хімія лекц

151

Алотропні модифікації вуглецю мають різні фізичні властивості, що пояснюється будовою їх кристалічних грат.

Графит – темно-сіра кристалічна речовина із слабким металевим блиском. Атоми вуглецю у присутності графіту знаходяться в стані Sp2 –

гібридизації. Вони об'єднуються в плоскі шари, що складаються з правильних шестикутників. Кожний атом вуглецю пов'язаний з трьома сусідніми міцними ковалентними зв'язками. Четверть валентний вуглець кожного атома в шарі залишається рухомим, як в металі і переміщається від одного атома до іншого. За рахунок цього виникає металевий зв'язок.

Відстань між шарами досить велика, тому графіт розщеплюється на шари.

Застосовується в електродній промисловості, як змащувальний матеріал, для виготовлення тиглей, в ядерних реакторах.

Карбін – дрібнокристалічний порошок чорного кольору. Кристали карбіну складаються з лінійних ланцюжків атомів вуглецю: - С = С – С = С -.

Дуже твердий, поступається алмазу. Напівпровідник, при нагріванні до

28000С переходить в графіт.

Алмаз – безбарвна кристалічна речовина з атомними гратами. Атоми знаходяться в стані Sp3 – гібрид. Вони зв'язані міцними ковалентними неполярними зв'язками. Кожний атом оточений чотирма іншими,

розташованими від центру тетраедра до його вершин. Дуже твердий і щільний. Погано проводить теплоту, не проводить електричний струм.

Сильно заломлює світло.

«Аморфний» вуглець (вугілля)

При термічному розкладанні вуглецевих з'єднань утворюється чорна маса звана вугіллям. Найбільше значення мають кокс, деревне вугілля, сажа,

стекловуглець.

Кокс – виходить при нагріванні без доступу повітря кам'яного вугілля.

Застосовується в металургійній промисловості.

152

Деревне вугілля – виходить при обвуглюванні деревини (без доступу повітря). Застосовується в металургійній промисловості, в ковальській справі, для отримання чорного пороху, поглинання газів.

Сажа – виходить з вуглеводнів спалюванням при обмеженому доступі повітря. Застосовується як виконавець при виробництві гуми, для виготовлення чорних фарб.

Стекловуглець – аморфна форма вуглецю. Виходить при термічному розкладанні вуглецевих з'єднань. Володіє великою механічною міцністю,

малою густиною, тугоплавкою і стійкістю до агресивних середовищ.

Хімічні властивості

При низьких температурах вуглець інертний у всіх алотропних модифікаціях. При нагріві їх активність збільшується: вугілля легко з'єднується з киснем і служить хорошим відновником.

При дуже високих температурах вуглець з'єднується з воднем, сіркою,

кременем, бором і багатьма металами: вугілля вступає в реакції легше, ніж графить і алмаз.

З'єднання з металами – карбіди. 4Аl + 3C = Al4C3

Карбіди кристалічні речовини.

Велике практичне значення має карбід Са:

СаО + 3С = СаС2 + С

СаС2 + 2Н2О = Са(ОН) 2 + С2Н2

Природа хімічного зв'язку в карбідах різна. Для карбідів, утворених металами головної підгрупи I, II і III характерний іонний тип зв'язку. Для карбіду кремнію – ковалентний. Для них характерна – висока твердість,

тугоплавка, хімічна інертність.

Більшість металів побічних підгруп утворює карбіди, зв'язок яких близький до металевої.

Вугілля відновлює метали з їх оксидів: 2ZnO + С = 2Zn + CO2

153

Оксид вуглецю II (СО)

Одержують: СО2 + С = 2СО

У лабораторних умовах: дією концентрованої Н2SO4 на мурашину кислоту при нагріванні:

НСООН = Н2О + СО СО – безбарвний газ, отруйний, без запаху, сильний відновник.

СО + СuO = Cu +CO2

Ця властивість використовується при виплавці металів з їх руд. 2СО + О2 = 2СО2

На сонячному світлу або у присутності активного вугілля (каталізатор)

з'єднується з хлором, утворюючи – фосген:

СО + Сl2 = COCl2

Оксид вуглецю (II) з'єднується з багатьма металами, утворюючи карбоніли металів, наприклад, карбоніл заліза Fe(CO)5. Найбільше практичне значення мають карбоніли нікелю, кобальту і заліза – для отримання високочистих металів, для нанесення металевих покриттів. Крім того,

служать каталізаторами.

У промисловості: СаСО3 = CaО + CO2

Структура: О = С = О – лінійна, зв'язок С О полярний.

CO2 – безбарвна газоподібна речовина. Не підтримує горіння і дихання.

Тверде CO2 називають сухим льодом.

Розкладається у воді, рівновага сильно зміщена у бік речовин, що знаходяться. CO2 + Н2О Н2СО3

CO2 + 2NaOH = Na2 СО3 + Н2О

CO2 при високих температурах проявляє властивості окислювача:

СО2 + С = 2СО

154

CO2 + Mg = 2MgO +C

Застосовується для виробництва соди, цукру, для газування, в рідкому вигляді – у вогнегасниках.

Вугільна кислота

Існує тільки в розчині.

При незначному нагріванні розкладається на CO2 і Н2О

Н – О

С = О

Н – О

Діссоціює в розчині східчасте, відноситься до слабких електролітів.

Утворює два ряди солей: середні і кислі.

Солі лужних металів і алюмінію добре розчинені у воді. Солі вугільної кислоти – з'єднання стійкі. При дії кислот, всі карбонати розкладаються.

Найбільше практичне значення мають Na2СО3 – сода (технічна), NaНСО3 – питна сода, карбонат калію К2СО3 – поташ, застосовується у виробництві рідкого мила, оптичного тугоплавкого скла, СаСО3 – міл,

вапняк.

Якісна реакція на карбонат – іон.

Найважливішою реакцією на СО32- є дії розбавлених кислот НСl і

H2SO4, при цьому виділяється вуглекислий газ, при протіканні якого через розчин Са(ОН) 2 розчин каламутніє в результаті освіти СаСО3.

З'єднання вуглецю з сіркою і азотом

Найбільше значення мають СS2 і НСN. СS2 – виходить при пропусканні пари сірки крізь шар розжареного вугілля. Це безбарвна сильно заломлююча світло рідина, кипляча при температурі 460С. СS2 – сильно отруйний і легко запалав. В ньому добре розчиняються сірка, фосфор, йод, різні жири і смолянисті речовини. Використовується для боротьби з шкідниками рослин і для отримання віскози.

Синильна кислота – НСN – безбарвна, дуже летюча рідина, кипляча при 270 С, володіє характерним запахом міндалю, дуже отруйна.

155

Отримується: при високій температурі вуглець взаємодіє з азотом з отриманням диціану (С2 N2), схожий з галогенами, утворює з'єднання з воднем складу НСN.

Солі синильної кислоти – ціаніди сильні отрути. 2КСN + Н2О + СО2 = К2 СО3 + 2 НСN

Як сіль слабкої кислоти має в розчині, піддававшися гідролізу,

слаболужну реакцію Ціаніди калію і натрію розчиняють у присутності кисню повітря золото

і срібло. На цьому засновано їх вживання для витягання цих металів з руд.

Крім того вони широко використовуються в органічному синтезі.

ЛЕКЦІЯ 27

Тема: Елементи 4-а групи (підгрупа вуглецю) (4 години)

Заняття 2: Кремній (Знаходження в природі. Отримання. Властивості.

Застосування). Отримання скла і цементу.

Кремній після кисню – найпоширеніший елемент на Землі. Він складає

27% маси земної кори. В природі зустрічається тільки в з'єднаннях, головним чином у воді SiO2 (кремнезем) і солей кременевих кислот – силікатів.

Найбільш поширені алюмосилікати, тобто силікати, до складу яких входить алюміній. До них відносяться польові шпати, аноди, каолін і ін.

Як і вуглець, входивши до складу всіх органічних речовин, є

найважливішим елементом рослинного і тваринного світу.

У лабораторії вільний кремній можна одержати, з SiO2 прожаренням,

використовуючи як відновник Mg або Al. SiO2 + Mg = Si + 2MgO

При цьому утворюється бурий порошок аморфного кремнію.

Найчистіший кремній одержують відновленням тетрахлориду кремнію парами Zn:

SiСl2 + 2Zn = Si + 2Zn Сl2

156

У промисловості кремній одержують відновленням SiO2 коксом в електричних печах:

SiO2 + 2С = Si + 2СO

Кремній використовують як напівпровідник, в металургії для отримання крем'янистих сталей, володіючих високою жаростійкістю і кислототривкістю.

Кристалічний кремній володіє сталевим блиском. Це речовина темно-

сірого кольору. Структура кремнію аналогічна структурі алмаза. Кожний атом оточений тетраедричне чотирма іншими і пов'язаний з ними ковалентним зв'язком, який слабкий, ніж біля атома вуглецю в алмазі.

У кристалі кремнію за звичних умов частина ковалентних зв'язків руйнується, тому в ньому є вільні електрони, які і обумовлюють невелику електропроводимість.

Кремній дуже крихкий, відноситься до тугоплавких елементів. В

хімічному відношенні кремній, особливо кристалічний малоактивний; при кімнатній температурі реагує тільки з фтором.

Si + 2F2 = SiF4 фторид.

При нагріванні аморфний кремній легко з'єднується з киснем,

галогенами і сіркою.

Кислоти, окрім суміші плавикової НF і азотної на кремній не діють.

Проте він енергійно реагує з лугами, утворюючи силікат і водень:

Si + 2КОН + Н2О = К2 SiO3 + 2Н2

При високій температурі в електричній печі з суміші піску і коксу можна одержати карбід кремнію (карборунд):

SiO2 + 3С = SiС + 2СО

Чистий карборунд – безбарвні дуже тверді кристали. З SiС

виготовляють точильне каміння і шліфувальні круги.

З'єднання металів з кремнієм називають силіцидами.

Si + 2 Mg = Mg2 Si силіцид Mg

З'єднання кремнію з воднем і галогенами.

157

При дії НСl на Mg2 Si виходить кремневодень (силан) SiН4: Mg2 Si + 4 НСl = 2 Mg Сl2 + SiН4

Силан – безбарвний газ, самозаймистий на повітрі, отруйний з

SiO2 + 2С + 2Сl2 = SiСl4 + 2СО або хлоруванням технічного кремнію. SiСl4 – рідина, кипляча при 570 С.

SiСl4 + 3 Н2О = Н2 SiO3 + 4НСl

SiСl4 використовується для синтезу кремній органічних сполук. Фторид кремнію SiF4 утворюється при:

SiO2 + 4НF = SiF4 + 2Н2О

SiF4 – безбарвний газ з різким запахом.

SiF4 + 3 Н2О = Н2 SiO3 + 4НF

SiF4 + 2НF = Н2 SiF6

По силі гексафторокремнева кислота близька до Н2SO4. Отруйна і все фторосилікати теж.

Оксид кремнію SiO2

Тверда, тугоплавка речовина, поширено в природі в двох видах:

кристалічний кремнезем – у вигляді мінералу кварцу і його різновидів

(гірський кришталь, агат, кремінь і ін.) і аморфний кремнезем – у вигляді мінералу опалу складу SiO2 n Н2О.

Приклад штучного аморфного безводневого кремнезему служить силикагель. SiO2 має атомні кристалічні грати. По хімічних властивостях відноситься до кислотних оксидів.

SiO2 + 2NaOH = Na2 SiO3 + Н2О

SiO2 + CaO = Ca SiO3

158

SiO2 + Na2CO3 = Na2 SiO3 + CO2

З SiO2 взаємодіє тільки плавикова кислота

SiO2 + 4HF = SiF4 + 2 Н2О

За допомогою цієї реакції проводиться той, що труїть скла. Кременеву

кислоту одержують непрямим шляхом, діючи кислотою на розчин силікати К або Na:

Н2SiO3 – кислота слабка, у воді малорозчинена. При нагріванні розпадається на:

Н2 SiO3 = Н2О + SiO2

Солі Н2SiO3 називаються силікатами. Силікати складу R2O n SiO2, де

R – К або Na називається розчинним склом, а їх концентровані водні розчини рідким склом.

SiO2 + Na2 СO3 = Na2 SiO3 + СО2

SiO2 + NaОН = Na2 SiO3 + Н2О

Рідке скло проводиться як зв'язуюче при виготовленні кислототривких бетонів, канцелярського клею.

Природні з'єднання кремнію:

польовий шпат: К2 O Аl2О3 6 SiO2

слюда: К2 O 3Аl2О3 6 SiO2 2 Н2О

азбест: 3 MgО 2 SiO2 2 Н2О

159

каолініт: Аl2О3 2 SiO2 2 Н2О

Отримання скла

Склад звичного скла виражається формулою: Na2О СаО 6SiO2. Скло одержують сплавом в спеціальних печах суміші соди Na2СO3, вапняку СаСО3

і білого піску SiO2.

Хімія процесу:

SiO2 + Na2СO3 = Na2 SiO3 + СО2

SiO2 + СаСО3 = Са SiO3 + СО2

Na2 SiO3 + СаSiO3 + 4 SiO2 = Na2O СаО 6 SiO2

Часто у виробництві скла соду заміщають Na2 SiO4 і потім:

2 SiO2 + С + 2 Na2 SiO4 = 2 Na2 SiO3 + СО2 + 2 SiO2

Для отримання спеціального скла змінюють, склад початкової суміші.

Замінюючи Na2СO3 на поташ К2СО3 одержують тугоплавке скло. Замінюючи СаСО3 на РbO, а Na2СO3 на К2СО3 одержують кришталь.

Добавки оксидів металів до початкових суміші додають склу різне забарвлення. Оксид хром з Cr2O3 - зелену, СаО – синю, МnО2 – красно-

лілову.

Отримання цементу

Звичний силікатний або портландцемент одержують випаленням (140016000 С) до спекания сировинної суміші, що складається з вапняку і глини.

Прожарення ведуть в спеціальних печах, що циліндрово обертаються.

Одержана маса, що спеклася, називається клінкером. Це напівфабрикат.

Клінкер з відповідними добавками розмелюють в тонкий порошок в кульових млинах і одержують остаточний продукт.

Мергель – порода, що містить вапняк і глину в співвідношеннях необхідних для отримання портландцемента.

Регулюючи склад суміші, одержують різні види цементу – швидко тверднучі, морозостійкі, корозійностійкі і ін.

Елементи Ge, Sn, Pb (самостійно).

160

ЛЕКЦІЯ №28

Тема: Елементи побічної підгрупи VIІI – В групи (платинові метали)

1.Загальна характеристика елементів

2.Платина

3.Паладій

4.Іридій

Дану підгрупу складають елементи другої і третьої тріад восьмої групи періодичної системи: рутеній (Ru), родій (Rh), паладій (Pd), осмій (Os), іридій

(Ir) і платина (Pt).

Ці елементи утворюють групу досить рідкісних металів, по

властивостях схожих один з одним.

У природі платинові метали зустрічаються в основному в саморідному

поляганні, звично всі разом, але ніколи не зустрічаються в залізняку.

Будучи сильно розпиляні по різних гірських породах платинові метали

стали відомі порівняно недавно.

У 1750 р. була відкрита платина, а останнім в 1844 р. професором Казанського університету К.К.Клаусом був відкритий рутеній, що одержав

назву на честь Росії.

Властивості платинових металів

Платинові метали малоактивні і вельми стійкі до хімічних дій.

Більшість з них не розчиняється в кислотах і навіть в царській горілці.

Характерний ступінь окислення +4. Для Os і Ru також +8.

Оксид Os, OsО4 поволі утворюється при зберіганні осмію на повітрі і є легкоплавкими (tпл = 410С) кристалами блідо-жовтого кольору. Пари OsО4 –

отруйні.