Металлические и неметаллические свойства простых веществ. Неметаллические свойства углерода


Дайте характеристику химического элемента углерода по плану

[I] Символ химического элемента и его название:Химический элемент №6 – углерод. Обозначается символом “C”.[II] Положение химического элемента в периодической системе элементов Д.И. Менделеева:1)Порядковый номер элемента – 6.2)Углерод находится во 2 периоде.3)Углерод – представитель IV группы периодической системы Д. И. Менделеева.4)Данный элемент входит в главную подгруппу.[III] Строение атома химического элемента:1)Заряд ядра атома углерода равен 6 (заряд ядра соответствует порядковому номеру элемента).2)Относительная атомная масса углерода равна 12.3)Число протонов также равно 6 (именно протоны формируют заряд ядра атома).4)Электронов в углероде также 6 (атом в целом нейтрален и 6 протонам соответствует 6 электронов).5)Чтобы определить количество нейтронов нужно от относительной атомной массы элемента отнять количество протонов атома этого элемента. 12-6=6. Значит количество нейтронов равно 6.6)Атом углерода имеет два электронных слоя, так как находится во 2 периоде периодической системы Д. И. Менделеева.[IV] Электронная и электронно-графическая формулы атома, его валентные электроны.6С 1S2 2S2 2P2Валентными являются электроны 2S2 и 2P2, то есть электроны внешнего электронного слоя.[V] Определяем тип химического элемента (металл или неметалл, s-, p-, d-или f-элемент)Углерод относится к неметаллам. Так как p-подуровень электронов заполняется последним, этот элемент относится к p-семейству.[VI] Составляем формулы высшего оксида и гидроксида углерода и характеризуем их свойства (основные, кислотные или амфотерные)Формула высшего оксида CO2. Это кислотный оксид, так как он образует кмслоту.С(ОН)4 – гидроксид. Он соответствует кислоте h5CO4, которая распадается до угольной кислоты.[VII] Сравним неметаллические свойства углерода со свойствами элементов-соседей по периоду и подгруппой.Углерод имеет самые сильные неметаллические свойства в своей группе, он сильнее кремния. В периоде же углерод сильнее бора, но слабее азота.[VIII] Определяем максимальный и минимальный степень окисления атома углерода .Максимальная степень окисления углерода -4 (в метане). А максимальная - +4.

vashurok.ru

Характерные химические свойства углерода и кремния

Химические свойства углерода

Углерод способен образовывать несколько аллотропных модификаций. Это алмаз (наиболее инертная аллотропная модификация), графит, фуллерен и карбин.

Древесный уголь и сажа представляют собой аморфный углерод. Углерод в таком состоянии не имеет упорядоченной структуры и фактически состоит из мельчайших фрагментов слоев графита. Аморфный углерод, обработанный горячим водяным паром, называют активированным углем. 1 грамм активированного угля из-за наличия в нем множества пор имеет общую поверхность более трехсот квадратных метров! Благодаря своей способности поглощать различные вещества активированный уголь находит широкое применение как наполнитель фильтров, а также как энтеросорбент при различных видах отравлений.

С химической точки зрения аморфный углерод является наиболее активной его формой, графит проявляет среднюю активность, а алмаз является крайне инертным веществом. По этой причине, рассматриваемые ниже химические свойства углерода следует прежде всего относить к аморфному углероду.

Восстановительные свойства углерода

Как восстановитель углерод реагирует с такими неметаллами как, например, кислород, галогены, сера.

В зависимости от избытка или недостатка кислорода при горении угля возможно образование угарного газа CO или углекислого газа CO2:

С + О2 = СО2; 2С + О2 = 2СО

При взаимодействии углерода со фтором образуется тетрафторид углерода:

C + 2F2 = CF4

При нагревании углерода с серой образуется сероуглерод CS2:

2S + C = CS2

Углерод способен восстанавливать металлы после алюминия в ряду активности из их оксидов. Например:

2Fe2O3 + 3C = 4Fe + 3CO2C + CuO = CO↑ + Cu

Также углерод реагирует и с оксидами активных металлов, однако в этом случае наблюдается, как правило, не восстановление металла, а образование его карбида:

СаО + 3С = СаС2 + СО↑2Al2O3 +9C = Al4C3 + 6CO↑

Взаимодействие углерода с оксидами неметаллов

Углерод вступает в реакцию сопропорционирования с углекислым газом CO2:

Одним из наиболее важных с промышленной точки зрения процессов является так называемая паровая конверсия угля. Процесс проводят, пропуская водяной пар через раскаленный уголь. При этом протекает следующая реакция:

При высокой температуре углерод способен восстанавливать даже такое инертное соединение как диоксид кремния. При этом в зависимости от условия возможно образование кремния или карбида кремния (карборунда):

2С + SiO2 = Si + 2CO↑3С + SiO2 = SiС + 2CO↑

Также углерод как восстановитель реагирует с кислотами окислителями, в частности, концентрированными серной и азотной кислотами:

Окислительные свойства углерода

Химический элемент углерод не отличается высокой электроотрицательностью, поэтому образуемые им простые вещества редко проявляют окислительные свойства по отношению к другим неметаллам.

Примером таких реакций является взаимодействие аморфного углерода с водородом при нагревании в присутствии катализатора:

а также с кремнием при температуре 1200-1300 оС:

C + Si = SiC

Окислительные свойства углерод проявляет по отношению к металлам. Углерод способен реагировать с активными металлами и некоторыми металлами средней активности. Реакции протекают при нагревании:

2C + Ca = CaC23С + 4Al = Al4C3

Карбиды активных металлов гидролизуются водой:

а также растворами кислот-неокислителей:

При этом образуются углеводороды, содержащие углерод в той же степени окисления, что и в исходном карбиде.

Химические свойства кремния

Кремний может существовать, как и углерод в кристаллическом и аморфном состоянии и, также, как и в случае углерода, аморфный кремний существенно более химически активен, чем кристаллический.

Иногда аморфный и кристаллический кремний, называют его аллотропными модификациями, что, строго говоря, не совсем верно. Аморфный кремний представляет собой по сути конгломерат беспорядочно расположенных друг относительно друга мельчайших частиц кристаллического кремния.

Взаимодействие кремния с простыми веществами
неметаллами

При обычных условиях кремний ввиду своей инертности реагирует только со фтором:

Si + 2F2 = SiF4

С хлором, бромом и йодом кремний реагирует только при нагревании. При этом характерно, что в зависимости от активности галогена, требуется и соответственно различная температура:

Так с хлором реакция протекает при 340-420 оС:

Si + 2Cl2 = SiCl4 хлорид кремния (IV)

С бромом – 620-700 оС:

Si + 2Br2 = SiBr4 бромид кремния (IV)

С йодом – 750-810 оС:

Si + 2I2 = SiI4 йодид кремния (IV)

Все галогениды кремния легко гидролизуются водой:

а также растворами щелочей:

Реакция кремния с кислородом протекает, однако требует очень сильного нагревания (1200-1300оС) ввиду того, что прочная оксидная пленка затрудняет взаимодействие:

Si + O2 = SiO2

При температуре 1200-1500 оС кремний медленно взаимодействует с углеродом в виде графита с образованием карборунда SiC – вещества с атомной кристаллической решеткой подобной алмазу и почти не уступающего ему в прочности:

Si + С = SiС

С водородом кремний не реагирует.

металлами

Ввиду своей низкой электроотрицательности кремний может проявлять окислительные свойства лишь по отношению к металлам. Из металлов кремний реагирует с активными (щелочными и щелочноземельными), а также многими металлами средней активности. В результате такого взаимодействия образуются силициды:

2Mg + Si = Mg2Si

Силициды активных металлов легко гидролизуются водой или разбавленными растворами кислот-неокислителей:

При этом образуется газ силан Sih5 – аналог метана Ch5.

Взаимодействие кремния со сложными веществами

С водой кремний не реагирует даже при кипячении, однако аморфный кремний взаимодействует с перегретым водяным паром при температуре около 400-500оС. При этом образуется водород и диоксид кремния:

Из всех кислот кремний (в аморфном состоянии) реагирует только с концентрированной плавиковой кислотой:

Кремний растворяется в концентрированных растворах щелочей. Реакция сопровождается выделением водорода:

scienceforyou.ru

Общая характеристика неметаллов » HimEge.ru

неметаллыХимических элементов-неметаллов всего 16, но два из них, кислород и кремний составляют 76 % от массы земной коры. Неметаллы составляют 98,5 % от массы растений и 97,6 % от массы человека. Из углерода, водорода, кислорода, серы, фосфора и азота состоят все важнейшие органические вещества, они являются элементами жизни. Водород и гелий – основные элементы Вселенной из них состоят все космические объекты, включая наше Солнце.

Неметаллы – это химические элементы, атомы которых принимают электроны для завершения внешнего энергетического уровня, образуя при этом отрицательно заряженные ионы. Практически все неметаллы имеют сравнительно малые радиусы и большое число электронов на внешнем энергетическом уровне от 4 до 7, для них характерны высокие значения электроотрицательности и окислительные свойства.

неметаллы, диагональ от бора к астатуB-AtЕсли в Периодической системе провести диагональ от бериллия к астату, то справа вверх по диагонали будут находиться элементы-неметаллы, а слева снизу – металлы, к ним же относятся элементы всех побочных подгрупп, лантаноиды и актиноиды. Элементы, расположенные вблизи диагонали, например, бериллий, алюминий, титан, германий, сурьма, обладают двойственным характером и относятся к металлоидам. Элементы 18 группы – инертные газы, имеют полностью завершенный внешний электронный слой, их иногда относят к неметаллам, но формально, по физическим признакам.

Электронные конфигурации валентных электронов элементов-неметаллов приведены в таблице:

1s1

2s22p1

ns2np2

ns2np3

ns2np4

ns2np5

H

B

C

N

O

F

Si

P

S

Cl

As

Se

Br

Te

I

At

Закономерности в изменении свойств элементов-неметаллов

В периоде с ростом заряда ядра (слева направо):

  • радиус атома уменьшается,
  • число электронов на внешнем энергетическом уровне увеличивается,
  • электроотрицательность увеличивается,
  • окислительные свойства усиливаются,
  • неметаллические свойства усиливаются.

В группе с ростом заряда ядра (сверху вниз):

  • радиус атома увеличивается,
  • число электронов на внешнем энергетическом уровне не изменяется,
  • электроотрицательность уменьшается,
  • окислительные свойства ослабевают,
  • неметаллические свойства ослабевают.

Таким образом, чем правее и выше стоит элемент в Периодической системе, тем ярче выражены его неметаллические свойства.

Неметаллами в главной подгруппе IV группы Периодической системы Д.И. Менделеева являются углерод и кремний. На  внешнем  энергетическом  уровне  этих  элементов  находятся  4 электрона  (ns2 np2).  В  своих  неорганических  соединениях  углерод имеет  степень  окисления  +2  (в  невозбужденном  состоянии)  и  +4  (в возбужденном  состоянии).  В  органических  соединениях  степень окисления углерода может быть любой от –4 до +4.

Для кремния наиболее устойчива степень окисления +4. Углерод и кремний образуют кислотные оксиды общей формулы ЭО2 , а также летучие водородные соединения общей формулы ЭН4 .

Неметаллами в V группе главной подгруппе Периодической системы Д.И. Менделеева являются азот, фосфор, мышьяк. На  внешнем  энергетическом  уровне  этих  элементов  находятся пять электронов: ns2 np3 . Азот в своих соединениях может проявлять степени окисления –3, –2, +1, +2, +3, +4, +5.Для фосфора характерны степени окисления –3, +3, +5. Поскольку атом азота не имеет d-подуровня, он не может быть пятивалентным,  но  способен  образовывать  четвертую  ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму. С  увеличением  порядкового  номера  внутри  подгруппы  увеличиваются  радиусы  атомов  и  ионов,  уменьшается  энергия  ионизации. Происходит ослабление неметаллических свойств и усиление металлических.С кислородом элементы главной подгруппы V группы образуют высшие оксиды состава R2O5 . Все они являются кислотными оксидами. С водородом азот, фосфор и мышьяк образуют летучие газообразные соединения состава ЭН3 .

Неметаллами главной подгруппы VI группы Периодической системы Д.И. Менделеева являются кислород, сера, селен и теллур. Конфигурация  внешнего  электронного  уровня  этих  элементов  ns2 np4 .  В своих  соединениях  они  проявляют  наиболее  характерные  степени окисления –2, +4, +6 (кроме кислорода). С  возрастанием  порядкового  номера  в  пределах  подгруппы уменьшается  энергия  ионизации,  увеличиваются  размеры  атомов  и ионов, ослабляются неметаллические признаки элементов и нарастают металлические. Сера и селен образуют высшие оксиды типа RO3 . Эти соединения являются типичными кислотными оксидами, которым соответствуют сильные кислоты типа h3RO4 . Для неметаллов главной подгруппы VI группы характерны летучие водородные соединения общей формулой h3R. При этом полярность и прочность связи ослабевает от h3O к h3Te. Все водородные соединения, кроме воды, являются газообразными веществами. Водные растворы h3S, h3Se, h3Te являются слабыми кислотами.

Элементы VII группы главной подгруппы — фтор, хлор, бром, иод являются типичными неметаллами. Групповое название этих элементов — галогены от греческого halos — соль и genes — рождающий. Конфигурация  внешнего  электронного  уровня  этих  галогенов ns2 np5 . Наиболее характерная степень окисления галогенов –1. Кроме того, хлор, бром и иод могут проявлять степени окисления + 3, + 5, + 7. В  пределах  каждого  периода  галогены  —  наиболее  электроотрицательные элементы. Внутри подгруппы при переходе от фтора к астату происходит увеличение радиуса атома, неметаллические свойства  уменьшаются,  происходит  уменьшение  окислительных  и увеличение восстановительных свойств. Все галогены образуют простые вещества — двухатомные молекулы Hal2 . Фтор — самый электроотрицательный из химических элементов. Во всех своих соединениях имеет степени окисления –1. Высшие оксиды галогенов (кроме фтора) имеют общую формулу R2O7 , являются кислотными  оксидами.  Им  соответствуют  сильные  кислоты  общей формулы HRO4  (R = Cl, Br). Водородные  соединения  галогенов  —  галогеноводороды  имеют общую формулу HHal. Их водные растворы являются кислотами, сила которых возрастает от HF к HI. Для галогенов существует закономерность: каждый предыдущий галоген способен вытеснять последующий из его соединений с металлами и водородом, например: Cl2  + 2KBr = 2KCl  + Br2 .

himege.ru

Подгруппа углерода. Общая характеристика. Углерод и кремний

подгруппа углеродаСегодня разберем урок химии 17 — Подгруппа углерода. Общая характеристика. Углерод и кремний. Физические и химические свойства углерода, кремния и их соединений.

Главную подгруппу элементов четвертой группы периодической системы составляют: углерод (С), кремний (Si), германий (Ge), олово (Sn), свинец (Рb). На внешнем уровне у них по четыре электрона, электронные конфигурации имеют вид: nS2nP2. Они в соединениях проявляют степени окисления от –4 до +4. Сверху вниз в подгруппе металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают. Углерод и кремний являются типичными неметаллами, германий проявляет амфотерные свойства, а олово и свинец являются типичными металлами.

Углерод существует в следующих аллотропных модификациях: алмаз, графит, карбин. В 1990 г. из сажи, образованной при испарении графита в электрической дуге в атмосфере гелия, была выделена новая форма С – фуллерен С60.

Алмаз – самое твердое вещество, найденное в природе. Алмаз  имеет кристаллическое строение тетраэдра, где один атом углерода находится в центре, а в четырех вершинах тоже по атому углерода. Каждый атом углерода связан с четырьмя соседними прочными ковалентными связями. Такое строение обусловливает высокую твердость алмаза. Он не проводит электрический ток.

Графит – кристаллическое вещество серого цвета с металлическим блеском. Графит имеет строение слоистой гексагональной кристаллической решетки. Он проводит электрический ток, мягок, легко измельчается.

Карбин представляет собой линейный полимер с чередующимися простыми и тройными связями, проявляет полупроводниковые свойства.

Химические свойства.

  1. Реакция с кислородом. При окислении в избытке кислорода образуется СО2 (углекислый газ) а в недостатке кислорода – СО (угарный газ): С + О2 → СО2; 2С + О2 → 2СО.
  2. Восстановление металлов из оксидов: 2СuO + C → 2Cu + CO2.
  3. Образование карбидов с металлами: Са + 2С → СаС2.
  4. Реакция с водородом: С + 2Н2 → СН4.
  5. Взаимодействие с концентрированными растворами серной и азотной кислот: С + 2Н2SO4 → CO2 + 2SO2 + 2h3O; 3C + 4HNO3 → 3CO2 + 4NO + 2h3O.
  6. Реакция с водяным паром при высокой температуре с образованием водяного газа: С + Н2О → СО + Н2.

Оксид углерода (II) CO – угарный газ, без цвета и запаха, сильно ядовит. Между атомами углерода и кислорода имеется тройная связь, состоящая из двух ковалентных и одной донорно-акцепторной связи, поэтому его строение изображают:  :С ≡ О:. Оксид углерода восстанавливает металлы из их оксидов: Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2↑. На воздухе горит синим пламенем: 2СО + О2 → 2СО2. С парами воды дает СО2 и Н2: СО + Н2О → СО2 + Н2. С хлором соединяется с образованием очень ядовитого газа фосгена: СО + Сl2 → COCl2.

Оксид углерода (IV) и угольная кислота. Оксид углерода (IV) CO2 – углекислый газ. Представляет собой газ без цвета и запаха, растворимый в воде. Получают по реакциям: СаСО3 → СаО + СО2↑. СаСО3 + 2НСl → CaCl2 + CO2↑.

Химические свойства. Является типичным кислотным оксидом и проявляет все их свойства.

1. Реакция с основными оксидами: СО2 + К2О → К2СО3.

2. Реакция с основаниями: СО2 + NaOH → NaHCO3,

           CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + h3O.

3. C водой дает слабую, неустойчивую угольную кислоту:

 СО2 + Н2О ↔ Н2СО3 ↔ Н+ + НСО—3

Угольная кислота дает два ряда солей: средние (карбонаты, например карбонат кальция СаСО3) и кислые (гидрокарбонаты, например гидрокарбонат кальция Са(НСО3)2).

Карбонат кальция СаСО3 в природе встречается в виде минерала кальцита. Является главной составной частью мела, мрамора, известняка.

Карбонат натрия Na2CO3·10h3O. Используют практически во всех отраслях химического производства. Безводную соль называют кальцинированной содой.

Карбонат калия К2СО3, (поташ) используют в производстве тугоплавкого стекла.

Гидрокарбонат натрия NaHCO3 (питьевая сода) находит применение в производстве пекарского порошка, медицине, кулинарии.

Кремний представляет собой темно-серые блестящие непрозрачные кристаллы; хрупок, тугоплавок. Существует в виде двух аллотропных модификаций: кристаллического и аморфного. Проявляет полупроводниковые свойства и находит применение в производстве полупроводниковых приборов.

Кремний получают восстановлением оксида кремния избытком магния при нагревании: SiO2 + 2Mg → Si  + 2MgО.

Химические свойства.

 Аморфный кремний реагирует с кислородом при нагревании с образованием оксида кремния: Si + O2 → SiO2, а также с галогенами, например: Si + 2Cl2 → SiCl4. При высокой температуре кремний взаимодействует с углеродом с образованием карборунда : Si + C → SiC. С активными металлами кремний реагирует с образованием силицидов: Si + 2Mg → Mg2Si. Взаимодействует с растворами щелочей: Si + 2KOH + Н2О → K2SiO3 + 2h3↑

Оксид кремния SiO2 – твердое тугоплавкое вещество, широко распространено в природе. Встречается в виде двух модификаций – кристаллического и аморфного кварца. Оксид кремния является ангидридом ряда кремниевых кислот, состав которых можно выразить общей формулой: xSiO2·yН2О, где х и у – целые числа. Самой простой из кремниевых кислот является h3SiO3, которую называют просто кремниевой кислотой.

Оксид кремния растворим в плавиковой кислоте: SiO2 + 4 HF → SiF4 + 2h3O

При сплавлении с основными оксидами, основаниями и карбонатами образует силикаты – соли кремниевой кислоты: SiO2 +BaO → BaSiO3 ; SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 + h3O ; SiO2 + CaCO3 → CaSiO3 + CO2↑.

Кремниевая кислота – твердое вещество, нерастворимое в воде. При нагревании разлагается с выделением воды: h3SiO3 → h3O + SiO2. Концентрированные растворы силикатов натрия и калия называют жидким стеклом. Оно используется в строительстве в качестве связующего. Соединения кремния широко используются при производстве стекла, цемента, керамики.

Стекло получают из смеси песка SiO2, соды Na2CO3 и известняка CaCO3, которую нагревают до 1500 °С. При этом протекают реакции:

Na2CO3 + SiO2 = Na2SiO3 + CO2;

CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 +CO2.

Затем силикаты натрия и калия сплавляют с песком и получают стекло Na2O·CaO·6SiO2.

Если же вместо соды брать поташ К2CO3, то образуется тугоплавкое стекло К2O·CaO·6SiO2.

Чтобы придать стеклу нужную окраску, в него добавляют соответствующие оксиды металлов: оксиды железа придают стеклу зеленый цвет, кобальта – синий, меди – голубой, серебра – желтый и т.д. Если в состав стекла входит оксид свинца, то получают хрусталь – ценное стекло, обладающее большой лучепреломляющей способностью. Хрусталь хорошо шлифуется, после чего приобретает сильный блеск.

Цемент получают из известняка и глины. При этом используют и мергель. Эту смесь обжигают в специальных печах и полученную спекшуюся массу размалывают. Он широко используется в строительстве как вяжущий материал, который при смешивании с водой затвердевает. Условно различают два типа цемента по принципу их «свертывания» — обычный цемент и портландский цемент. Процесс «схватывания» обычного цемента, состоящего из силиката кальция, происходит вследствие образования карбоната кальция за счет углекислого газа воздуха:

CaO·SiO2 + CO2 + h3O = CaCO3 + h3SiO3.

При «схватывании» портландского цемента углекислота не участвует в процессе, а происходит гидролиз силикатов с последующим образованием нерастворимых кристаллогидратов:

Ca3SiO5 + h3O = Ca2SiO4 + Ca(OH)2;

Ca2SiO4 + 4h3O = Ca2SiO4·4h3O.

Это был урок химии 17 — Подгруппа углерода. Общая характеристика. Углерод и кремний. Физические и химические свойства углерода, кремния и их соединений.

Расскажите об этой статье друзьям:

Friend me:

к нашему сайту.

sovety-tut.ru

Общая характеристика. Свойства - HimHelp.ru

В подгруппу углерода входят углерод, кремний, германий, олово и свинец. Это р—элементы IV группы периодической системы Д.И. Менделеева. Их атомы на внешнем уровне содержат по четыре электрона ns2np2, чем объясняется сходство их химических свойств.

Электронное строение внешних уровней атомов первых двух элементов подгруппы можно представить так

 

В невозбужденном состоянии их атомы имеют по 2 неспаренных электрона. Поскольку атомы всей подгруппы имеют на внешнем уровне свободные орбитали, то при переходе в возбужденное состояние распа­ривают электроны s—подуровней (показано пунктирными стрелками).

В соединениях элементы подгруппы углерода проявляют степень окисления +4 и -4, а также +2, причем последняя с увеличением заряда ядра становится более характерной. Для углерода, кремния и германия наиболее типична степень окисления +4, для свинца +2. Степень окисления -4 в последовательности C – Pb становится все менее характерной.

 Свойства элементов подгруппы углерода

Свойства 

С 

Si

Ge 

Sn 

Pb 

1. Порядковый номер 

6

14 

32 

50 

82 

2. Валентные электроны 

2s22p2 

3s23р2 

4s24р2 

5s25р2 

6s26р2  

3. Энергия ионизации атома, эВ

11,3 

8,2 

7,9 

7,3 

7,4 

4. Относительная электроотрицательность 

2,50 

1,74 

2,02 

1,72 

1,55 

5. Степень окисления в соединениях

+4, +2, 

-4

+4, +2,

-4 

+4, -4 

+4, +2,

-4 

+4, +2,

-4 

6. Радиус атома, нм 

0,077 

0,134 

0,139 

0,158 

0,175 

Элементы подгруппы углерода образуют оксиды общей формулы RO2 и RO, а водородные соединения — формулы RН4. Гидраты высших оксидов углерода и кремния обладают кислотными свойствами, гидраты остальных элементов амфотерны, причем кислотные свойства сильнее выражены у гидратов германия, а основные — у гидратов свин­ца. От углерода к свинцу уменьшается прочность водородных соединений RН4: СН4 — прочное вещество, а Pbh5 в свободном виде не выделено. В подгруппе с ростом порядкового номера уменьшается энергия ионизации атома и увеличивается атомный радиус, т. е. неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются.

Химические свойства углерода и кремния. Графит и кремний — типичные восстановители . При нагревании с избытком воздуха графит (именно этот аллотроп наибо­лее доступен) и кремний образуют диоксиды:

С + О2 = СО2,

Si + О2 = SiO2,

при недостатке кислорода можно получить монооксиды CO или SiO:

2С + О2 = 2СО,

2Si + O2 = 2SiO,

которые образуются также при нагревании простых веществ с их диоксидами:

 С + СО2 = 2СО,

 Si + SiO2 = 2SiO. 

Уже при обычной температуре углерод и кремний реагируют со фтором, образуя тетрафториды СF4 и SiF4, при нагревании — с хлором, давая СCl4 и SiCl4. При более сильном нагревании углерод и кремний реагируют с серой и азотом:

4С + S8 = 4СS2,

2С + N2 = С2N2,

4Si + S8 = 4SiS2

и даже между собой, образуя карборунд — вещество, по твердости близкое к алмазу:

Si + С = SiC.

Обычные кислоты на углерод и кремний не действуют, тогда как концентрированные Н2SО4и НNО3 окисляют углерод:

С + 2Н2SО4 = СО2↑+ 2SО2↑ + 2Н2О, 

3С + 4НNO3 = 3СО2↑ + 4NO↑ +2Н2О.

Кремний растворяется в смеси концентрированных азотной и плавиковой кислот:

 3Si + 4НNО3 + 12НF = 3SiF4↑ + 4NO↑ +8Н2О. 

Кроме того, кремний растворяется в водных растворах щелочей:

Si + 2NaОН + Н2О = Na2SiO3 + Н2↑.

Графит часто используют для восстановления малоактивных металлов из их оксидов:

СuО + С = Сu + СО↑.

При нагревании же с оксидами активных металлов углерод и кремний диспропорционируют, образуя карбиды

СаО + 3С = СаС2 + СО↑,

2Аl2О3 + 9С = Аl4С3 + 6СО↑ 

или силициды

2МgО + 3Si = Мg2Si + 2SiO.

Активные металлы — более сильные восстановители, чем углерод или кремний, поэтому последние при непосредственном взаимодействии с ними выступают в качестве окислителей

 Са + 2С = СаС2,

 2Mg + Si = Мg2Si. 

www.himhelp.ru

Металлические и неметаллические свойства простых веществ

Металлические и неметаллические свойства простых веществ

У атомов металлов малых периодов (I—III) на внешнем электронном слое находится от 1 до 3 электронов, а у атомов неметаллов — от 4 до 8. Исключение составляют атомы водорода — 1 электрон и бора — 3 электрона.

Зная характер изменения радиусов атомов по группам и периодам, а также их электронную структуру, можно объяснить причину изменения металлических и неметаллических свойств атомов элементов, точнее, их простых веществ.

Проявление металлических свойств определяется, прежде всего, способностью атомов данного элемента отдавать электроны с внешнего электронного слоя. Именно наличием у металлов свободных электронов обусловлена их высокая электропроводность.

И наоборот, способность атомов данного элемента присоединять электроны определяет неметаллические свойства его простого вещества.

Усиление металлических свойств щелочных металлов с возрастанием атомного номера элемента связано прежде всего с увеличением радиусов их атомов, т. е. с ростом числа электронных слоев. Электрон на внешнем электронном слое у этих атомов все слабее связан с ядром, поэтому легче отрывается. Одновременно усиливаются основные свойства оксидов и гидроксидов этих элементов, поскольку они определяются металлическими свойствами.

В противоположность этому неметаллические свойства элементов группы галогенов ослабевают с увеличением зарядов ядер их атомов, так как растет число электронных слоев. Внешний слой находится все дальше от ядра, поэтому электроны, находящиеся на этом слое, слабее связаны с ядром. Кислотные свойства у оксидов и гидроксидов этих элементов также ослабляются.

Таким образом, в главных группах (группах А) периодической системы с ростом зарядов ядер атомов химических элементов усиливаются металлические свойства их простых веществ и, соответственно, ослабевают неметаллические. Это особенно наглядно проявляется в группе IVA. В ней свойства простых веществ химических элементов изменяются от неметаллических (у углерода и кремния) к металлическим (у олова и свинца).

Закономерности изменения различных характеристик химических элементов в малых периодах и главных группах периодической системы на примере IVA-группы показаны в таблице ниже.

Номер периодаСимвол элементаЗаряд ядра атомаЧисло электронных слоевЧисло электронов на внешнем слоеВалентность в высших оксидах
1
2C6+24IV
3Si14+34IV
4Ge32+44IV
5Sn50+54IV
6Pb82+64IV

В малых периодах с ростом зарядов ядер атомов увеличивается и число электронов на внешнем слое. Они сильнее притягиваются к ядру, поэтому атомам все труднее отдавать электроны и легче присоединять их. По этой причине в периоде у атомов химических элементов ослабевают металлические и усиливаются неметаллические свойства. Аналогично в периоде с ростом зарядов ядер атомов свойства оксидов и гидроксидов изменяются от основных к кислотным. Вам необходимо включить JavaScript, чтобы проголосовать

abouthist.net