Lectura 8

TEMĂ : Elemente de grup IVA.

Carbon

Întrebări studiate la curs:

1. Grupuri IVA.
2. Carbon. Caracteristicile generale ale carbonului.
3. Proprietățile chimice ale carbonului.
4. Cei mai importanți compuși ai carbonului.

Caracteristicile generale ale elementelor Grupuri IVA

La elementele subgrupului principal IV grupurile includ C, Si, Ge, Sn, P v. Formula electronică a nivelului de valență externă nS 2 np 2 , adică au 4 electroni de valență și aceștia sunt elemente p, de aceea se află în subgrupul principal Grupa IV.

││││

│ ↓ │ np

În starea de bază a unui atom, doi electroni sunt împerecheați și doi sunt nepereche. Învelișul pre-exterior de electroni al carbonului are 2 electroni, siliciu are 8 și Ge, Sn, P c - 18 electroni fiecare. De aceea Ge, Sn, P în unit în subgrupul germaniu (aceștia sunt analogi electronici complet).

În acest subgrup de elemente p, ca și în alte subgrupuri de elemente p, proprietățile atomilor elementelor se schimbă periodic:

Tabelul 9

Element	Covalent raza atomului, nm	Raza metalică a unui atom, nm	Raza ionică condiționată, nm		Energie ionizare E E o → E +, ev.	Relativ electronegativitate
								E 2+	E 4+
	0,077				11,26
	0,117	0,134		0,034	8,15
	0,122	0,139	0,065	0,044	7,90
	0,140	0,158	0,102	0,067	7,34
P în		0,175	0,126	0,076	7,42

Astfel, de sus în jos în subgrup, raza atomului crește, prin urmare energia de ionizare scade, prin urmare crește capacitatea de a dona electroni și tendința de a suplimenta învelișul exterior al electronului la un octet scade brusc, prin urmare, reducerea proprietățile și proprietățile metalice cresc de la C la PB, iar proprietățile nemetalice scad ... Carbonul și siliciul sunt nemetale tipice, y GE deja există proprietăți metalice și în aparență arată ca un metal, deși este un semiconductor. Staniul are deja proprietăți metalice, iar plumbul este un metal tipic.

Având 4 electroni de valență, atomii din compușii lor pot prezenta stări de oxidare de la minim (-4) la maxim (+4) și sunt caracterizați chiar de S.O .: -4, 0, +2, +4; ASA DE. = -4 este caracteristic pentru C și Si cu metale.

Natura relației cu alte elemente.Carbonul formează doar legături covalente, iar siliciul formează predominant legături covalente. Pentru staniu și plumb, în ​​special în S.O. = +2, natura ionică a legăturii este mai caracteristică (de exemplu, Рв ( NU 3) 2).

Covalență determinată de structura de valență a atomului. Atomul de carbon are 4 orbitați de valență, iar covalența maximă este 4. Pentru restul elementelor, covalența poate fi mai mare de patru, deoarece există o valență d -sublevel (de exemplu, H2 [SiF6]).

Hibridizare ... Tipul de hibridizare este determinat de tipul și numărul orbitalilor de valență. Carbonul are doar S - și orbitalii p-valenței, deci poate fi Sp (carbină, CO 2, CS 2), Sp 2 (grafit, benzen, COCl 2), Sp 3 -hibridizare (CH 4, diamant, CCl 4 ). Pentru siliciu, cel mai caracteristic Sp 3 - hibridizare (SiO2, SiCl4 ), dar are valență d -sublevel, deci există și Sp 3 d 2 -hibridizare, de exemplu, H2 [SiF6].

IV grupul PSE este mijlocul tabelului Mendeleev. O schimbare bruscă a proprietăților de la nemetale la metale este văzută aici clar. Luați în considerare carbonul separat, apoi siliciul, apoi elementele subgrupului de germaniu.

Carbon. Caracteristicile generale ale carbonului

Conținutul de carbon din scoarța terestră este redus (aproximativ 0,1% din masă). Cea mai mare parte este conținută în compoziția de carbonați puțin solubili (CaCO 3, MgCO3 ), petrol, cărbune, gaze naturale. Conținut de CO 2 în aer este mică (0,03%), dar masa sa totală este de aproximativ 600 de milioane de tone. Carbonul face parte din țesuturile tuturor organismelor vii (principalul constituent al florei și faunei). Carbonul se găsește și în stare liberă, în principal sub formă de grafit și diamant.

În natură, carbonul este cunoscut sub forma a doi izotopi stabili: 12 C (98,892%) și 13 C (1,108%). Sub acțiunea razelor cosmice, o anumită cantitate de izotop β-radioactiv se formează și în atmosferă 14 CU: . După conținut 14 C din reziduurile de plante se apreciază în funcție de vârsta lor. De asemenea, s-au obținut izotopi radioactivi cu numere de masă de la 10 la 16.

Spre deosebire de F 2, N 2, O 2 substanțele carbonice simple au o structură polimerică. În conformitate cu tipurile caracteristice de hibridizare a orbitalilor de valență, atomii de C se pot combina în formațiuni polimerice de modificare tridimensională (diamant, Sp 3 ), modificare bidimensională sau stratificată (grafit, Sp 2 ) și polimer liniar (carbyne, Sp).

Proprietățile chimice ale carbonului

Din punct de vedere chimic, carbonul este foarte inert. Dar, atunci când este încălzit, este capabil să interacționeze cu multe metale și nemetale, în timp ce prezintă atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare.

Diamant + 2 F 2 → CF 4 iar grafitul formează fluorură de grafit CF

(și în continuare + F 2 → CF 4 ). Una dintre metodele de separare a diamantului de grafit se bazează pe o atitudine diferită față de fluor. Carbonul nu reacționează cu alți halogeni. Cu oxigen (O 2 ) carbonul cu lipsă de oxigen formează CO, cu un exces de oxigen formează CO 2 .

2C + O 2 → 2CO; C + O 2 → CO 2.

La temperaturi ridicate, carbonul reacționează cu metalele pentru a forma carburi metalice:

Ca + 2C = CaC 2.

Când este încălzit, reacționează cu hidrogen, sulf, siliciu:

t o t o

С + 2 Н 2 = СН 4 С + 2S ↔ CS 2

C + Si = SiC.

Carbonul reacționează și cu substanțe complexe. Dacă aburul este trecut prin cărbunele încălzit, se formează un amestec de CO și H 2 - gaz de apă (la o temperatură mai mare de 1200 o C):

C + HOH = CO + H 2.

Acest amestec este utilizat pe scară largă ca combustibil gazos.

La temperaturi ridicate, carbonul este capabil să reducă multe metale din oxizii lor, care este utilizat pe scară largă în metalurgie.

ZnO + C → Zn + CO

Cei mai importanți compuși ai carbonului

1. Carburi metalice.

Deoarece este tipic ca carbonul să formeze homochaine, compoziția majorității carburilor nu corespunde stării de oxidare a carbonului egală cu (-4). Prin tipul de legătură chimică, se disting carburile covalente, ionice - covalente și metalice. În majoritatea cazurilor, carburile se obțin prin încălzirea puternică a substanțelor simple corespunzătoare sau a oxizilor lor cu carbon.

T o t o

V 2 O 5 + 7C → 2VC + 5CO; Ca + 2 C → CaC 2.

În acest caz, se obțin carburi de diferite compoziții.

Carburile asemănătoare sării sau ionic-covalente sunt compuși ai unor metale active și ale altor metale: Be 2 C, CaC 2, Al 4 C 3, Mn 3 C ... În acești compuși, legătura chimică este intermediară între ionică și covalentă. Când sunt expuși la apă sau acizi diluați, aceștia sunt hidrolizați și se obțin hidroxizi și hidrocarburi corespunzătoare:

CaC2 + 2HOH → Ca (OH) 2 + C2H2;

Al 4 C 3 + 12HOH → 4Al (OH) 3 + 3CH 4.

În carburile metalice, atomii de carbon ocupă goluri octaedrice în structurile metalelor (subgrupuri laterale IV - VIII grupuri). Acestea sunt substanțe foarte dure, refractare și rezistente la căldură, multe dintre ele prezintă proprietăți metalice: conductivitate electrică ridicată, luciu metalic. Compoziția acestor carburi variază foarte mult. Deci, carburile de titan au compoziția TiC 0,6 - 1,0.

Carburi covalente - SiC și B 4 C. Sunt polimerice. Legătura chimică din ele se apropie pur covalent, deoarece borul și siliciul sunt vecini de carbon în PES și sunt aproape de acesta de-a lungul razei atomului și a OEO. Sunt foarte dure și inerte din punct de vedere chimic. Metan CH 4 .

1. Halogenuri de carbon

Carbonul formează mulți compuși cu halogeni, dintre care cei mai simpli au formula C H al 4 , adică tetrahaluri de carbon. În ele S.O. carbonul este +4, Sp 3 -hibridizarea atomului de C, deci a moleculelor CH al 4 - tetraedre. CF 4 - gaz, CCl 4 - lichid, CBr 4 și CJ 4 - solide. Numai CF 4 obținut direct din F 2 și C, carbonul nu reacționează cu alți halogeni. Tetraclorura de carbon se obține prin clorurarea disulfurii de carbon:

CS 2 + 3Cl 2 = CCl 4 + S 2 Cl 2.

Toate C H al 4 nu se dizolvă în apă, ci se dizolvă în solvenți organici.

T o, Kat

C H al 4 (g) + 2HOH (g) = CO 2 + 4HHa l (d) (hidroliza are loc cu încălzire puternică și în prezența unui catalizator). Sunt de importanță practică CF 4, CC l 4.

CF 4 , ca și alți compuși de carbon care conțin fluor, de exemplu CF 2 Cl 2 (difluorodiclorometan) este utilizat ca substanțe de lucru freoni ale mașinilor frigorifice.

CCl 4 Se folosește ca solvent neinflamabil pentru substanțele organice (grăsimi, uleiuri, rășini), precum și ca lichid pentru stingătoare.

1. Monoxid de carbon (P).

Monoxidul de carbon (P) CO este un gaz incolor, inodor, ușor solubil în apă. Foarte toxic (monoxid de carbon): hemoglobina din sânge asociată cu CO, își pierde capacitatea de a se combina cu O 2 și fii purtătorul său.

Monoxidul de carbon (P) se obține:

• cu oxidare incompletă a carbonului 2C + O 2 = 2CO;

• în industrie se obține prin reacția: CO 2 + C = 2CO;
• la trecerea aburului supraîncălzit peste cărbune fierbinte:

C + HOH = CO + H 2 t o

• descompunerea carbonililor Fe (CO) 5 → Fe + 5 CO;
• în laborator CRM se obține acționând asupra acidului formic cu substanțe deshidratante ( H 2 SO 4, P 2 O 5):

НСООН → СО + НОН.

Cu toate acestea, CO nu este o anhidridă a acidului formic, deoarece în CO carbonul este trivalent, iar în HCOOH este tetravalent. Astfel, CO este un oxid care nu formează sare.

Solubilitatea CO în apă este scăzută și nu apare nicio reacție chimică. În molecula de CO, ca și în moleculă N 2 - triplă legătură. Conform metodei legăturii de valență, se formează 2 legături datorită împerecherii a doi p - electroni nepereche C și O (din fiecare atom), iar a treia - în conformitate cu mecanismul donator-acceptor datorită orbitalului liber 2p - al Atomul C și 2p - perechea de electroni a atomului de oxigen: C ≡ O. Legătura triplă CO este foarte puternică și energia sa este foarte mare (1066 kJ / mol) - mai mult decât în N 2 ... Monoxidul de carbon (II) se caracterizează prin următoarele trei tipuri de reacții:

1. reacții de oxidare... CO este un agent de reducere puternic, cu toate acestea, datorită legăturii triple puternice din moleculă, reacțiile redox care implică CO se desfășoară rapid doar la temperaturi ridicate. Reducerea oxizilor cu CO în timpul încălzirii are o mare importanță în metalurgie.

Fe 2 O 3 + 3CO = 3CO 2 + 2Fe.

CO poate fi oxidat de oxigen: la

2CO + O 2 = 2CO2.

1. o altă proprietate chimică caracteristică a CO este tendința de areacții de adiție, care se datorează nesaturării valenței carbonului în CO (în aceste reacții, carbonul intră într-o stare tetravalentă, care este mai caracteristică pentru acesta decât starea trivalentă a carbonului în CO).

Deci, CO reacționează cu clorul pentru a forma fosgen COC l 2:

CO + Cl 2 = COCl 2 (CO este, de asemenea, un agent reducător în această reacție). Reacția este accelerată de acțiunea luminii și a unui catalizator. Fosgenul este un gaz maro, foarte otrăvitor - o substanță puternic otrăvitoare. Hidrolizat încet COCl 2 + 2 HOH → 2 HCl + H 2 CO 3.

Fosgenul este utilizat în sinteza diferitelor substanțe și a fost utilizat în primul război mondial ca agent de război chimic.

Când este încălzit, CO reacționează cu sulf pentru a forma sulfoxid de carbon COS:

CO + S = COS (gaz).

Când este încălzit sub presiune, CO formează metanol la interacțiunea cu hidrogenul

t o, p

CO + 2H 2 ↔ CH 3 OH.

Sinteza metanolului din CO și H 2 - una dintre cele mai importante industrii chimice.

1. Spre deosebire de majoritatea celorlalți compuși de carbon, molecula de CO are o pereche de electroni singulari la atomul C. Prin urmare, molecula de CO poate acționa ligand în diverse complexe. Produsele adăugate de CO la atomii de metal, care se numesc carbonili, sunt deosebit de numeroase. Se cunosc aproximativ 1000 de carbonili, inclusiv carbonili care conțin alți liganzi în afară de CO. Carbonilii (complexele) obțin:

T, p t, p

Fe + 5CO → Ni + 4CO →.

Există carbonili gazoși, lichizi și solizi, în care metalul are o stare de oxidare de 0. Când este încălzit, carbonilii se descompun și se obțin metale pulverizate de o puritate foarte mare:

la

Ni (CO) 4 → Ni + 4CO.

Carbonilii sunt utilizați în sinteze și pentru producerea de metale foarte pure. Toți carbonilii, cum ar fi CO, sunt extrem de toxici.

1. Monoxid de carbon (IV).

Molecula de CO 2 are o structură liniară (O = C = O), Sp - hibridizarea atomului de carbon. Două legături de tip σ apar din cauza suprapunerii a două Sp - orbitali hibrizi ai atomului de C și doi 2p NS - orbitalii a doi atomi de oxigen, pe care sunt electroni nepereche. Alte două legături de tip π apar atunci când se suprapun 2p y - și 2p z - orbitali ai atomului de C (nehibrid) cu 2p corespunzător y - și 2p z - orbitalii atomilor de oxigen.

Obținerea de CO 2:

- în industrieobținută prin calcinarea calcarului

CaCO3 → CaO + CO2;

În laborator sunt obținute în aparatul Kipp prin reacție

CaCO3 + 2HCl → CaCl 2 + CO 2 + HOH.

Proprietățile fizice ale CO 2 : este un gaz, mai greu decât aerul, solubilitatea în apă este scăzută (la 0 O C în 1 litru de apă dizolvă 1,7 litri de CO 2 și la 15 ° C dizolvă 1 l de CO 2 ), în timp ce o parte din CO dizolvat 2 interacționează cu apa pentru a forma acid carbonic:

HOH + CO 2 ↔ H 2 CO 3 ... Echilibrul este deplasat spre stânga (←), deci majoritatea CO dizolvat 2 ca CO 2, nu acid.

V chimic CO 2 prezintă: a) proprietățile unui oxid acid și atunci când interacționează cu soluții alcaline, se formează carbonați și cu un exces de CO 2 - hidrocarburi:

2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O NaOH + CO 2 → NaHCO 3.

b) proprietăți oxidante, dar proprietăți oxidante CO 2 foarte slab, din moment ce S.O. = +4 este cea mai caracteristică stare de oxidare a carbonului. În acest caz, CO 2 redus la CO sau C:

C + CO 2 ↔ 2CO.

C О 2 Se folosește în producția de sodă, pentru stingerea incendiilor, pentru prepararea apei minerale, ca mediu inert în sinteze.

1. Acid carbonic și sărurile sale

Acidul carbonic este cunoscut numai în soluțiile apoase diluate. Formată prin interacțiunea CO 2 cu apă. Într-o soluție apoasă, cea mai mare parte a CO dizolvat 2 în stare hidratată și doar o mică parte sub formă de H 2 CO 3, HCO 3 -, CO 3 2- , adică echilibrul se stabilește într-o soluție apoasă:

CO 2 + HOH ↔ H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 - ↔ 2H + + CO 3 2-.

Echilibrul este puternic deplasat spre stânga (←) și poziția sa depinde de temperatură, mediu etc.

Acidul carbonic este considerat un acid slab (K 1 = 4,2 ∙ 10 -7 ). Aceasta este constanta de ionizare aparenta K si el. , este legat de cantitatea totală de CO dizolvată în apă 2 , și nu la adevărata concentrație de acid carbonic, care nu este cunoscută exact. Dar din moment ce moleculele H 2 CO 3 este mic în soluție, atunci adevăratul K si el. acidul carbonic este mult mai mult decât cel indicat mai sus. Deci, aparent, adevărata valoare a lui K 1 ≈ 10 -4 , adică acidul carbonic este un acid cu rezistență medie.

Sărurile (carbonații) sunt de obicei ușor solubile în apă. Carbonatele K se dizolvă bine+, Na +, R в +, Cs +, Tl +1, NH 4 + ... Hidrocarbonatele, spre deosebire de carbonați, sunt în mare parte solubile în apă.

Hidroliza sării: Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaHCO 3 + NaOH (pH> 7).

Când sunt încălzite, carbonații se descompun pentru a forma oxid de metal și CO 2 Cu cât proprietățile metalice ale elementului formator de cationi sunt mai pronunțate, cu atât carbonatul este mai stabil. Asa de, Na 2 CO 3 se topește fără descompunere; CaCO 3 se descompune la 825о С, а Ag 2 CO 3 se descompune la 100 O C. Bicarbonatele se descompun la încălzire scăzută:

2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O.

1. Uree și disulfură de carbon.

Ureea sau ureea se obține prin acțiunea CO 2 pentru soluție apoasă H 3 N la 130 о С și 1 ∙ 10 7 Pa.

CO 2 + 2H 3 N = CO (NH 2) 2 + H 2 O.

Ureea este o substanță cristalină albă. Se folosește ca îngrășământ cu azot, pentru hrănirea animalelor, pentru obținerea materialelor plastice, farmaceutice (veronale, luminale).

Disulfură de carbon (disulfură de carbon) - CS 2 în condiții normale - un lichid volatil incolor, otrăvitor. Curat CS 2 are un miros slab plăcut, dar la contactul cu aerul - un miros dezgustător al produselor sale de oxidare. Disulfura de carbon nu se dizolvă în apă; la încălzire (150 O C) hidrolizat la CO 2 și H 2 S:

CS 2 + 2HOH = CO 2 + 2H 2 S.

Disulfura de carbon este ușor oxidată și inflamabilă în aer cu o încălzire ușoară: CS 2 + 3 O 2 = CO 2 + 2 SO 2.

Obțineți disulfură de carbon prin interacțiunea vaporilor de sulf cu cărbunele fierbinte. Disulfura de carbon este utilizată ca solvent bun pentru substanțele organice, fosfor, sulf, iod. Majoritatea CS 2 este folosit pentru a obține mătase de viscoză și ca mijloc de combatere a dăunătorilor agricoli.

1. Acizi cianhidric, tiocianic și cianic.

Acid cianhidric HCN (sau acidul cianianic) are o structură liniară, constă din molecule de 2 tipuri, care se află în echilibru tautomeric, care este deplasat spre stânga la temperatura camerei:

H - C ≡ N ↔ H - N ≡ C

izocianură de cianură

hidrogen hidrogen

HCN Este un lichid volatil cu miros de migdale, unul dintre cele mai puternice otrăvuri, se amestecă cu apă în orice raport. În soluție apoasă HCN - acid slab (K = 7,9 ∙ 10-10 ), adică mult mai slab decât acidul carbonic.

În industrie HCN obținut prin reacție catalitică:

t o, kat

CO + NH 3 → HCN + HOH.

Sărurile (cianuri) se obțin prin reducerea carbonatilor cu carbon prin încălzire:

Na 2 CO 3 + C + 2NH 3 = 2NaCN + 3H 2 O.

Cianura de hidrogen este utilizată în sinteza organică și NaCN și KCN - în exploatarea aurului, pentru a obține cianuri complexe etc.

Cianurile sunt de bază ( NaCN) și acid (JCN ). Hidroliza cianurii bazice:

NaCN + HOH ↔ NaOH + HCN (pH> 7).

Când cianura acidă este hidrolizată, se formează doi acizi:

JCN + HOH = HJO + HCN.

Cianură d -elementele nu se dizolvă în apă, dar datorită complexării se dizolvă ușor în prezența cianurilor de bază:

4KCN + Mn (CN) 2 = K 4.

Cianurile complexe sunt foarte stabile.

Tiocianat de hidrogen HSCN sau HNCS are o structură liniară și constă din două tipuri de molecule: H - S - C ≡ NsauH – N = C = S... În tiocianați cristaliniNaNCS, Ba(NCS) 2 ionul metalic este aproape de atomul de azot; vAgSCN, Hg(SCN) 2 ionul metalic este aproape de atomul de sulf.

Rodanidele sau tiocianații se obțin prin acțiunea sulfului asupra cianurilor metalelor alcaline (soluții de fierbere cu sulf):

to

KCN + S = KNCS.

Hidrocianatul de hidrogen anhidru este obținut prin încălzirea tiocianatului de plumb (sau mercur) într-un curentH2 S:

to

PB(SCN)2 + H2 S →PBS ↓ + 2HNCS.

HNCS- lichid uleios incolor cu miros înțepător, se descompune ușor. Se dizolvă bine în apă, în soluție apoasăHNCSformează acid tiocianat puternic (K = 0,14). Rodanidele sunt utilizate în principal pentru vopsirea țesăturilor șiNH4 SNCfolosit ca reactiv pentru ioniFe3+ .

De asemenea, sunt cunoscute cianul tautomeric (HOCN) și izocianic (HNCO) acizi:

.

Acest echilibru este deplasat spre stânga la temperatura camerei.

Sarurile - cianatii si izocianatii se obtin prin oxidarea cianurilor: 2KCN + O2 = 2 KOCN... Acidul cianic în soluție apoasă este un acid cu rezistență medie.

știu

• poziția carbonului și a siliciului în tabelul periodic, fiind în natură și aplicare practică;
• structura atomică, valența, stările de oxidare ale carbonului și siliciului;
• metode de obținere și proprietăți ale substanțelor simple - grafit, diamant și siliciu; noi forme alotrope de carbon;
• principalele tipuri de compuși de carbon și siliciu;
• caracteristicile elementelor subgrupului de germaniu;

a fi capabil să

• să întocmească ecuațiile pentru reacțiile de obținere a unor substanțe simple de carbon și siliciu și reacții care caracterizează proprietățile chimice ale acestor substanțe;
• comparați proprietățile elementelor din grupa carbonului;
• să caracterizeze compuși practic importanți ai carbonului și siliciului;
• efectuați calcule conform ecuațiilor de reacții în care sunt implicați carbonul și siliciul;

proprii

Abilități în prezicerea evoluției reacțiilor care implică carbon, siliciu și compușii acestora.

Structura atomilor. Prevalența în natură

Grupul IVA al tabelului periodic este format din cinci elemente cu numere atomice pare: carbon C, siliciu Si, germaniu Ge, staniu Sn și plumb Pb (Tabelul 21.1). În natură, toate elementele grupului sunt amestecuri de izotopi stabili. Carbonul are două izogone - * | C (98,9%) și * §C (1,1%). În plus, în natură există urme ale izotopului radioactiv "| C cu t t= 5730 de ani. Se formează constant în timpul coliziunilor neutronii de radiație cosmică cu nucleii de azot din atmosfera terestră:

Tabelul 21.1

Caracteristicile elementelor din grupa IVA

* Element biogen.

Principalul izotop al carbonului are o importanță deosebită în chimie și fizică, deoarece pe baza sa se adoptă unitatea de masă atomică, și anume { /2 parte a masei unui atom ‘ICO Da).

Siliciul are trei izotopi în natură; printre ele cea mai răspândită este ^) Si (92,23%). Germaniul are cinci izotopi (j ^ Ge - 36,5%). Staniu - 10 izotopi. Acesta este un record între elementele chimice. Cel mai frecvent este 12 5 gSn (32,59%). Plumbul are patru izotopi: 2 gpb Pb (1,4%), 2 gp | Pb (24,1%), 2 82? B (22,1%) și 2 82? B (52,4%). Ultimii trei izotopi de plumb sunt produsele finale ale descompunerii izotopilor radioactivi naturali ai uraniului și toriului și, prin urmare, conținutul lor în scoarța terestră a crescut de-a lungul întregii existențe a Pământului.

În ceea ce privește abundența în scoarța terestră, carbonul este inclus în primele zece elemente chimice. Se găsește sub formă de grafit, multe tipuri de cărbune, în compoziția petrolului, a gazelor naturale combustibile, a formațiunilor de calcar (CaCO e), a dolomitei (CaCO 3-MgCO 3) și a altor carbonați. Diamantul natural, deși o mică parte din carbonul disponibil, este extrem de valoros ca fiind cel mai frumos și mai dur mineral. Dar, desigur, cea mai mare valoare a carbonului este că este baza structurală a substanțelor bioorganice care formează corpurile tuturor organismelor vii. Carbonul este considerat pe bună dreptate primul dintre numeroasele elemente chimice necesare existenței vieții.

Siliciul este al doilea cel mai abundent element din scoarța terestră. Nisipul, argila și multe pietre la vedere sunt compuse din minerale de siliciu. Cu excepția soiurilor cristaline de oxid de siliciu, toți compușii săi naturali sunt silicați, adică săruri ale diferiților acizi silicici. Acești acizi în sine nu au fost obținuți ca substanțe individuale. Ortosilicații conțin ioni SiOj ~, metasilicații constau în lanțuri polimerice (SiO 3 ") w. Majoritatea silicaților sunt construiți pe un cadru de atomi de siliciu și oxigen, între care pot fi localizați atomi ai oricărui metal și al unor nemetalici (fluor). Ei bine -mineralele de siliciu cunoscute includ cuarț Si02, feldspati (ortoclasă KAlSi 3 0 8), micas (muscovit KAl 3 H 2 Si 3 0 12). În total, sunt cunoscuți peste 400 de minerale de siliciu. și pietre ornamentale. Cadrul siliciu-siliciu provoacă solubilitate scăzută a mineralelor de siliciu în apă. Numai din izvoarele subterane fierbinți de mii de ani pot fi depuse acumulări și cruste de compuși de siliciu.Acest tip de rocă include jasp.

Nu este nevoie să vorbim despre momentul descoperirii carbonului, siliciului, staniului și plumbului, deoarece acestea sunt cunoscute sub formă de substanțe simple sau compuși încă din cele mai vechi timpuri. Germaniul a fost descoperit de K. Winkler (Germania) în 1886 în mineralul rar argirodit. Curând a devenit clar că existența unui element cu astfel de proprietăți fusese prezisă de D.I.Mendeleev. Numele noului element a provocat controverse. Mendeleev, într-o scrisoare către Winkler, a susținut cu tărie numele germaniu.

Elementele grupului IVA au patru electroni de valență în exterior s-și subnivele p:

Formule electronice ale atomilor:

În starea fundamentală, aceste elemente sunt bivalente și într-o stare excitată devin tetravalente:

Carbonul și siliciul formează foarte puțini compuși chimici în stare bivalentă; în aproape toți compușii stabili sunt tetravalenți. Mai jos grupul de germaniu, staniu și plumb, crește stabilitatea stării bivalente și scade stabilitatea stării tetravalente. Prin urmare, compușii de plumb (IV) se comportă ca agenți de oxidare puternici. Acest model este, de asemenea, evident în grupul VA. O diferență importantă între carbon și alte elemente ale grupului este capacitatea de a forma legături chimice în trei stări diferite de hibridizare - sp, sp 2și sp 3. Siliciul are practic o singură stare hibridă. sp 3. Acest lucru se vede clar atunci când se compară proprietățile compușilor de carbon și siliciu. De exemplu, monoxidul de carbon CO 2 este un gaz (dioxid de carbon), iar oxidul de siliciu SiO 2 este o substanță refractară (cuarț). Prima substanță este gazoasă deoarece la sp-hibridizarea carbonului, toate legăturile covalente sunt închise în molecula de CO2:

Atracția dintre molecule este slabă, iar acest lucru se datorează stării materiei. În oxidul de siliciu, patru orbitali de siliciu hibrizi 5p 3 nu pot fi închise pe doi atomi de oxigen. Atomul de siliciu se combină cu patru atomi de oxigen, fiecare dintre care, la rândul său, se combină cu un alt atom de siliciu. Se obține o structură cadru cu aceeași forță de legătură între toți atomii (vezi diagrama, vol. 1, p. 40).

Compușii de carbon și siliciu cu aceeași hibridizare, cum ar fi metanul CH4 și silanul SiH4, sunt similare în structură și proprietăți fizice. Ambele substanțe sunt gaze.

Electronegativitatea elementelor IVA este redusă în comparație cu elementele din grupul VA și acest lucru se remarcă în special în elementele perioadei a 2-a și a 3-a. Metalicitatea elementelor din grupa IVA este mai pronunțată decât în ​​grupul VA. Carbonul sub formă de grafit este un conductor. Siliciul și germaniu sunt semiconductori, în timp ce staniul și plumbul sunt metale reale.

Grupul IVA conține cele mai importante elemente, fără de care nu ar exista nici noi, nici Pământul pe care trăim. Acest carbon este baza oricărei vieți organice, iar siliciul este „monarhul” regatului mineral.

Dacă carbonul și siliciul sunt nemetale tipice, iar staniul și plumbul sunt metale, atunci germaniu ocupă o poziție intermediară. Unele manuale îl clasifică ca un nemetal, în timp ce altele se referă la acesta ca un metal. Este de culoare alb argintiu și arată ca un metal, dar are o rețea de cristal asemănătoare unui diamant și este un semiconductor, precum siliciu.

De la carbon la plumb (cu o scădere a proprietăților nemetalice):

w scade stabilitatea stării de oxidare negativă (-4)

w scade stabilitatea celei mai mari stări de oxidare pozitivă (+4)

w stabilitate crescută a stării de oxidare pozitivă scăzută (+2)

Carbonul este principalul constituent al tuturor organismelor. În natură, există atât substanțe simple formate din carbon (diamant, grafit), cât și compuși (dioxid de carbon, diferiți carbonați, metan și alte hidrocarburi din compoziția gazelor naturale și a petrolului). Fracția de masă a carbonului din cărbune ajunge la 97%.
Un atom de carbon în stare de bază poate forma două legături covalente prin mecanismul de schimb, dar astfel de compuși nu se formează în condiții normale. Un atom de carbon, trecând într-o stare excitată, folosește toți cei patru electroni de valență.
Carbonul formează destul de multe modificări alotropice (vezi Figura 16.2). Acestea sunt diamantele, grafitul, carbina și diferite fulerene.

În substanțele anorganice, starea de oxidare a carbonului este + II și + IV. Cu aceste stări de oxidare a carbonului, există doi oxizi.
Monoxidul de carbon (II) este un gaz otrăvitor incolor, inodor. Denumirea banală este monoxidul de carbon. Formată prin arderea incompletă a combustibilului carbonat. Pentru structura electronică a moleculei sale, vezi pagina 121. Conform proprietăților chimice ale CO, un oxid care nu formează sare, atunci când este încălzit, prezintă proprietăți reducătoare (reduce mulți oxizi de metale nu foarte active în metal).
Monoxidul de carbon (IV) este un gaz incolor, inodor. Denumirea banală este dioxidul de carbon. Oxid acid. Este ușor solubil în apă (fizic), reacționează parțial cu aceasta, formând acid carbonic H2CO3 (moleculele acestei substanțe există doar în soluții apoase foarte diluate).
Acidul carbonic este un acid dibazic foarte slab, formează două serii de săruri (carbonați și hidrocarburați). Majoritatea carbonaților sunt insolubili în apă. Dintre hidrocarbonate, există doar substanțe individuale hidrocarburați de metale alcaline și amoniu. Atât ionul carbonat cât și ionul bicarbonat sunt particule de bază; prin urmare, atât carbonații, cât și bicarbonații în soluții apoase sunt supuși hidrolizei la anion.
Dintre carbonați, cei mai importanți sunt carbonatul de sodiu Na2CO3 (sodă, sodă, spălare), bicarbonat de sodiu NaHCO3 (bicarbonat de sodiu, bicarbonat de sodiu), carbonat de potasiu K2CO3 (potasiu) și carbonat de calciu CaCO3 (cretă, marmură, calcar).
Reacție calitativă la prezența dioxidului de carbon în amestecul gazos: formarea unui precipitat de carbonat de calciu atunci când gazul testat este trecut prin apă de var (soluție saturată de hidroxid de calciu) și dizolvarea ulterioară a precipitatului cu trecerea gazului în continuare. Reacții ulterioare:

Ca2 + 2OH + CO2 = CaCO3 + H2O;
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca2 + 2HCO3.

În farmacologie și medicină, sunt folosiți pe scară largă diferiți compuși ai carbonului - derivați ai acidului carbonic și acizilor carboxilici, diferiți heterocicli, polimeri și alți compuși. Astfel, carbolenul (cărbunele activ) este utilizat pentru a absorbi și a elimina diverse toxine din organism; grafit (sub formă de unguente) - pentru tratamentul bolilor de piele; izotopi radioactivi ai carbonului - pentru cercetare științifică (analiză radiocarbonată).

Carbonul este baza tuturor materiilor organice. Orice organism viu este alcătuit în mare parte din carbon. Carbonul este baza vieții. Sursa de carbon pentru organismele vii este de obicei CO 2 din atmosferă sau apă. Ca urmare a fotosintezei, acesta intră în lanțuri alimentare biologice, în care ființele vii se mănâncă reciproc sau rămășițele celuilalt și astfel extrag carbonul pentru a-și construi propriile corpuri. Ciclul biologic al carbonului se încheie fie prin oxidare și reintrare în atmosferă, fie prin eliminare sub formă de cărbune sau petrol.

Reacții analitice ale ionului carbonat CO 3 2-

Carbonatele sunt săruri ale unui acid carbonic instabil, foarte slab H 2 CO 3, care este instabil în stare liberă în soluții apoase și se descompune odată cu eliberarea de CO 2: H 2 CO 3 - CO 2 + H 2 O

Carbonatii de amoniu, sodiu, rubidiu, cesiu sunt solubili in apa. Carbonatul de litiu este ușor solubil în apă. Carbonatii altor metale sunt usor solubili in apa. Hidrocarbonatele se dizolvă în apă. Carbonatul - ionii din soluțiile apoase sunt incolori și sunt supuși hidrolizei. Soluțiile apoase de bicarbonate de metale alcaline nu se colorează atunci când li se adaugă o picătură de soluție de fenolftaleină, ceea ce face posibilă distingerea soluțiilor de carbonat de soluțiile de bicarbonat (test farmacopeic).

1. Reacția cu clorură de bariu.

Ва 2+ + СОЗ 2 - -> ВаСО 3 (cristal fin alb)

Precipitate similare de carbonați sunt produse de cationi de calciu (CaCO3) și stronțiu (SrCO3). Precipitatul se dizolvă în acizi minerali și acid acetic. În soluția de H2SO4, se formează un precipitat alb de BaS04.

O soluție de HC1 este adăugată încet prin picurare la precipitat până când precipitatul este complet dizolvat: BaCO3 + 2 HC1 -> BaC1 2 + CO 2 + H 2 O

2. Reacție cu sulfat de magneziu (farmacopee).

Mg 2+ + СОЗ 2 - -> MgCO 3 (alb)

Bicarbonatul - ion HCO 3 - formează un precipitat de MgCO 3 cu sulfat de magneziu numai la fierbere: Mg 2+ + 2 HCO3- -> MgCO 3 + CO 2 + H 2 O

Precipitatul MgCO3 se dizolvă în acizi.

3. Reacție cu acizi minerali (farmacopee).

CO 3 2- + 2 H 3 O = H 2 CO 3 + 2H 2 O

HCO 3 - + H 3 O + = H 2 CO 3 + 2H 2 O

H 2 CO 3 - CO 2 + H 2 O

CO 2 gazos evoluat este detectat de turbiditatea apei de bariton sau de var în dispozitivul de detectare a gazelor, a bulelor de gaz (CO 2), în eprubetă - receptor - turbiditatea soluției.

4. Reacția cu hexacianoferatul de uranil (II).

2CO 3 2 - + (UО 2) 2 (maro) -> 2 UO 2 CO 3 (incolor) + 4 -

O soluție maro de uranil hexacianoferat (II) este obținută prin amestecarea unei soluții de acetat de uranil (CH 3 COO) 2 UO 2 cu o soluție de hexacianoferat de potasiu (II):

2 (CH 3 COO) 2 GO 2 + K 4 -> (UO 2) 2 + 4 CH 3 COOK

La soluția rezultată se adaugă prin picurare o soluție de Na2CO3 sau K2CO3 cu agitare până când dispare culoarea maro.

5. Descoperirea separată a ionilor de carbonat și a bicarbonatului - ioni prin reacții cu cationi de calciu și cu amoniac.

Dacă ioni de carbonat și ioni de bicarbonat sunt prezenți simultan în soluție, atunci fiecare dintre aceștia poate fi deschis separat.

Pentru a face acest lucru, mai întâi, se adaugă un exces de soluție de CaCl2 la soluția analizată. În acest caz, СОz 2 - sunt precipitate sub formă de CaCO 3:

COz 2 - + Ca 2+ = CaCO 3

Bicarbonatul - ionii rămân în soluție, ca soluții de Ca (HCO 3) 2 în apă. Precipitatul este separat de soluție și la aceasta din urmă se adaugă o soluție de amoniac. HCO 2 - -anioni cu cationi de amoniac și calciu dau din nou un precipitat de CaCO 3: HCO 3 - + Ca 2+ + NH 3 -> CaCO 3 + NH 4 +

6. Alte reacții ale carbonatului - ion.

Ionii carbonat, la reacția cu clorura de fier (III) FeCl3, formează un precipitat maro Fe (OH) CO 3, cu azotat de argint - un precipitat alb de carbonat de argint Ag 2 CO3, solubil în HbTO3 și descompus la fierberea în apă la o precipitat întunecat Ag 2 O iCO 2: Ag 2 CO 3 -> Ag 2 O + CO 2

Reacții analitice ale acetatului - ion CH 3 COO "

Acetat - ion CH 3 COO - - anion al acidului acetic monobazic slab CH 3 COOH: incolor în soluții apoase, supus hidrolizei, nu are proprietăți redox; ligand destul de eficient și formează complexe stabile de acetat cu cationi din multe metale. Când reacționează cu alcooli într-un mediu acid, dă esteri.

Acetații de amoniu, alcali și majoritatea celorlalte metale sunt ușor solubili în apă. Acetații de argint CH3 COOAg și mercurul (I) sunt mai puțin solubili în apă decât acetații altor metale.

1. Reacție cu clorură de fier (III) (farmacopee).

La pH = 5-8 acetat - ionul cu cationii Fe (III) formează un acetat solubil roșu închis (culoare puternică a ceaiului) sau oxiacetat de fier (III).

În soluție apoasă, este parțial hidrolizat; acidificarea soluției cu acizi minerali suprimă hidroliza și duce la dispariția culorii roșii a soluției.

3 CH3COOH + Fe -> (CH 3 COO) 3 Fe + 3 H +

La fierbere, din soluție precipită un precipitat roșu-maroniu de acetat de fier (III) bazic:

(CH3COO) 3 Fe + 2H20<- Fe(OH) 2 CH 3 COO + 2 СН 3 СООН

În funcție de raportul dintre concentrațiile ionilor de fier (III) și acetat, compoziția sedimentului se poate modifica și răspunde, de exemplu, la formulele: Fe OH (CH 3 COO) 2, Fe 3 (OH) 2 O 3 (CH 3 COO), Fe 3 O (OH) (CH 3 COO) 6 sau Fe 3 (OH) 2 (CH 3 COO) 7.

Reacția este interferată cu anionii CO 3 2 -, SO 3 "-, PO 4 3 -, 4, care se precipită cu fier (III), precum și cu anionii SCN (care dau complexe roșii cu cationi Fe 3+) , iodura este ionul G, oxidat la iod 1 2, care conferă soluției o culoare galbenă.

2. Reacția cu acidul sulfuric.

Acetat - un ion într-un mediu puternic acid se transformă în acid acetic slab, ai cărui vapori au un miros caracteristic de oțet:

CH3 COO- + H +<- СН 3 СООН

Reacția este interferată de anionii NO 2 \ S 2 -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2 -, care emit și produse gazoase cu miros caracteristic într-un mediu concentrat de H 2 SO4.

3. Reacția de formare a acetatului de etil (farmacopee).

Reacția se efectuează într-un mediu de acid sulfuric. Cu etanol:

CH 3 COO- + H + - CH 3 COOH CH 3 COOH + C 2 H 5 OH = CH 3 COOC 2 H 4 + H 2 O

Acetat de etil eliberat este detectat prin mirosul său plăcut caracteristic. Sărurile de argint catalizează această reacție, prin urmare se recomandă adăugarea unei cantități mici de AgNO3 în timpul acestei reacții.

În mod similar, atunci când reacționează cu alcool amilic С 5 НцОН, se formează și un acetat de amil cu miros plăcut СН 3 СООС 5 Н (- perlă). Se simte un miros caracteristic al acetatului de etil, care se intensifică prin încălzirea atentă a amestecului.

Reacții analitice ale tartratului - ion POC - CH (OH) - CH (OH) - COMPOZIȚIE. Ion tartrat - anionul unui acid tartric dibazic slab:

NO-CH-COOH

HO-CH-COOH

Tartrat - ionul este foarte solubil în apă. În soluțiile apoase, ionii tartrat sunt incolori, sunt supuși hidrolizei, sunt predispuși la complexare, dând complexe tartrate stabile cu cationi din multe metale. Acidul tartric formează două rânduri de săruri - tartrați medii conținând doi tartrați încărcați - ionul COCH (OH) CH (OH) COO - și tartrații acizi - hidrotartrați care conțin un hidrotartrat încărcat individual - HOOOCH (OH) CH (OH) COO - ion . Tartratul de hidrogen de potasiu (-tartar) KNS 4 H 4 O 6 nu este practic o soluție în apă, care este utilizată pentru a deschide cationii de potasiu. Sarea medie de calciu este, de asemenea, ușor solubilă în apă. Sarea medie de potasiu K 2 C 4 H 4 O 6 este bine solubilă în apă.

I. Reacție cu clorură de potasiu (farmacopee).

С 4 Н 4 О 6 2 - + К + + Н + -> KNS 4 Н 4 О 6 1 (alb)

2. Reacția cu resorcinolul într-un mediu acid (farmacopeu).

Tartrații, atunci când sunt încălziți cu resorcinol meta - C 6 H 4 (OH) 2 în acid sulfuric concentrat formează produse de reacție de culoare roșu cireș.

14) Reacții cu complexul de amoniac din argint. Un precipitat negru de argint metalic cade.

15) Reacția cu sulfatul de fier (II) și peroxidul de hidrogen.

Adăugarea unei soluții apoase diluate de FeSO4 și H2O2 la o soluție care conține tartrați. duce la formarea unui complex de fier instabil de o culoare încrețită. Tratamentul ulterior cu o soluție alcalină de NaOH duce la formarea unui complex albastru.

Reacții analitice ale ionului oxalat С 2 О 4 2-

Oxalat - ion С 2 О 4 2 - - anion de acid oxalic dibazic Н 2 С 2 О 4 de rezistență medie, relativ bine solubil în apă. Ionul oxalat din soluțiile apoase este incolor, parțial hidrolizat, un agent puternic de reducere, un ligand eficient - formează complexe de oxalat stabile cu cationi de multe metale. Oxalații metalelor alcaline, magneziul și amoniul se dizolvă în apă, în timp ce alte metale sunt ușor solubile în apă.

1 Reacție cu clorură de bariu Ва 2+ + С 2 О 4 2- = ВаС 2 О 4 (alb) Precipitatul se dizolvă în acizi minerali și în acid acetic (în timpul fierberii). 2. Reacție cu clorură de calciu (farmacopee): Ca 2+ + C 2 O 4 2 - = CaC 2 O 4 (alb)

Precipitatul se dizolvă în acizi minerali, dar nu se dizolvă în acid acetic.

3. Reacție cu azotat de argint.

2 Ag + + С 2 О 4 2 - -> Ag2C2O 4. |. (Curd) Test pentru solubilitate. Sedimentul este împărțit în 3 părți:

A). În prima eprubetă cu precipitatul, se adaugă prin picurare sub agitare o soluție de HNO3 până când precipitatul se dizolvă;

b). O soluție concentrată de amoniac este adăugată prin picurare în a doua eprubetă cu precipitatul sub agitare până când precipitatul se dizolvă; v). Adăugați 4-5 picături de soluție de HC1 în a treia eprubetă cu sedimente; un precipitat alb de clorură de argint rămâne în eprubetă:

Ag 2 C 2 O 4 + 2 HC1 -> 2 AC1 (alb) + H 2 C 2 O 4

4. Reacția cu permanganat de potasiu. Ionii oxalat cu KMnO4 într-un mediu acid sunt oxidați cu eliberarea de CO2; soluția KMnO 4 este decolorată datorită reducerii manganului (VII) la mangan (II):

5 C 2 O 4 2 - + 2 MnO 4 "+ 16 H + -> 10 CO 2 + 2 Mn 2+ + 8 H 2 O

Soluție diluată de KMnO 4. Acesta din urmă este decolorat; există o degajare de bule de gaz - CO 2.

38 Elemente ale grupului VA

Caracteristicile generale ale grupului VA al sistemului periodic. sub forma s x p y este configurația electronică a nivelului de energie externă al elementelor grupului VA.

Arsenicul și antimoniul au modificări alotrope diferite: atât cu rețele cristaline moleculare, cât și metalice. Cu toate acestea, pe baza unei comparații a stabilității formelor cationice (As 3+, Sb 3+), arsenicul este denumit nemetal și antimoniu față de metale.

stări de oxidare stabile pentru elementele din grupul VA

De la azot la bismut (cu o scădere a proprietăților nemetalice):

w scade stabilitatea stării de oxidare negativă (-3) (m. proprietățile compușilor cu hidrogen)

w scade stabilitatea celei mai ridicate stări de oxidare pozitivă (+5)

w stabilitate crescută a stării de oxidare pozitivă scăzută (+3)

16.1. Caracteristicile generale ale elementelor grupurilor IIIA, IVA și VA

B Bor 0,776	C Carbon 0,620	N Azot 0,521
Al aluminiu 1,312	Si Siliciu 1,068	P Fosfor 0,919
Ga Galiu 1,254	Ge germaniu 1,090	La fel de Arsenic 1,001
În Indiu 1,382	Sn Staniu 1,240	Sb Antimoniu 1,193
Tl Taliu 1,319	Pb Conduce 1,215	Bi Bismut 1,295

Compoziția acestor trei grupuri ale sistemului natural al elementelor este prezentată în Figura 16.1. Valorile razelor orbitale ale atomilor (în angstromi) sunt, de asemenea, date aici. În aceste grupuri se urmărește cel mai clar granița dintre elementele care formează metale (raza orbitală este mai mare de 1,1 angstromi) și elementele care formează nemetale (raza orbitală este mai mică de 1,1 angstromi). În figură, această margine este afișată cu o linie dublă. Nu trebuie uitat că această margine este încă condiționată: aluminiu, galiu, staniu, plumb și antimoniu sunt cu siguranță metale amfotere, dar borul, germaniu și arsenicul prezintă unele semne de amfotericitate.
Dintre atomii elementelor acestor trei grupuri din scoarța terestră, se găsesc cel mai adesea următoarele: Si (w = 25,8%), Al (w = 7,57%), P (w = 0,090%), C (w = 0,087 %) și N (w = 0,030%). Cu ei vă veți familiariza în acest capitol.
Formulele electronice generale de valență ale atomilor elementelor grupului IIIA sunt ns 2 np 1, grupuri IVA - ns 2 np 2, grupuri VA - ns 2 np 3. Cele mai mari stări de oxidare sunt egale cu numărul grupului. Intermediar 2 mai puțin.
Toate substanțele simple formate din atomii acestor elemente (cu excepția azotului) sunt solide. Multe elemente se caracterizează prin alotropie (B, C, Sn, P, As). Există doar trei substanțe moleculare stabile: azot N 2, fosfor alb P 4 și arsenic galben As 4.

Elementele nemetalice ale acestor trei grupuri tind să formeze compuși moleculari de hidrogen cu legături covalente. Mai mult, carbonul are atât de multe, încât hidrocarburile și derivații lor sunt studiați de o știință separată - chimia organică. Borul este al doilea compus cel mai hidrogen dintre aceste elemente. Borohidridele (borani) sunt foarte numeroase și complexe ca structură; prin urmare, chimia borohidrurilor a apărut și ca o secțiune separată a chimiei. Siliciul formează în total 8 compuși de hidrogen (silani), azot și fosfor - câte doi, restul - câte un compus de hidrogen. Formule moleculare ale celor mai simpli compuși de hidrogen și denumirile acestora:

Compoziția oxizilor superiori corespunde celei mai mari stări de oxidare egală cu numărul grupului. Tipul de oxizi superiori din fiecare grup cu o creștere a numărului de serie se schimbă treptat de la acid la amfoteric sau bazic.

Caracterul acid-bazic al hidroxizilor este foarte divers. Deci, HNO3 este un acid puternic, iar TlOH este un alcalin.

1. Realizați formule electronice abreviate și diagrame energetice ale atomilor elementelor grupurilor IIIA, IVA și VA. Indicați electronii externi și de valență.

Atomul de azot are trei electroni nepereche, prin urmare, conform mecanismului de schimb, poate forma trei legături covalente. Poate forma o altă legătură covalentă prin mecanismul donator-acceptor, în timp ce atomul de azot capătă o sarcină formală pozitivă +1 e... Astfel, azotul maxim este pentavalent, dar covalența sa maximă este de patru (acest lucru explică afirmația întâlnită adesea că azotul nu poate fi pentavalent)
Aproape tot azotul terestru se află în atmosfera planetei noastre. O parte semnificativ mai mică de azot este prezentă în litosferă sub formă de nitrați. Azotul este o parte a compușilor organici conținuți în toate organismele și în produsele lor de descompunere.
Azotul este singurul simplu molecular substanţă N 2 cu o legătură triplă diatomică în moleculă (Fig. 16.2). Energia acestei legături este egală cu 945 kJ / mol, care depășește valorile altor energii de legare (vezi tabelul 21). Acest lucru explică inertitatea azotului la temperaturi obișnuite. Conform caracteristicilor sale fizice, azotul este un gaz incolor, inodor, cunoscut nouă de la naștere (atmosfera terestră este de trei sferturi de azot). Azotul este ușor solubil în apă.

Azotul formează două compuși de hidrogen: amoniac NH 3 și hidrazină N 2 H 6:

Amoniacul este un gaz incolor cu miros înțepător și sufocant. Inhalarea neglijentă a fumurilor concentrate de amoniac poate duce la crampe și sufocare. Amoniacul este foarte solubil în apă, ceea ce se explică prin formarea a patru legături de hidrogen cu fiecare moleculă de amoniac cu molecule de apă.

Molecula de amoniac este o particulă de bază (a se vedea apendicele 14). Luând un proton, acesta se transformă într-un ion de amoniu. Reacția poate avea loc atât într-o soluție apoasă, cât și într-o fază gazoasă:

NH 3 + H 2 O NH 4 + OH (în soluție);
NH 3 + H 3 O B = NH 4 + H 2 O (în soluție);
NH 3g + HCI g = NH 4 Cl cr (în faza gazoasă).

Soluțiile apoase de amoniac sunt suficient de alcaline pentru a precipita hidroxizi insolubili, dar nu suficient de alcaline pentru ca hidroxizii amfoterici să se dizolve în ele pentru a forma complexe hidroxo. Prin urmare, o soluție de amoniac este convenabilă de utilizat pentru prepararea hidroxizilor amfoterici p-elemente: Al (OH) 3, Be (OH) 2, Pb (OH) 2 etc., de exemplu:

Pb 2 + 2NH 3 + 2H 2 O = Pb (OH) 2 + 2NH 4.

Când este aprins în aer, amoniacul arde, formând azot și apă; atunci când interacționează cu oxigenul în prezența unui catalizator (Pt) este oxidat reversibil la monoxid de azot:

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O (fără catalizator),
4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2 O (cu catalizator).

Când este încălzit, amoniacul poate reduce oxizii metalelor nu foarte active, de exemplu, cuprul:

3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O

Sărurile de amoniu în proprietățile lor (cu excepția stabilității termice) sunt similare cu sărurile metalelor alcaline. la fel ca acesta din urmă, aproape toți sunt solubili în apă, dar din moment ce ionul de amoniu este un acid slab, sunt hidrolizați cationic. Când sunt încălzite, sărurile de amoniu se descompun:

NH4CI = NH3 + HCI;
(NH4) 2S04 = NH4 HSO4 + NH3;
(NH4) 2C03 = 2NH3 + CO2 + H20;
NH4SH = NH3 + H2S;
NH4NO3 = N20 + 2H20;
NH4NO2 = N2 + 2H20;
(NH4) 2 HPO4 = NH3 + (NH4) H2P04;
(NH 4) H 2 PO 4 = NH 4 PO 3 + H 2 O.

Azotul în diferite stări de oxidare formează cinci oxizi: N2O, NO, N2O3, NO2 și N2O5.
Cea mai stabilă dintre acestea este dioxidul de azot. Este un gaz brun otrăvitor, cu miros neplăcut. Reacționează cu apă:

2NO2 + H20 = HNO2 + HNO3.

Cu o soluție alcalină, reacția are loc cu formarea de nitrați și nitriți.
N20 și NO sunt oxizi care nu formează sare.
N203 și N205 sunt oxizi acizi. Reacționând cu apă, acestea formează respectiv soluții de acizi nitrați și nitrici.

Oxoacid azotat în stare de oxidare + III - acid azotat HNO2. Este un acid slab ale cărui molecule există doar în soluție apoasă. Sărurile sale sunt nitriți. Azotul din acidul azotat și nitriții este ușor oxidat la starea de oxidare + V.

Spre deosebire de acidul azotic, acidul azotic HNO 3 este un acid puternic. Structura moleculei sale poate fi exprimată în două moduri:

Acidul azotic se amestecă cu apă din toate punctele de vedere, reacționând complet cu acesta în soluții diluate:

HNO3 + H20 = H3O + NO3

Acidul azotic și soluțiile sale sunt agenți oxidanți puternici. Când acidul azotic este diluat, activitatea sa oxidativă scade. În soluțiile de acid azotic de orice concentrație, atomii de oxidare sunt în primul rând atomi de azot, nu hidrogen. Prin urmare, atunci când diferite substanțe sunt oxidate cu acid azotic, hidrogenul, dacă este eliberat, este doar ca produs secundar. În funcție de concentrația acidului și de activitatea reducătoare a unui alt reactiv, produsele de reacție pot fi NO2, NO, N20, N2 și chiar NH4. Cel mai adesea, se formează un amestec de gaze, dar în cazul acidului azotic concentrat, se eliberează numai dioxid de azot:

Cu + 4HNO3 = Cu (NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O
3FeS + 30HNO 3 = Fe 2 (SO 4) 3 + Fe (NO 3) 3 + 27NO 2 + 15H 2 O

În cazul acidului azotic diluat, monoxidul de azot este cel mai des eliberat:

Fe + 4HNO3 = Fe (NO3) 3 + NO + 2H20
3H 2 S + 2HNO 3 = 2NO + 4H 2 O + 3S

În cazul acidului azotic foarte diluat care reacționează cu un agent de reducere puternic (Mg, Al, Zn), se formează ioni de amoniu:

4Mg + 10HNO3 = 4Mg (NO3) 2 + NH4NO3 + 3H20

Acele metale care sunt pasivate cu acid sulfuric concentrat sunt, de asemenea, pasivate cu acid azotic concentrat.
Săruri de acid azotic - nitrați - compuși instabili termic. Când sunt încălzite, acestea se descompun:
2KNO3 = 2KNO2 + O2;
2Zn (NO3) 2 = 2ZnO + 4NO2 + O2;
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2.

1. Faceți ecuațiile reacțiilor date în textul paragrafului în mod descriptiv.
2. Faceți ecuațiile reacțiilor care caracterizează proprietățile chimice ale a) amoniacului, b) acidului azotic, c) azotatului de zinc.
Proprietățile chimice ale amoniacului și ale acidului azotic.

16.3. Fosfor

Spre deosebire de atomul de azot, atom fosforul poate forma cinci legături covalente prin mecanismul de schimb. Explicația tradițională pentru acest lucru se reduce la posibilitatea excitării unuia dintre cei 3 s-electronii și tranziția sa la 3 d-sublevel.
Elementul fosfor se formează destul de mult modificări alotrope... Dintre acestea, trei modificări sunt cele mai stabile: fosfor alb, fosfor roșu și fosfor negru. Fosforul alb este o substanță otrăvitoare cerată predispusă la arderea spontană în aer, formată din molecule P 4. Fosforul roșu este o substanță roșie închisă, non-moleculară, mai puțin activă, cu o structură destul de complexă. De obicei, fosforul roșu conține întotdeauna un amestec de alb, prin urmare, atât fosforul alb, cât și fosforul roșu sunt întotdeauna depozitate sub un strat de apă. Fosforul negru este, de asemenea, o substanță non-moleculară cu o structură cadru complexă.
Moleculele de fosfor alb sunt tetraedrice, atomul de fosfor din ele este trivalent. Modelul cu bilă și stick și formula structurală a moleculei de fosfor alb:

Structura fosforului roșu poate fi exprimată prin formula structurală:

Fosforul se obține din fosfat de calciu prin încălzire cu nisip și cocs:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO.

Pentru fosfor, compușii cu starea de oxidare + V sunt cei mai caracteristici. Când interacționează cu un exces de clor, fosforul formează pentaclorură. Când orice modificare alotropică a fosforului este arsă într-un exces de oxigen, oxid fosfor (V):

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5.

Există două modificări ale oxidului de fosfor (V): non-molecular (cu cea mai simplă formulă P 2 O 5) și molecular (cu formula moleculară P 4 O 10). De obicei oxidul de fosfor este un amestec al acestor substanțe.

Acest oxid acid foarte higroscopic reacționează cu apa pentru a forma acizi metafosforici, difosforici și ortofosforici în succesiune:

P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3, 2HPO 3 + H 2 O = H 4 P 2 O 7, H 4 P 2 O 7 + H 2 O = 2H 3 PO 4.

Ortofosforic acid(denumit de obicei pur și simplu fosforic) este un acid tribazic slab (vezi Anexa 13). Este o substanță cristalină incoloră, foarte solubilă în apă. Când reacționează cu baze puternice, în funcție de raportul de reactivi, formează trei rânduri săruri(ortofosfați, hidroortofosfați și dihidroortofosfați - de obicei prefixul orto este omis în numele lor):

H 3 PO 4 + OH = H 2 PO 4 + H 2 O,
H 3 PO 4 + 2OH = HPO 4 2 + 2H 2 O,
H 3 PO 4 + 3OH = PO 4 3 + 3H 2 O.

Majoritatea fosfaților medii (cu excepția sărurilor altor elemente alcaline decât litiu) sunt insolubile în apă. Există mult mai mulți fosfați acizi solubili.
Acidul fosforic se obține din fosfat de calciu natural prin tratarea acestuia cu exces de acid sulfuric. Cu un raport diferit de fosfat de calciu și acid sulfuric, se formează un amestec de fosfat dihidrogen și sulfat de calciu, care este utilizat în agricultură ca îngrășământ mineral numit „superfosfat simplu”:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 3CaSO 4;
Ca 3 (PO 4) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca (H 2 PO 4) 2 + 2CaSO 4.

„Superfosfatul dublu” mai valoros este obținut prin reacție

Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 3.

Principala substanță a acestui îngrășământ mineral este dihidrogen fosfatul de calciu.

1. Alcătuiește ecuațiile de reacție moleculară pentru care sunt date ecuațiile ionice în textul paragrafului.
2. Faceți ecuațiile reacțiilor date în textul paragrafului în mod descriptiv.
3. Faceți ecuațiile reacțiilor care caracterizează proprietățile chimice ale a) fosforului, b) fosforului (V) oxidului, c) acidului ortofosforic, d) dihidrogen fosfatului de sodiu.
Proprietățile chimice ale acidului fosforic.

16.4. Carbon

Carbonul este principalul constituent al tuturor organismelor. În natură, există atât substanțe simple formate din carbon (diamant, grafit), cât și compuși (dioxid de carbon, diferiți carbonați, metan și alte hidrocarburi din compoziția gazelor naturale și a petrolului). Fracția de masă a carbonului din cărbune ajunge la 97%.
Atom carbonul în stare de bază poate forma două legături covalente prin mecanismul de schimb, dar în condiții normale, acești compuși nu sunt formați. Un atom de carbon, trecând într-o stare excitată, folosește toți cei patru electroni de valență.
Carbonul se formează destul de mult modificări alotrope(vezi fig.16.2). Acestea sunt diamantele, grafitul, carbina și diferite fulerene.

Diamantul este o substanță cristalină foarte dură, incoloră, transparentă. Cristalele de diamant sunt compuse din atomi de carbon din sp 3 -stare hibridizată, formând un cadru spațial.
Grafitul este o substanță cristalină destul de moale, de culoare gri-negru. Cristalele de grafit sunt formate din straturi plate în care se află atomii de carbon sp 2-stare hibridă și formează o grilă cu celule hexagonale.
Carbyne este o substanță fibroasă incoloră formată din molecule liniare în care se află atomii de carbon sp-starea hibridă (= С = С = С = С = sau –С С - С С–).
Fullerenele sunt modificări alotropice moleculare ale carbonului cu molecule de C 60, C 80 etc. Moleculele acestor substanțe sunt sfere reticulate goale.
Toate modificările de carbon prezintă proprietăți reducătoare într-o măsură mai mare decât cele oxidante, de exemplu, cocsul (un produs de prelucrare a cărbunelui; conține până la 98% carbon) este utilizat pentru a reduce fierul din minereurile de oxid și un număr de alte metale din oxizii lor:

Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO (la temperatură ridicată).

Majoritatea compușilor de carbon sunt studiați în chimia organică, pe care o veți învăța în clasele a X-a și a XI-a.
În substanțele anorganice, starea de oxidare a carbonului este + II și + IV. Cu aceste stări de oxidare a carbonului, există două oxid.
Monoxidul de carbon (II) este un gaz otrăvitor incolor, inodor. Denumirea banală este monoxidul de carbon. Formată prin arderea incompletă a combustibilului carbonat. Pentru structura electronică a moleculei sale, vezi pagina 121. Conform proprietăților chimice ale CO, un oxid care nu formează sare, atunci când este încălzit, prezintă proprietăți reducătoare (reduce mulți oxizi de metale nu foarte active în metal).
Monoxidul de carbon (IV) este un gaz incolor, inodor. Denumirea banală este dioxidul de carbon. Oxid acid. Este ușor solubil în apă (fizic), reacționează parțial cu aceasta, formând cărbune acid H 2 CO 3 (moleculele acestei substanțe există doar în soluții apoase foarte diluate).
Acid carbonic - acid foarte slab (a se vedea apendicele 13), dibazic, formează două rânduri săruri(carbonați și hidrocarburi). Majoritatea carbonaților sunt insolubili în apă. Dintre hidrocarbonate, există doar substanțe individuale hidrocarburați de metale alcaline și amoniu. Atât ionul carbonat cât și ionul bicarbonat sunt particule de bază; prin urmare, atât carbonații, cât și bicarbonații în soluții apoase sunt supuși hidrolizei la anion.
Dintre carbonați, cei mai importanți sunt carbonatul de sodiu Na 2 CO 3 (sodă, sodă, spălare), bicarbonat de sodiu NaHCO 3 (bicarbonat de sodiu, bicarbonat de sodiu), carbonat de potasiu K 2 CO 3 (potasiu) și carbonat de calciu CaCO 3 (cretă, marmură, calcar).
Reacție calitativă pentru prezența dioxidului de carbon în amestecul gazos: formarea unui precipitat de carbonat de calciu atunci când gazul testat este trecut prin apă de var (soluție saturată de hidroxid de calciu) și dizolvarea ulterioară a precipitatului cu trecerea gazului în continuare. Reacții ulterioare: elementul din siliciu formează una substanță simplă cu același nume. Aceasta este o substanță non-moleculară cu o structură diamantată, față de care siliciu are o duritate doar puțin inferioară. În ultima jumătate de secol, siliciul a devenit un material absolut esențial pentru civilizația noastră, deoarece cristalele sale unice sunt utilizate în aproape toate echipamentele electronice.
Siliciul este o substanță destul de inertă. la temperatura camerei, practic nu reacționează cu nimic, cu excepția fluorului și a fluorului de hidrogen:
Si + 2F 2 = SiF 4;
Si + 4HF = SiF 4 + 2H2.
Când este încălzit sub formă de pulbere fin divizată, arde în oxigen, formând dioxid (SiO2). Când se fuzionează cu alcalii sau se fierbe cu soluții concentrate de alcali formează silicați:

Si + 4NaOH = Na4 SiO4 + 2H2;
Si + 2NaOH + H20 = Na2 SiO3 + 2H2.

Monoxid de siliciu SiO - care nu formează sare oxid; ușor oxidată în dioxid.
Dioxidul de siliciu SiO 2 este o substanță non-moleculară a structurii cadrului. Nu reacționează cu apa. oxid acid - când fuziunea cu alcalii formează silicați, de exemplu:
SiO2 + 2NaOH = Na2 SiO3 + H2 O. Aluminiul este următorul element cel mai abundent din litosfera Pământului după siliciu. De unul singur și împreună cu siliciu, formează numeroase minerale: feldspati, micas, corindon Al 2 O 3 și varietățile sale prețioase (leucosafir incolor care conține impurități de crom, rubin, care conține impurități de titan safir).
Substanța simplă aluminiu este un metal ușor strălucitor de culoare alb-argintiu. Aluminiu pur este foarte moale, poate fi rulat în folie subțire, sârmă extrasă din el. Aluminiul are o conductivitate electrică bună. Este rezistent la intemperii. Aliajele de aluminiu sunt destul de dure, dar funcționează bine. Aluminiul nu este otrăvitor. Toate acestea fac posibilă utilizarea aluminiului într-o mare varietate de industrii: în industria aeronautică, electrică, alimentară și în construcții. Aluminiul este utilizat pe scară largă în viața de zi cu zi. Aluminiul se obține prin electroliza topiturii compușilor săi.
Inertitatea chimică a aluminiului este cauzată de prezența unui film dens de oxid pe suprafața acestuia, care împiedică contactul metalului cu reactivul. Când acest film este îndepărtat chimic sau mecanic, aluminiul devine foarte reactiv. Deci, lipsit de un film de oxid, aluminiul se aprinde spontan și arde în aer fără încălzire suplimentară.
Proprietățile reducătoare ale aluminiului sunt deosebit de pronunțate la încălzire. În aceste condiții, reduce multe metale din oxizi: nu numai fier, titan, zirconiu, ci chiar calciu și bariu.
Oxidul de aluminiu Al 2 O 3 (denumiri triviale - alumină, corindon) este o substanță non-moleculară, legătura în care este slab descrisă atât ca ionică, cât și ca covalentă. Ca întotdeauna în aceste cazuri, este oxid amfoteric. Se obține prin calcinarea hidroxidului de aluminiu, care are și proprietăți amfotere.
Ionul de aluminiu hidratat este un acid cationic; prin urmare, sărurile solubile de aluminiu sunt foarte hidrolizate.
Dintre sărurile de aluminiu, cel mai frecvent utilizat alum de potasiu KAl (SO 4) 2 · 12H 2 O - dodecahidrat de sulfat de potasiu-aluminiu. Este o substanță nehigroscopică, foarte cristalizantă. Soluția sa se comportă ca un amestec de soluții de doi sulfați diferiți: sulfat de potasiu și sulfat de aluminiu. Structura alumului poate fi exprimată prin formula: (SO 4) 2.

1. Faceți ecuațiile reacțiilor date în textul paragrafului în mod descriptiv.
2. Alcătuiește ecuațiile reacțiilor care caracterizează proprietățile chimice ale a) aluminiu, b) hidroxid de aluminiu, i) alum de potasiu.
Proprietățile chimice ale sărurilor de aluminiu

Cuvinte cheie ale rezumatului: carbon, siliciu, elemente din grupa IVA, proprietăți ale elementelor, diamant, grafit, carbină, fullerenă.

Elementele grupului IV sunt carbon, siliciu, germaniu, staniu și plumb... Să aruncăm o privire mai atentă asupra proprietăților carbonului și siliciului. Tabelul enumeră cele mai importante caracteristici ale acestor elemente.

În aproape toți compușii săi, carbon și siliciu tetravalent , atomii lor sunt într-o stare excitată. Configurația stratului de valență al unui atom de carbon se modifică la excitarea atomului:

Configurația stratului de valență al unui atom de siliciu se schimbă în mod similar:

La nivelul energiei externe a atomilor de carbon și siliciu, există 4 electroni nepereche. Raza atomului de siliciu este mai mare; stratul său de valență conține gol 3 d–Orbitrii, acest lucru determină diferențe în natura legăturilor care formează atomi de siliciu.

Stările de oxidare ale carbonului variază între –4 și +4.

O trăsătură caracteristică a carbonului este capacitatea sa de a forma lanțuri: atomii de carbon se combină între ei și formează compuși stabili. Compuși similari de siliciu sunt instabili. Capacitatea carbonului de a forma lanțuri determină existența unui număr imens compusi organici .

LA compuși anorganici carbonul include oxizii săi, acidul carbonic, carbonații și hidrocarburații, carburile. Restul compușilor de carbon sunt organici.

Elementul carbonic se caracterizează prin alotropie, modificările sale alotrope sunt diamant, grafit, carbyne, fullerene... Alte modificări alotrope ale carbonului sunt acum cunoscute.

Cărbuneși funingine poate fi văzut ca amorf soiuri de grafit.

Siliciul formează o substanță simplă - siliciu cristalin... Există siliciu amorf - pulbere albă (fără impurități).

Proprietățile diamantului, grafitului și siliciului cristalin sunt date în tabel.

Motivul diferențelor evidente în proprietățile fizice ale grafitului și diamantului se datorează diferitelor structură de rețea cristalină ... Într-un cristal de diamant, se formează fiecare atom de carbon (cu excepția celor de pe suprafața cristalului) patru legături puternice echivalente cu atomi de carbon vecini. Aceste legături sunt direcționate către vârfurile tetraedrului (ca în molecula CH 4). Astfel, într-un cristal de diamant, fiecare atom de carbon este înconjurat de patru dintre aceiași atomi situați la vârfurile unui tetraedru. Simetria și rezistența legăturilor C - C într-un cristal de diamant oferă rezistență excepțională și absența conductivității electronice.

V grafit de cristal fiecare atom de carbon formează trei legături puternice echivalente cu atomi de carbon adiacenți în același plan la un unghi de 120 °. În acest plan, se formează un strat, format din inele plate cu șase membri.

În plus, fiecare atom de carbon are un electron nepereche... Acești electroni formează un sistem electronic comun. Conexiunea dintre straturi se realizează datorită forțelor intermoleculare relativ slabe. Straturile sunt localizate una față de cealaltă, astfel încât atomul de carbon al unui strat să fie deasupra centrului hexagonului celuilalt strat. Lungimea legăturii C - C în interiorul stratului este de 0,142 nm, distanța dintre straturi este de 0,335 nm. Ca rezultat, legăturile dintre straturi sunt mult mai slabe decât legăturile dintre atomi din interiorul stratului. Asta duce la proprietăți de grafit: Este moale, ușor de exfoliat, are o culoare gri și un luciu metalic, este conductiv electric și mai reactiv din punct de vedere chimic decât diamantul. Modelele de rețele de cristal de diamant și grafit sunt prezentate în figură.

Este posibil să transformi grafitul în diamant? Acest proces poate fi realizat în condiții severe - la o presiune de aproximativ 5000 MPa și la o temperatură de 1500 ° C până la 3000 ° C timp de câteva ore în prezența catalizatorilor (Ni). Cea mai mare parte a produselor sunt cristale mici (de la 1 la câțiva mm) și praf de diamant.

Carbin- modificarea alotropică a carbonului, în care atomii de carbon formează lanțuri liniare de tipul:

–С≡С - С≡С - С≡С–(α-carbină, poliină) sau = C = C = C = C = C = C =(β-carbină, poliene)

Distanța dintre aceste lanțuri este mai mică decât între straturile de grafit datorită interacțiunii intermoleculare mai puternice.

Carbyne este o pulbere neagră și este un semiconductor. Este mai reactiv din punct de vedere chimic decât grafitul.

Fullerene- modificarea alotropică a carbonului format din molecule C 60, C 70 sau C 84. Pe suprafața sferică a moleculei C 60, atomii de carbon sunt localizați la vârfurile a 20 de hexagoni obișnuiți și 12 pentagoni normali. Toate fulerenele sunt structuri închise ale atomilor de carbon. Cristalele fullerene sunt substanțe cu structură moleculară.

Siliciu. Există o singură modificare stabilă alotropică a siliciului, a cărui rețea cristalină este similară cu cea a diamantului. Siliciu - solid, refractar ( t° pl = 1412 ° C), o substanță foarte fragilă de culoare gri închis cu luciu metalic, în condiții standard este un semiconductor.