция пять стабильны. Шестой изотоп 48Ca, самый тяжелый из шести и весьма редкий (его изотопная распространённость равна всего 0,187 %), как было недавно обнаружено, испытывает двойной бета-распад с периодом полураспада 5,3×1019 лет. В горных породах и минералах. Большая часть кальция содержится в составе силикатов и алюмосиликатов различных горных пород (граниты, гнейсы и т. п.), особенно в полевом шпате — анортите Ca[Al2Si2O8]. В виде осадочных пород соединения кальция представлены мелом и известняками, состоящими в основном из минерала кальцита (CaCO3). Кристаллическая форма кальцита — мрамор — встречается в природе гораздо реже. Довольно широко распространены такие минералы кальция, как кальцит CaCO3, ангидрит CaSO4, алебастр CaSO4·0.5H2O и гипс CaSO4·2H2O, флюорит CaF2, апатиты Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), доломит MgCO3·CaCO3. Присутствием солей кальция и магния в природной воде определяется её жёсткость. Кальций, энергично мигрирующий в земной коре и накапливающийся в различных геохимических системах, образует 385 минералов (четвёртое место по числу минералов). Миграция в земной коре. В естественной миграции кальция существенную роль играет «карбонатное равновесие», связанное с обратимой реакцией взаимодействия карбоната кальция с водой и углекислым газом с образованием растворимого гидрокарбоната: СаСО3 + H2O + CO2 ↔ Са (НСО3)2 ↔ Ca2+ + 2HCO3−(равновесие смещается влево или вправо в зависимости от концентрации углекислого газа). В биосфере. Соединения кальция находятся практически во всех животных и растительных тканях. Значительное количество кальция входит в состав живых организмов. В живых тканях человека и животных 1,4-2 % Са (по массовой доле); в теле человека массой 70 кг содержание кальция — около 1,7 кг (в основном в составе межклеточного вещества костной ткани).

Окси́д ма́гния — химическое соединение с формулой MgO, бесцветные кристаллы, нерастворимые в воде, пожаро- и взрывобезопасен. Легко реагирует с разбавленными кислотами и водой с образованием солей и Mg(OH)2: MgO + 2HCl(разб.) → MgCl2 + H2O; MgO + H2O → Mg(OH)2. Получают обжигом минералов магнезита и доломита. 2Mg + O2 = 2MgO. В промышленности применяется для производства огнеупоров, цементов, очистки нефтепродуктов, как наполнитель при производстве резины. Сверхлегкая окись магния применяется как очень мелкий абразив для очистки поверхностей, в частности, в электронной промышленности. В медицине применяют при повышенной кислотности желудочного сока, так как она обусловливается избыточным содержанием соляной кислоты. Жжёную магнезию принимают также при случайном попадании в желудок кислот. В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E530. Является абсолютным отражателем — веществом с коэффициентом отражения, равным единице в широкой спектральной полосе. Может применяться как доступный эталон белого цвета.

Магнезиальный цемент—вид неорганического вяжущего вещества на основе оксида магния, затворяемого хлоридом и/или сульфатом магния. Оксид магния. Может быть получен из магнезита MgCO3 или доломита путем прокаливания при определенных температурах, с последующим помолом. В зависимости от вида использованного сырья называется каустический магнезит или каустический доломит. Хлорид магния. Наиболее часто применяется в качестве затворителя. Сульфат магния. Реже применяется в качестве затворителя, чем хлорид магния. Позволяет достичь большей водостойкости, но при некоторой потери прочности материала. Быстрое твердение, высокая достигаемая прочность. Высокая адгезия к древесине.

Гипсовые вяжущие вещества. Сырьем для производства гипсовых вяжущих веществ служат сульфатные горные породы, содержащие преимущественно минерал двуводный гипс. При тепловой обработке природный гипс постепенно теряет часть химически связанной воды, а при температуре от 110 до 180°С становится полуводным гипсом. После тонкого измельчения этого продукта обжига получают гипсовое вяжущее вещество. При тепловой обработке природного гипса в герметически закрытых аппаратах и, следовательно, при повышенном давлении пара химически связанная вода выделяется в капельно-жидком состоянии с образованием при температуре примерно 95 ... 100°С а-модификации полуводного гипса.<.P> Обе модификации полуводного гипса отличаются между собой: модификация полугидрата отличается крупнокристаллическим строением. Гипсовые вяжущие вещества условно разделяют на строительный, формовочный и высокопрочный гипсы. Гипс строительный является продуктом обжига тонкоизмельченного двуводного гипса. На отдельных заводах после обжига гипс подвергают вторичному помолу. Он относится к мелкокристаллической разновидности гипсового вяжущего вещества, что увеличивает водопотребность при затворении строительного гипса водой до стандартной консистенции теста. В отвердевшем состоянии обладает невысокой прочностью — 2 ... 16 МПа. Но прочность на сжатие уменьшается с увлажнением образцов.

Жесткость воды. Методы устранения. По величине общей жёсткости различают воду мягкую (до 2 мг-экв/л), средней жёсткости (2-10 мг-экв/л) и жёсткую (более 10 мг-экв/л). Термоумягчение. Основан на кипячении воды, в результате термически нестойкие гидрокарбонаты кальция и магния разлагаются с образованием накипи: Ca(HCO3)2 → CaCO3↓ + CO2 + H2O. Кипячение устраняет только временную (карбонатную) жёсткость. Находит применение в быту. Реагентное умягчение. Метод основан на добавлении в воду кальцинированной соды Na2CO3 или гашёной извести Ca(OH)2. При этом соли кальция и магния переходят в нерастворимые соединения и, как следствие, выпадают в осадок. Например, добавление гашёной извести приводит к переводу солей кальция в нерастворимый карбонат: a(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3↓ + 2H2O Лучшим реагентом для устранения общей жесткости воды является ортофосфат натрия Na3PO4, входящий в состав большинства препаратов бытового и промышленного назначения: Ca(HCO3)2 + 2Na3PO4 → Ca3(PO4)2↓ + 6NaHCO3 3MgSO4 + 2Na3PO4 → Mg3(PO4)2↓ + 3Na2SO4 Ортофосфаты кальция и магния очень плохо растворимы в воде, поэтому легко отделяются механическим фильтрованием. Этот метод оправдан при относительно больших расходах воды, поскольку связан с решением ряда специфических проблем: фильтрации осадка, точной дозировки реагента. Катионирование. Метод основан на использовании ионообменной гранулированной загрузки (чаще всего ионообменные смолы). Такая загрузка при контакте с водой поглощает катионы солей жёсткости (кальций и магний, железо и марганец). Взамен, в зависимости от ионной формы, отдавая ионы натрия или водорода. Эти методы соответственно называются Na-катионирование и Н-катионирование. При правильно подобранной ионообменной загрузке жёсткость воды снижается при одноступенчатом натрий-катионировании до 0,05-0,1 мг-экв/л, при двухступенчатом — до 0,01 мг-экв/л. В промышленности с помощью ионообменных фильтров заменяют ионы кальция и магния на ионы натрия и калия, получая мягкую воду. Обратный осмос. Метод основан на прохождении воды через полупроницаемые мембраны (как правило, полиамидные). Вместе с солями жёсткости удаляется и большинство других солей. Эффективность очистки может достигать 99,9 %. Этот метод нашёл наибольшее применение в бытовых системах подготовки питьевой воды. В качестве недостатка данного метода следует отметить необходимость предварительной подготовки воды, подаваемой на обратноосмотическую мембрану. Электродиализ. Основан на удалении из воды солей под действием электрического поля. Удаление ионов растворенных веществ происходит за счёт специальных мембран. Так же как и при использовании технологии обратного осмоса, происходит удаление и других солей, помимо ионов жёсткости. Полностью очистить воду от солей жёсткости можно дистилляцией.

Р-элементы. К элементам 3А группы относят бор, алюминий, галлий, индий, таллий. На внешнем уровне их атомы содержат 3 электрона (s2p1). В невозбужденном состоянии имеется 1 неспаренный р-электрон, в возбужденном - 3 неспаренных электрона. Элементы этой группы образуют чаще три связи. Типичная степень окисления +3, и только таллий проявляет степень окисления +1 и +3. 1. У атома бора преобладают неметаллические свойства, поскольку у него небольшой атомный радиус и относительно высокая электроотрицательность. По мере увеличения атомных радиусов усиливаются металлические свойства. Алюминий, галлий, индий, таллий - амфотерные металлы. У

последних двух элементов преобладают металлические свойства. 2. Элементы 3А группы образуют оксиды и гидроксиды с общей формулой Э2О3 и Э(ОН)3. B2O3 - кислотный оксид, гидроксид бора - B(OH)3 известен как борная кислота (Н3ВО3), Al2O3, Ga2O3, In2O3, Tl2O3 - амфотерные оксиды, Al(OH)3, Ga(0H)3, In(OH)3, Tl(OH)3 - амфотерные гидроксиды. Tl2O - основной оксид, TlOH – основной гидроксид. 3. Все оксиды (кроме В2О3), гидроксиды (кроме Н3ВО3) плохо растворимы в воде. Соли алюминия, галлия, индия, таллия подвержены гидролизу. БОР. Основной минерал - бура - Na2B4O7. Бор неметалл, типичные степени окисления +3 и -3, получают восcтановлением его оксида магнием: B2O3 + 3Mg = 2B + 3MgO, Бор неметалл, характерные степени окисления +3 и -3. Растворяется в кислотах-окислителях, но солей подобно Al, Ga, In, Tl не образует, а превращается в борную кислоту. 2В + 3H2SO4конц. = 2H3BO3 + 3SO2 B + 3HNO3конц. = H3BO3 + 3NO2. При нагревании бор реагирует с кислородом, галогенами, серой, азотом,

образуя соответственно B2O3, BCl3, B2S3, BN, а с водородом - бороводороды В2Н6 -

диборан, В4Н10 - тетраборан. Оксид бора - В2О3 - кислотный оксид, растворяясь в

воде дает слабую борную кислоту - Н3ВО3. Борная кислота это твердое белое

вещество, при нагревании утрачивает воду, превращаясь в тетраборную кислоту,

а затем и в оксид бора. При действии щелочей на борную кислоту образуются

соли тетраборной кислоты. B2O3 + 3H2O = 2H3BO3; 4H3BO3 H2B4O7 + 5H2O 2B2O3 + H2O 4H3BO3 + 2NaOH = Na2B4O7 + 7H2O бура – удобрение. Алюминий - серебристо-белый металл, легко проводит электрический ток, образует сплавы с другими металлами. Характерная степень окисления +3. Довольно активный металл и вступает во множество реакций. Однако, на воздухе покрыт прочной оксидной пленкой (Al2O3), которая не удаляется при механической обработке и нагревании, что придает стойкость изделиям из алюминия к внешним воздействиям. Наличие оксидной пленки придает тугоплавкость алюминию (20500С), тогда как алюминий, лишенный защитной пленки, плавится при 660оС. Хим.свойства алюминия1. Взаимодействие с кислородом. Защитная пленка препятствует окислению на воздухе. Но при тонком измельчении и устранении оксидной пленки (погружением в горячую щелочь) алюминий сгорает с ослепительным блеском, с образованием оксида алюминия, а в присутствии воды - гидроксида алюминия. 4Al + 3O2 = 2Al2O3 4Al + 3O2 + 6H2O = 4Al(OH)3. 2. Элемент активно реагирует с неметаллами, сгорая в атмосфере фтора и хлора, соединяясь с бромом, иодом, серой, азотом, фосфором, углеродом при нагревании. С водородом прямо не взаимодействует и гидриды типа (AlH3)n получают косвенным путем. 2Al + 3Cl2 = 2AlCl3; Нитриды, фосфиды, сульфиды, карбиды гидролитически неустойчивы: 2AlN + 3H2O = Al(OH)3 + NH3. При нагревании алюминий образует с водой оксид алюминия, а без нагревания - гидроксид алюминия. 2Al + 3H2O = Al2O3 + 3H2. Вследствие большого сродства к кислороду алюминий отнимает кислород у оксидов металлов. Эта реакция протекает с выделением огромного количества тепла. Порошкообразный алюминий используется для получения и сваривания металлов, а смесь порошка алюминия и Fe3O4 называется термитом. 3Fe3O4 + 8Al = 9Fe + 4Al2O3 (3500oC). 5. Алюминий вытесняет из растворов солей менее активные металлы. Al + 3CuCl2 = 3Cu + 2AlCl3. 6. Алюминий растворяется в кислотах-неокислителях с выделением водорода. 2Al + 3H2SO4разб. = Al2(SO4)3 + 3H2. Алюминий пассивируется концентрированными H2SO4 и HNO3, поэтому эти кислоты можна хранить в алюминевой таре, но реагирует с разбавленной азотной кислотой. Аl + 4HNO3разб. = Al(NO3)3 + NO + 2H2O.8. Алюминий растворяется в щелочах с выделением водорода. 2Al + 2KOH + 6H2O = 2K[Al(OH)4] + 3H2. 9. Алюминий растворяется в растворах окислителей и сплавляется с окислителями: 10Al + 6KMnO4 + 24H2SO4 = 5Al2(SO4)3 + 3K2SO4 + 6MnSO4 + 24H2O. Получение алюминия. Главный способ это электролиз расплава оксида алюминия. Электролиз катод:Al+3 + 3e =Al0 2Al2O3 4Al + 3O2 анод: 2О-2 - 4е = О20.Оксид алюминия-белое тугоплавкое вещество. Природные разновидности - корунд, рубин, сапфир. Аморфный глинозем используется как адсорбент. Его получают сжиганием алюминия или прокаливанием гидроксида алюминия: 4Al + 3O2 = 2Al2O3 2Al(OH)3 = Al2O3 + H2O. Не растворяется в воде. Амфотерный оксид. Взаимодействует с кислотами и кислыми солями и щелочами. Al2O3+ 6HCl = 2AlCl3+ 3H2O. Гидроксид алюминия-существует в кристаллической и аморфной форме, обе формы нерастворимы в воде. Получают его действием щелочей на соли алюминия или их гидролизом. При избытке щелочи образовавшийся гидроксид алюминия образует комплексную соль. Al2(SO4)3 + 6NH4OH = 2Al(OH)3 + 3(NH4)2SO4. При нагревании гидроксид алюминия постепенно утрачивает воду, превращаясь в оксид. Обладает амфотерными свойствами: Al(OH)3 = AlO(OH) + H2O 2AlO(OH) = Al2O3 + H2O.

Каолинит (белая глина) — глинистый минерал из группы водных силикатов алюминия. Химический состав Al4[Si4O10](OH)8; содержит 39,5 % Al2O3, 46,5 % SiO2 и 14 % H2O. Образует землистые массы, в которых при больших увеличениях под электронным микроскопом обнаруживаются мелкие шестигранные кристаллы. Кристаллизуется в моноклинной сингонии. В основе кристаллической структуры каолинита лежат бесконечные листы из тетраэдров Si—O4, имеющих три общих кислорода и связанных попарно через свободные вершины алюминием и гидроксидом. Эти листы соединены между собой слабыми связями, что обусловливает весьма совершенную спайность каолинита и возможность различного наложения одного слоя на другой, что, в свою очередь, ведёт к некоторому изменению симметрии всей кристаллической постройки. Слоистая структура каолинита придаёт минералам на его основе (глинам и каолинам) свойство пластичности. Твёрдость по минералогической шкале 1; плотность 2540—2600 кг/м³; жирен на ощупь. При нагревании до 500—600 °C каолинит теряет воду, а при 1000—1200 °C разлагается с выделением тепла, давая вначале силлиманит, а затем муллит; реакция эта составляет основу керамического производства. Монтмориллонит— глинистый минерал, относящийся к подклассу слоистых силикатов. Полевы́е шпа́ты — группа широкораспространённых, в частности — породообразующих минералов из класса силикатов. Большинство полевых шпатов — представители твёрдых растворов тройной системы изоморфного ряда К[AlSi3O8] — Na[AlSi3O8] — Са[Al2Si2O8], конечные члены которой соответственно — ортоклаз (Or), альбит (Ab), анортит (An). Выделяют два изоморфных ряда: альбит (Ab) — ортоклаз (Or) и альбит (Ab) — анортит (An). Минералы первого из них могут содержать не более 10 % An, а второго — не более 10 % Or. Лишь в натриевых полевых шпатах, близких к Ab, растворимость Or и An возрастает. Члены первого ряда называются щелочными (К-Na полевые шпаты), второго — плагиоклазами (Са-Na полевые шпаты). Непрерывность ряда Ab-Or проявляется лишь при высоких температурах, при низких — происходит разрыв смесимости с образованием пертитов. Наряду с санидином, являющимся высокотемпературным, выделяются низкотемпературные калиевые полевые шпаты — микроклин и ортоклаз.

Алюминаты — соли, образующиеся при действии щёлочи на свежеосаждённый гидроксид алюминия: Al(ОН)3 + NaOH = Na[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат натрия) Al(ОН)3 + 3NaOH = Na3[Al(OH)6] (гексагидроксоалюминат натрия) Алюминаты получают также при растворении металлического алюминия (или Al2O3) в щелочах: 2Al + 2NaOH + 6Н2О = 2Na[Al(OH)4] + ЗН2 Ион [Al(ОН)4]− — существует в водных растворах. Алюминаты щелочных металлов хорошо растворимы в воде, их водные растворы вследствие гидролиза устойчивы только при избытке щёлочи. При сплавлении Al2O3 с оксидами металлов образуются безводные алюминаты, которые можно рассматривать как производные метаалюминиевой кислоты HAlO2 например, метаалюминат кальция Са(AlO2)2 может быть получен сплавлением Al2O3 с СаО. В природе встречаются алюминаты магния, кальция MgAl2O4, CaAl2O4, минерал хризоберилл (алюминат бериллия BeAl2O4). Искусственные алюминаты с добавлением активаторов РЗЭ являются люминофорами с длительным послесвечением и с большим накоплением энергии активации. Эти соединения являются формульными и структурными аналогами природного минерала шпинели — MgAl2O4. Эффективная люминесценция в алюминатах обеспечивается введением в их кристаллическую решетку активаторов в виде редкоземельных элементов, в частности двухвалентного европия в концентрации Eu+2 от 1.10-2 до 8 ат.%. Изготовление и рецептура алюминатных люминофоров так же как и изготовление цинк сульфидных люминофоров носит тонажный промышленный характер и находит довольно широкое применение в световой маркировке и оформительской деятельности. Алюминат натрия представляет промежуточный продукт при получении Al2O3, его используют в текстильной и бумажной промышленности, для очистки воды. Порошковый метаалюминат натрия (NaAlO2) так же используется в качестве добавки в строительные бетоны как ускоритель отвердевания: алюминат кальция — главная составная часть быстро твердеющего глиноземного цемента. Получение: Al2O3 + Na2O =t= 2NaAlO2

Элементы IVA-группы в степени окисления (IV) образуют слабые кислоты (H2CОз, H4Si04, Н2[Се(ОН)6], H2[Sn(OH)6] и Н2[Рb(ОН)б]), проявляющие амфотерные свойства. Элементы IVA-группы в свободном состоянии являются восстановителями. В IVA-группу входят углерод С, кремний Si, германий Се, олово Sn и свинец РЬ. К IVA-группе относятся р-элементы углерод, кремний, германий, олово и свинец. Отличаясь числом электронных уровней, невозбужденные атомы их имеют на внешнем уровне по четыре электрона s2p2, из которых р-электроны неспаренные. К IVA-группе элементов, помимо типических, относятся элементы подгруппы германия: Ge, Sn и Pb. Их валентная электронная конфигурация ( ns np2 в невозбужденном состоянии) обусловливает возможность проявления свойств и катионо - и анионообразователей. Однако преимущественно ковалентная связь в кристаллах соединений в действительности реализуется далеко не всегда. В пределах IVA-группы наблюдается немонотонная зависимость свойств от положения элемента в группе. Так, ОЭО германия оказывается больше, чем кремния, хотя первый потенциал ионизации германия меньше. Все элементы IVA-группы образуют водородные соединения типа RH4, устойчивость которых в ряду С, Si, Ge, Sn, Pb быстро ослабевает. В пределах IVA-группы наблюдается немонотонная зависимость свойств от положения элемента в группе. Так, ОЭО германия оказывается больше, чем кремния, хотя первый потенциал ионизации германия меньше. Это объясняется существованием у атома гер-мания в отличие от кремния заполненного внутреннего Зс ( 10-уровня, который служит экраном для р-электронов. В пределах IVA-группы наблюдается немонотонная зависимость свойств от положения элемента в группе. Так, ОЭО германия оказывается больше, чем кремния, хотя первый потенциал ионизации германия меньше. Это объясняется существованием у атома германия в отличие от кремния заполненного внутреннего ЗсР0 - уровня, который служит экраном для р-электронов. Если же сравнить 3 - й и 4 - й потенциалы ионизации, характеризующие прочность связи с ядром s - элект-ронов, можно сделать вывод о преобладании эффекта проникновения для s - элек-тронов у германия под слой Srf-электронов. С учетом четырех потенциалов ионизации оказывается, что прочность связи валентных электронов с ядром выше у атома германия. Этим и объясняется более высокое значение ОЭО германия по сравнению с кремнием. Радиусы элементов также изменяются немонотонно. При переходе от С к Si наблюдается резкое возрастание атомного радиуса, а затем радиус меняется незначительно. Радиусы атомов элементов IVA-группы закономерно растут с увеличением порядковых номеров ( табл. 24), ионизационные потенциалы и общая электроотрицательность уменьшаются. Тем не менее углерод и кремний существенно отличаются по свойствам от остальных элементов группы. У германия уже имеются металлические признаки, а у олова и свинца они преобладают над неметаллическими. Кроме того, углерод и кремний отличаются от других элементов IVA-группы многочисленностью и многообразием химических соединений. Углерод в большинстве кислородных соединений ( за редкими исключениями) проявляет степень окисления 4, соединения кремния со степенью окисления 4 также достаточно устойчивы. Но от германия к свинцу прочность соединений, в которых они проявляют степень окисления 4, уменьшается. Какой из элементов IVA-группы наиболее распространен на Земле.

Углеро́д—химический элемент 4-ой группы главной подгруппы 2-го периода периодической системы Менделеева, порядковый номер 6, атомная масса — 12,01115. Содержание углерода в земной коре 0,1 % по массе. Свободный углерод находится в природе в виде алмаза и графита. Основная масса углерода в виде природных карбонатов (известняки и доломиты), горючих ископаемых — антрацит (94—97 % С), бурые угли (64—80 % С), каменные угли (76—95 % С), горючие сланцы (56—78 % С), нефть (82—87 % С), горючих природных газов (до 99 % метана), торф (53—56 % С), а также битумы и др. В атмосфере и гидросфере находится в виде диоксида углерода СО2, в воздухе 0,046 % СО2 по массе, в водах рек, морей и океанов в ~60 раз больше. Углерод входит в состав растений и животных (~18 %). В организм человека углерод поступает с пищей (в норме около 300 г в сутки). Общее содержание углерода в организме человека достигает около 21 % (15 кг на 70 кг массы тела). Углерод составляет 2/3 массы мышц и 1/3 массы костной ткани. Выводится из организма преимущественно с выдыхаемым воздухом (углекислый газ) и мочой (мочевина). Кругооборот углерода в природе включает биологический цикл, выделение СО2 в атмосферу при сгорании ископаемого топлива, из вулканических газов, горячих минеральных источников, из поверхностных слоев океанических вод и др. Биологический цикл состоит в том, что углерод в виде СО2 поглощается из тропосферы растениями. Затем из биосферы вновь возвращается в геосферу: с растениями углерод попадает в организм животных и человека, а затем при гниении животных и растительных материалов — в почву и в виде СО2 — в атмосферу. В парообразном состоянии и в виде соединений с азотом и водородом углерод обнаружен в атмосфере Солнца, планет, он найден в каменных и железных метеоритах. Большинство соединений углерода, и прежде всего углеводороды, обладают ярко выраженным характером ковалентных соединений. Прочность простых, двойных и тройных связей атомов С между собой, способность образовывать устойчивые цепи и циклы из атомов С обусловливают существования огромного числа углеродсодержащих соединений, изучаемых органической химией. В природе встречается минерал шунгит, в котором содержится как твердый углерод (≈25 %), так и значительные количества оксида кремния (≈35 %).Углерод реагирует со многими элементами. Соединения с неметаллами имеют свои собственные названия — метан, тетрафторметан. Продукты горения углерода в кислороде являются CO и CO2 (монооксид углерода и диоксид углерода соответственно). Известен также неустойчивый недооксид углерода С3О2 и некоторые другие оксиды. Графит и аморфный углерод начинают реагировать с водородом при температуре 1200 °C, с фтором при 900 °C. Углекислый газ реагирует с водой, образуя слабую угольную кислоту — H2CO3, которая образует соли — карбонаты. На Земле наиболее широко распространены карбонаты кальция и магния. Графит с галогенами, щелочными металлами и др. веществами образует соединения включения. При пропускании электрического разряда между угольными электродами в атмосфере азота образуется циан. При высоких температурах взаимодействием углерода со смесью Н2 и N2 получают синильную кислоту: При реакции углерода с серой получается сероуглерод CS2, известны также CS и C3S2. С большинством металлов, алюминием и кальцием углерод образует карбиды, например: (карбид алюминия); (карбид кальция). Важна в промышленности реакция углерода с водяным паром: