Углерод, его физические и химические свойства

Строение атома. 4 электрона на внешнем слое. Ст.ок. -4 (окислительные свойства) и +4 (восстановительные свойства).

Углерод — простое вещество. Аллотропные модификации — алмаз и графит.

Алмаз — прозрачное (иногда синее, голубое, красное и чёрное) кристаллическое вещество, самое твёрдое из всех природных веществ (по 10-балльной шкале 10). Название происходит от арабского «алмас» - «твердейший» или от греч. «адамас» - «несокрушимый, непреодолимый». Месторождения алмазов — в Южной Африке, в РФ — в Якутии.

Атомная крист. решётка — тетраэдр. Сильный блеск благодаря высокой светопрелом-ляющей и светоотражающей способности. Огранённые алмазы — бриллианты. Массу алмазов измеряют в каратах. 1 карат=0,2 г. Применяется в ювелирном деле, для изготовления буров, свёрл, шлифовальных инструментов, резки стекла.

Графит — тёмно-серое, жирное на ощупь крист. вещество с металлическим блеском. Мягкий (слоистая структура, в слое атомы связаны в шестиугольники, связи между слоями малопрочны), непрозрачный, проводит теплоту и электрический ток, тугоплавок.

Применение: изготавливают электроды, твёрдые смазки, замедлители нейтронов в АЭС, стержни для карандашей, искусственные алмазы (при t) для техники.

Сажа и древесный уголь — схожи по строению с графитом. Древесный уголь получают при сухой перегонке древесины. Это адсорбент. При обработке горячим водяным паром - активированный уголь (карболен). Исп-ся в противогазах, в медицине, для очистки веществ.

Химические свойства:

1. С+О₂→СО₂ (алмаз и графит при высоких t, сажа и уголь при обычной t)

2. С металлами при t образует карбиды: 4Al+3C→Al₄C₃ (cветло-жёлт.кристаллы), CaC₂ – серые куски, применяется при газосварке: СaC2+2H₂O→ Ca(OH)₂+C₂H₂ (ацетилен горит).

Из Al₄C₃ получают метан: Al₄C₃ +12H₂O→ 4Al(OH)₃+3CH₄

3. C+2H₂→ CH₄(при нагревании).

4. Восстанавливает металлы из их оксидов: 2CuO+ C→2Cu+СО₂

Углерод в природе: в свободном виде (алмаз, графит, каменный, бурый уголь, торф), в форме карбонатов (кальцит, извест-няк, мел, мрамор CaCO₃), углекислый газ (СО₂) в атмосфере (выделяется при дыхании и горении, извержении вулканов), в нефти и природном газе.

Оксиды углерода. Сравнение физических и химических свойств

Оксид углерода (II)

Бесцветный, без запаха газ, малорастворим в воде. Угарный газ (ядовит, образует с гемоглобином стойкое соединение — карбоксигемоглобин). При концентрации 0,1% СО в воздухе человек теряет сознание и может умереть. Образуется при неполном сгорании топлива: СО₂ +С→2СО

СО- хороший восстановитель: 2СО+О₂→2СО₂

Fe₂O₃+3CO→2Fe+3CO₂(получают железо в промышленности, пр-во чугуна).

СО — несолеобразующий оксид.

Оксид углерода (IV)

Углекислый газ — бесцветный, без запаха газ. В 1,5 раза тяжелее воздуха. Растворяется в воде 1:1. При давлении 60 атм превращается в бесцветную жидкость. При испарении его часть превращается в сухой лёд (применяется для хранения пищевых продуктов). Сухой лёд возгоняется.

Типичный кислотный оксид: взаимодействует со щелочами (известковая вода мутнеет), основными оксидами и водой.

Ca(OH)₂+CО₂→CaCO₃+H₂O CaO+CО₂→CaCO₃CО₂+H₂O→H₂CO₃

tº

Mg горит в углекислом газе: 2Mg+CO₂→2MgO+C

Получение: а) в лаборатории: CaCO₃+2HCl →СaCl₂+H₂O+CО₂

tº

б) в промышленности: CaCO₃→CaO+CО₂(основной продукт - негашёная известь).

Применение: Применяется при тушении пожаров, т. к. не горит и не поддерживает горения. Для изготовления шипучих напитков и для получения соды.

Угольная кислота и её соли

Получение: CО₂+H₂O→H₂CO₃Кислота нестойкая, реакция обратима. Слабая кислота.

Средние соли — карбонаты (растворимы только карбонаты натрия, калия и аммония), кислые — гидрокарбонаты (как правило растворимы в воде).

Карбонат + CО₂+ H₂O → гидрокарбонат

При длительном пропускании СО₂ через известковую воду помутневшая от карбоната кальция вода снова становится прозрачной: CaCO₃+CО₂+H₂O →Ca(HCO₃)₂

Жёсткость воды

Постоянная (хлориды и сульфаты кальция и магния) и временная (гидрокарбонат кальция).

При кипячении воды: Ca(HCO₃)₂→ CaCO₃+CО₂+H₂O (снижается временная жёсткость).

накипь

В пещерах так образуются свисающие вниз сталактиты и растущие вверх сталагмиты.

Постоянную и временную жёсткость устраняют с соды:

Na₂CO₃+CaCl₂→ CaCO₃+2NaCl

Качественная реакция на карбонаты и гидрокарбонаты — с кислотой (выделение газа, «вскипание»).

Кремний, его физические и химические свойства

Кремний в природе

Второй после О по распространённости. Земная кора более, чем на ¼ состоит из его соединений. В основном это SiO_{2 (}кремнезём, минерал кварц и его разновидности — песок, кремень, горный хрусталь, аметист, агат, опал, яшма, халцедон, сердолик). Оксид кремния придаёт прочность механическим тканям растений и защитным покровам животных (чешуя рыб, панцири насекомых, крылья бабочек, перья птиц, шерсть животных, кости человека). Силикаты: асбест, алюмосиликаты (гранит, глины, слюда).

Название «кремний» переводится с греч. «утёс, скала».

Химические свойства кремния и его соединений

1. Горение: Si+O₂→ SiO₂

2. С металлами образует силициды: Si+2Mg→ Mg₂Si

Cилициды разлагаются водой или кислотами: Mg₂Si+2H₂SO₄→ 2MgSO₄+SiH₄(силан)

Силан более реакционно способен, чем метан, т. к. радиус атома кремния больше и связи

Si-H менее прочны. На воздухе силан самовоспламеняется: SiH₄+2O₂→SiO₂+2H₂O

_1.Кремний взаимодействует с конц. щелочами: Si+2NaOH+H₂O→Na₂SiO₃+2H₂

4. Оксид кремния имеет атомную крист. решётку, твёрдый, тугоплавкий, не растворяется в воде и кислотах (кроме HF). SiO₂+2NaOH→Na₂SiO₃+H₂O

SiO₂+CaO→CaSiO₃SiO₂+CaСO₃→CaSiO₃+CO₂

5. При действии кислот на силикаты образуется кремниевая кислота. НР в воде.

К₂SiO₃+2HCl→2KCl+H₂SiO₃При высыхании H₂SiO₃ образуется силикагель (адсорбент).