Ответы:

2. 16.5 кг С, 15.5 кг Р. 3. 1.16 кг. 4. CaHPO₄. 5. 24%. 6. m(K₃PO₄) = 6.36 г; m(K₂HPO₄) = 5.22 г. 7. 0.5 моль/л NaH₂PO₄, 0.25 моль/л Na₂HPO₄. 8. 6.2 г. 9. 3.1 г. 10. m(KMnO₄) = 19.75 г; m(P) = 1.55 г. 11. 176.4 мл. 12. 12.4 г Р; Na₂HPO₄. 13. 2 г Na₃PO₄, 3 г BaSO₄, 10 г CaCO₃, 5 г Ca₃(PO₄)₂.

Глава 22. Химия элементов подгруппы углерода

22.1 Общая характеристика элементов подгруппы углерода

В главную подгруппу четвертой группы входят неметаллы углерод С и кремний Si, а также амфотерные элементы  германий Ge, олово Sn и свинец Pb.

Электронное строение внешнего уровня: ns²np² (n номер периода).

Характерная валентность: II, IV.

Степени окисления: от 4 до +4, но для металлов отрицательные степени окисления малохарактерны.

Образуют оксиды ЭО и ЭО₂, которым соответствуют гидроксиды типа Э(ОН)₂ [Н₂ЭО₂] (только для металлов!) и Н₂ЭО₃ [Э(ОН)₄].

Оксиды углерода и кремния в степени окисления +2 несолеобразующие (первый при обычных условиях). Кислотные свойства остальных оксидов уменьшаются от углерода к свинцу (оксиды углерода и кремния - кислотные, оксиды металлов в любой степени окисления амфотерны).

Аналогично изменяются и свойства гидроксидов этих элементов.

Соединения, в которых они проявляют степень окисления +2, обладают восстановительными свойствами (ослабевают к свинцу), +4 окислительными (в том же направлении усиливаются). В частности, PbO₂  сильный окислитель:

PbO₂ + 4HCl  PbCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

a CO, SnCl₂ сильные восстановители:

CO + FeO  Fe + CO₂

SnCl₂ + Cl₂  SnCl₄

Образуют летучие водородные соединения общей формулы ЭН₄, устойчивость которых уменьшается от углерода к свинцу.

22.2. Углерод

Изотопы: ¹²С, ¹³С, ¹⁴С (радиоактивен, получается только искусственным путем).

Электронное строение: 1s²2s²2p².

Валентность: II, III, IV.

Степени окисления: 4, 3, 2, 1, 0, +1, +2, +3, +4.

В природе встречается как в свободном (алмаз, графит), так и в связанном состоянии (нефть, газ, каменный уголь, углекислый газ, карбонаты металлов). Главная составная часть органических веществ животных и растительных организмов.

Простое вещество

Имеет несколько аллотропных модификаций: две природные  алмаз, графит, и две, полученные искусственным путем: карбин СССС, поликумулен СССС.

Получение

В промышленности  нагреванием каменного угля, либо термическим разложением метана:

CH₄ С + 2Н₂

Активированный уголь, используемый в медицине и военном деле в качестве адсорбента, получают нагреванием древесины без доступа воздуха.

Химические свойства

В обычных условиях инертен. При нагревании проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства (более характерны).

1) Окислительные свойства:

а) взаимодействие с водородом:

С + 2H₂  CH₄

б) взаимодействие с металлами с образованием карбидов:

3C + 4Al  Al₄C₃; 2C + Ca  CaC₂

2) Восстановительные свойства:

а) горение:

C + O₂  CO₂

б) восстановление металлов из их оксидов:

C + FeO  Fe + CO

в) восстанавление некоторых неметаллов:

Ca₃(PO₄)₂ + 5C + 3SiO₂ 2P + 5CO + 3CaSiO₃

г) восстановление оксида углерода(IV) до угарного газа:

C + CO₂  2CO

д) реакция с концентрированными серной и азотной кислотами:

С + 2Н₂SO_4(к) CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O

С + 4HNO_3(к)  CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O

3) Диспропорционирование: 3C + CaO  CaC₂ + CO