Общая характеристика неметаллов главной подгруппы 4 группы. Элементы IV группы периодической системы Общая характеристика. Общая характеристика подгруппы

Общая характеристика элементов IV группы, главной подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева

К элементам главной подгруппы IV группы относятся углерод, кремний, германий, олово, свинœец. Металлические свойства усиливаются, неметаллические - уменьшаются. На внешнем слое – 4 электрона.

Химические свойства (на базе углерода)

· Взаимодействуют с металлами

4Al+3C = Al 4 C 3 (реакция идет при высокой температуре)

· Взаимодействуют с неметаллами

2Н 2 +C = CН 4

· Взаимодействуют с кислородом

· Взаимодействуют с водой

C+H 2 O = CO+H 2

· Взаимодействуют с оксидами

2Fe 2 O 3 +3C = 3CO 2 +4Fe

· Взаимодействуют с кислотами

3C+4HNO 3 = 3CO 2 +4NO+2H 2 O

Углерод. Характеристика углерода, исходя из его положения в периодической системе, аллотропия углерода, адсорбция, распространение в природе, получение, свойства. Важнейшие соединœения углерода

Углеро́д (химический символ - C, лат. Carboneum) - химический элемент четырнадцатой группы (по устаревшей классификации - главной подгруппы четвёртой группы), 2-го периода периодической системы химических элементов. порядковый номер 6, атомная масса - 12,0107. Углерод существует во множестве аллотропных модификаций с очень разнообразными физическими свойствами. Разнообразие модификаций обусловлено способностью углерода образовывать химические связи разного типа.

Природный углерод состоит из двух стабильных изотопов - 12С (98,93 %) и 13С (1,07 %) и одного радиоактивного изотопа 14С (β-излучатель, Т½= 5730 лет), сосредоточенного в атмосфере и верхней части земной коры.

Основные и хорошо изученные аллотропные модификации углерода - алмаз и графит. При нормальных условиях термодинамически устойчив только графит, а алмаз и другие формы метастабильны. Жидкий углерод существует только при определœенном внешнем давлении.

При давлении свыше 60 ГПа предполагают образование весьма плотной модификации С III (плотность на 15-20 % выше плотности алмаза), имеющей металлическую проводимость.

Кристаллическая модификация углерода гексагональной сингонии с цепочечным строением молекул принято называть карбин. Известно несколько форм карбина, отличающихся числом атомов в элементарной ячейке.

Карбин представляет собой мелкокристаллический порошок чёрного цвета (плотность 1,9-2 г/см³), обладает полупроводниковыми свойствами. Получен в искусственных условиях из длинных цепочек атомов углерода, уложенных параллельно друг другу.

Карбин - линœейный полимер углерода. В молекуле карбина атомы углерода соединœены в цепочки поочередно либо тройными и одинарными связями (полиеновое строение), либо постоянно двойными связями (поликумуленовое строение). Карбин обладает полупроводниковыми свойствами, причём под воздействием света его проводимость сильно увеличивается. На этом свойстве основано первое практическое применение - в фотоэлементах.

Графен (англ. graphene) - двумерная аллотропная модификация углерода, образованная слоем атомов углерода толщиной в один атом, соединœенных посредством sp² связей в гексагональную двумерную кристаллическую решётку.

При обычных температурах углерод химически инœертен, при достаточно высоких температурах соединяется со многими элементами, проявляет сильные восстановительные свойства. Химическая активность разных форм углерода убывает в ряду: аморфный углерод, графит, алмаз, на воздухе они воспламеняются при температурах соответственно выше 300-500 °C, 600-700 °C и 850-1000 °C.

Продуктами горения углерода являются CO и CO2 (монооксид углерода и диоксид углерода соответственно). Известен также неустойчивый недооксид углерода С3О2(температура плавления −111 °C, температура кипения 7 °C) и некоторые другие оксиды (к примеру C12O9, C5O2, C12O12). Графит и аморфный углерод начинают реагировать с водородом при температуре 1200 °C, с фтором при 900 °C.

Углекислый газ реагирует с водой, образуя слабую угольную кислоту - H2CO3, которая образует соли - карбонаты. На Земле наиболее широко распространены карбонаты кальция (минœеральные формы - мел, мрамор, кальцит, известняк и др.) и магния (минœеральная форма доломит).

Графит с галогенами, щелочными металлами и др.
Размещено на реф.рф
веществами образует соединœения включения. При пропускании электрического разряда между угольными электродами в атмосфере азота образуется циан. При высоких температурах взаимодействием углерода со смесью Н2 и N2 получают синильную кислоту:

При реакции углерода с серой получается сероуглерод CS2, известны также CS и C3S2. С большинством металлов углерод образует карбиды, к примеру:

Важна в промышленности реакция углерода с водяным паром:

При нагревании углерод восстанавливает оксиды металлов до металлов. Данное свойство широко используется в металлургической промышленности.

Графит используется в карандашной промышленности, но в смеси с глиной, для уменьшения его мягкости. Алмаз, благодаря исключительной твердости, незаменимый абразивный материал. В фармакологии и медицинœе широко используются различные соединœения углерода - производные угольной кислоты и карбоновых кислот, различные гетероциклы,полимеры и другие соединœения. Углерод играет огромную роль в жизни человека. Его применения столь же разнообразны, как сам данный многоликий элемент. В частности углерод является неотъемлемой составляющей стали (до 2,14 % масс.) и чугуна (более 2,14 % масс.)

Углерод входит в состав атмосферных аэрозолей, благодаря чему может изменяться региональный климат, уменьшаться количество солнечных дней. Углерод поступает в окружающую среду в виде сажи в составе выхлопных газов автотранспорта͵ при сжигании угля на ТЭС, при открытых выработках угля, подземной его газификации, получении угольных концентратов и др.
Размещено на реф.рф
Концентрация углерода над источниками горения 100-400 мкг/м³, крупными городами 2,4-15,9 мкг/м³, сельскими районами 0,5 - 0,8 мкг/м³. С газоаэрозольными выбросами АЭС в атмосферу поступает (6-15)·109 Бк/сут 14СО2.

Высокое содержание углерода в атмосферных аэрозолях ведет к повышению заболеваемости населœения, особенно верхних дыхательных путей и легких. Профессиональные заболевания - в основном антракоз и пылевой бронхит. В воздухе рабочей зоны ПДК, мг/м³: алмаз 8,0, антрацит и кокс 6,0, каменный уголь 10,0, технический углерод и углеродная пыль 4,0; в атмосферном воздухе максимальная разовая 0,15, среднесуточная 0,05 мг/м³.

Важнейшие соединœения. Оксид углерода (II) (угарный газ) CO. В обычных условиях - бесцветный без запаха и вкуса очень ядовитый газ. Ядовитость объясняется тем, что она легко соединяется с гемоглобином крови Оксид углерода (IV) CO2. При обычных условиях - бесцветный газ со слегка кисловатым запахом и вкусом, в полтора раза тяжелœее воздуха, не горит и не поддерживает горения. Угольная кислота H2CO3. Слабая кислота. Молекулы угольной кислоты существуют только в растворе. Фосген COCl2. Бесцветный газ с характерным запахом, tкип=8оС, tпл=-118оС. Очень ядовит. Мало растворим в воде. Реакционноспособен. Используется в органических синтезах.

Общая характеристика элементов IV группы, главной подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева - понятие и виды. Классификация и особенности категории "Общая характеристика элементов IV группы, главной подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева" 2017, 2018.

- Французская готическая скульптура. XIII-XIV вв.

Начала французской готической скульптуры были заложены в Сен-Дени. Три портала западного фасада знаменитой церкви заполняли скульптурные изображения, в которых впервые проявилось стремление к строго продуманной иконографической программе, возникло желание... .

- ТЕМА ЛЕКЦИИ: ГРАДОСТРОИТЕЛЬСТВО ИТАЛИИ, ФРАНЦИИ, ГЕРМАНИИ, АНГЛИИ В X – XIV ВВ.

Новые города в период раннего средневековья практически не строились. Постоянные войны вызывали необходимость сооружать укрепленные поселения, особенно в пограничных районах. Центром раннесредневековой материальной и духовной культуры были монастыри. Они строились... .

- Одежда в готический период XII-XIV

ОБЪЕМНО-ПЛАНИРОВОЧНЫЕ РЕШЕНИЯ Общее решение зданий и комплексов В состав высшего учебного заведения в соответствии с ихархитектурно-планировочной структурой входят следующие подразделения: общеинститутские и факультетские кафедры с кабинетами и лабораториями; ...

На рис. 15.4 показано расположение в периодической таблице пяти элементов IV группы. Подобно элементам III группы, они принадлежат, к числу p-элементов. Атомы всех элементов IV группы имеют однотипную электронную конфигурацию внешней оболочки: . В табл. 15.4 указаны конкретная электронная конфигурация атомов и некоторые свойства элементов IV группы. Эти и другие физические и химические свойства элементов IV группы связаны с их строением, а именно: углерод (в форме алмаза), кремний и германий имеют каркасную кристаллическую алмазоподобную структуру (см. разд. 3.2); олово и свинец имеют металлическую структуру (гранецентрированную кубическую, см. также разд. 3.2).

Рис. 15.4. Положение элементов IV группы в периодической системе.

При перемещении вниз по группе происходит возрастание атомного радиуса элементов и ослабление связи между атомами. Из-за последовательно усиливающейся делокализации электронов внешних атомных оболочек в этом же направлении пррисходит и возрастание электропроводности элементов IV группы. Их свойства

Таблица 15.4. Электронные конфигурации и физические свойства элементов IV группы

постепенно изменяются от неметаллических к металлическим: углерод - неметаллический элемент и в форме алмаза является изолятором (диэлектриком); кремний и германий - полупроводники; олово и свинец - металлы и хорошие проводники.

Из-за возрастания размера атомов при переходе от элементов верхней части группы к элементам ее нижней части происходит последовательное ослабление связи между атомами и, соответственно этому, уменьшение температуры плавления и температуры кипения, а также твердости элементов.

Аллотропия

Кремний, германий и свинец существуют каждый лишь в одной структурной форме. Однако углерод и олово существуют в нескольких структурных формах. Различные структурные формы одного элемента называются аллотропами (см. разд. 3.2).

Углерод имеет два аллотропа: алмаз и графит. Их структура описана в разд. 3.2. Аллотропия углерода - пример монотропии, для которой характерны следующие особенности: 1) аллотропы могут существовать в определенном интервале температур и давлений (например, как алмаз, так и графит существуют при комнатной температуре и атмосферном давлении); 2) не существует температуры перехода, при которой один аллотроп превращается в другой; 3) один аллотроп более устойчив, чем другой. Например, графит обладает большей устойчивостью, чем алмаз. Менее устойчивые формы называются метастабилъными. Следовательно, алмаз представляет собой метастабильный аллотроп (или монотроп) углерода.

Углерод может еще существовать в других формах, к которым относятся древесный уголь, кокс и газовая сажа. Все они являются неочищенными формами углерода. Иногда их называют аморфными формами, а раньше считали, что они представляют собой третью аллотропную форму углерода. Термин аморфный означает бесформенный. В настоящее время установлено, что «аморфный» углерод-это не что иное, как микрокристаллический графит.

Олово существует в трех аллотропных формах. Они называются: серое олово (а-олово), белое олово (Р-олово) и ромбическое олово (у-олово). Аллотропия такого типа, как у олова, называется энантиотропией. Она характеризуется следующими особенностями: 1) превращение одного аллотропа в другой происходит при определенной температуре, называемой температурой перехода; например

Структура влмаза Металлическая (полупроводник) структура 2) каждый аллотроп устойчив только в определенном интервале температур.

Реакционная способность элементов IV группы

Реакционная способность элементов IV группы в целом возрастает при перемещении к нижней части группы, от углерода к свинцу. В электрохимическом ряду напряжений только олово и свинец расположены выше водорода (см. разд. 10.3). Свинец очень медленно реагирует с разбавленными кислотами, высвобождая водород. Реакция между оловом и разбавленными кислотами протекает с умеренной скоростью.

Углерод окисляется орячими концентрированными кислотами, например концентрированной азотной кислотой и концентрированной серной кислотой.

Строение электронной оболочки: …ns 2 np 2 .

УГЛЕРОД и его соединения

Встречается в почве (карбонаты), в воздухе (углекислый газ), основа живой и растительной жизни.

Физические свойства

Аллотропен: а)алмаз (sp 3 – гибридизация, тетраэдр) – самый твердый, не проводит электрический ток;

б)графит (sp 2 – гибридизация, гексагональное строение) – легко расслаивается, проводит электрический ток;

в)карбин (sp – гибридизация, линейное строение) – полупроводник;

г)угли (рентгеноаморфны) – кокс, древесный и костяной уголь, сажа.

Химические свойства углерода и его соединений.

1)Реакции с простыми веществами:

С + О 2 = СО (СО 2)

С + Н 2 = СН 4

С + 2CI 2 = СCI 4

2)Реакции со сложными веществами (при повышенной при t o):

а) С + Н 2 О = СО + H 2 ,

б) С + СО 2 = 2СО,

в) С + FeO = Fe + CO,

г) С + H 2 SO 4(конц.) ® H 2 СO 3 (или СO 2) + SO 2

С + HNO 3(конц.) ® H 2 СO 3 (или СO 2) + NO (или NO 2)

Степень окисления +2

СО – закись углерода, «угарный газ» - бесцветный ядовитый газ, без запаха.

Получение оксида углерода (П):

а) СО 2 + С = 2СО (неполное выгорание каменного угля),

б)разложение муравьиной кислоты в присутствие H 2 SO 4(конц.) :

НСООН ® СО + H 2 О

Химические свойства оксида углерода (П):

1)Сильный восстановитель:

а)восстанавливает металлы из оксидов: Fe 3 O 4 + 4CO = 3Fe + 4СO 2 ,

б)СО + СI 2 = СOCI 2 – фосген (ядовит),

в)2СО + СО 2 = 2СО 2 .

2)Участвует в органическом синтезе, например СО + 2Н 2 ® СН 3 ОН.

3)Ядовит, т.к. при неполном сгорании угля может быть «угар»: соединяется с гемоглобином крови, составляя конкуренцию кислороду, и в виде карбоксигемоглобина по артериальному руслу движется ко всем клеткам организма.

Степень окисления +4

1)СО 2 – угольный ангидрид, «углекислый газ» - бесцветный тяжелый газ, не поддерживает горения. Твердый оксид (t o пл. = -56,5 о С) называют часто «сухой лед», т.к. при его таяние нет следов влаги.

Получение углекислого газа:

а)в лаборатории: СаСО 3 + 2НСI = СаСI 2 + Н 2 СО 3 (СО 2 + H 2 О),

б)в промышленности термическим разложением известняка:

СаСО 3 ® СаО + СО 2

2)Н 2 СО 3 – слабая, неустойчивая угольная кислота:

К 1 = 4,5 . 10 -7 ; К 2 = 4,7 . 10 -11

3)Соли угольной кислоты (карбонаты и гидрокарбонаты):

а)кислые соли растворимы лучше средних,

б)соли хорошо гидролизуются: СО 3 2- + НОН « НСО 3 - + ОН - ,

в)при прокаливании соли разлагаются:

MgСО 3 ® MgО + СО 2 ,

2NaНСО 3 ® Na 2 СО 3 + СО 2 + H 2 О,

4)CS 2 – сероуглерод, летучая ядовитая бесцветная жидкость, растворитель:

CS 2 + 3О 2 = СО 2 + 2SО 2

CS 2 + 2 H 2 О = СО 2 + 2 H 2 S

5) Н 2 CS 3 – тиоугольная кислота (слабая), маслянистая жидкость, разлагается водой: Н 2 CS 3 + H 2 О = Н 2 CО 3 + H 2 S

6) Cульфидокарбонаты (тиокарбонаты) – похожи на карбонаты;

а)их можно получить: К 2 S + CS 2 = К 2 CS 3

б)подобно карбонатам, тиокарбонаты разлагаются кислотами:

К 2 CS 3 + 2НСI = Н 2 CS 3 + 2КСI

1) (CN) 2 –дициан NºC-CºN – ядовитый газ, получают при термическом разложении цианидов: Hg(CN) 2 ® Hg + (CN) 2

Похож на галоген: а) Н 2 + (CN) 2 = 2HCN (синильная кислота) – яд;

б)диспропорционирует (CN) 2 + 2NaOH = 2NaCN + 2NaCNO.

2)HCN –синильная кислота и ее соли цианиды (ядовиты, смертельная доза 0,05г); кислота слабая, дает средние и комплексные соли:

а) 3KCN (яд) + Fe(CN) 3 ® K 3 (не ядовита) ,

б) 2KCN + О 2 = 2KCNO (цианат K-O-CºN),

в) NaCN + S = NaCNS (тиоцианат Na-S-CºN).

3)Тиоцианаты (роданиды) – соли сильной тиоциановой (родановой) кислоты НCNS; хорошо растворимы, легко образуют комплексы:

3KCNS + Fe(CNS) 3 ® K 3 .

4)CO(NH 2) - мочевина (карбамид).

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ПОДГРУППЫ

6 С, 14 Si, 32 Ge, 50 Sn, 82 Pb. Для них характерна аллотропия и поэтому нельзя однозначно говорить о физических свойствах какого-либо элемента. По подгруппе сверху вниз закономерно возрастают металлические свойства и это согласуется со значениями степеней окисления, проявляемыми элементами в соединениях:

Химические свойства

1. С простыми веществами дают бинарные соединения, которые по-разному взаимодействуют с водой:

С + О 2 = СО 2 ; СО 2 + H 2 O Û Н 2 СО 3 ;

Si + 2F 2 = SiF 4 ; ;

Ge + 2Cl 2 = GeCl 4 ; .

(GeO 2 × H 2 O)

2. С кислотами взаимодействуют по-разному, в зависимости от преобладания неметаллической или металлической природы:

а) С + 2Н 2 SO 4 конц. = CO 2 ­ + 2SO 2 ­ + 2H 2 O;

б) Sn + 4HNO 3 конц. = H 2 SnO 3 + 4NO 2 ­ + H 2 O;

в) Pb + 2HCl = PbCl 2 + H 2 ­ .

3. Реакции со щелочами также идут по-разному:

4. Соли этих элементов гидролизуются, причём характер гидролиза закономерно меняется по подгруппе соответствующих элементов:

а) SnCl 4 + 3H 2 O = H 2 SnO 3 ¯ + 4HCl;

(SnO 2 × H 2 O)

б) SnCl 2 + H 2 O Û SnOHCl + HCl;

в) Pb(NO 3) 2 + H 2 O Û PbOHNO 3 + HNO 3 .

5. У оксидов и гидроксидов этих элементов в зависимости от степени окисления соответственно меняются кислотные и основные свойства:

а) С +4 и Si +4 образуют слабые неустойчивые кислоты;

б) Для соединений элементов подгруппы германия со с.о. (+2) по ряду можно установить следующую закономерность: они амфотерны, основные свойства растут с увеличением порядкового номера. То же самое можно сказать и о гидроксидах.

в) У соединений элементов подгруппы германия со степенью окисления (+4) по ряду: сохраняется амфотерность, причем кислотные свойства растут с уменьшением порядкового номера элемента. Образуют соли: мета – (германаты, станнаты, плюмбаты) Ме 2 ЭО 3 и орто - Ме 4 ЭО 4 .

6. Элементы образуют комплексные соединения, проявляя значения к.ч. = 4 (для Э +2) и к.ч. = 6 (для Э +4):

SiF 4 + 2NaF ® Na 2 ;

Sn(OH) 4 + 2NaOH ® Na 2 ;

PbJ 2 + 2KJ ® K 2 .

7. В окислительно-восстановительных реакциях элементы и их соединения проявляют двойственность:

а) Э 0 – прежде всего восстановитель :

С + 2Cl 2 = CCl 4 ;

Sn + O 2 = SnO 2 .

б) Э +2 – восстановители :

CO + Cl 2 = COCl 2 ;

SnCl 2 + 2FeCl 3 = SnCl 4 + 2FeCl 2 ,

но могут быть и окислителями:

PbCI 2 + Mg = Pb + MgCI 2

в) Э +4 – окислители (особенно активно Pb +4 ® Pb +2):

PbO 2 + H 2 O 2 = Pb(OH) 2 + O 2 ­ .

Металлические свойства усиливаются, неметаллические - уменьшаются. На внешнем слое - 4 электрона.

Химические свойства (на основе углерода)

Взаимодействуют с металлами:

4Al + 3C = Al 4 C 3 (реакция идсет при высокой температуре)

Взаимодействуют с неметаллами:

2Н 2 + C = CН 4

Взаимодействуют с водой:

C + H 2 O = CO + H 2

2Fe 2 O 3 + 3C = 3CO 2 + 4Fe

Взаимодействуют с кислотами:

3C + 4HNO 3 = 3CO 2 + 4NO + 2H 2 O

Углерод. Характеристика углерода, исходя из его положения в периодической системе, аллотропия углерода, адсорбция, распространение в природе, получение, свойства. Важнейшие соединения углерода

Углерод (химический символ — C, лат. Carboneum) — химический элемент четырнадцатой группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы четвёртой группы), 2-го периода периодической системы химических элементов. порядковый номер 6, атомная масса — 12,0107.

Углерод существует во множестве аллотропных модификаций с очень разнообразными физическими свойствами. Разнообразие модификаций обусловлено способностью углерода образовывать химические связи разного типа.

Природный углерод состоит из двух стабильных изотопов — 12С (98,93 %) и 13С (1,07 %) и одного радиоактивного изотопа 14С (β-излучатель, Т½ = 5730 лет), сосредоточенного в атмосфере и верхней части земной коры.

Основные и хорошо изученные аллотропные модификации углерода — алмаз и графит. При нормальных условиях термодинамически устойчив только графит, а алмаз и другие формы метастабильны. Жидкий углерод существует только при определенном внешнем давлении.

При давлении свыше 60 ГПа предполагают образование весьма плотной модификации С III (плотность на 15-20 % выше плотности алмаза), имеющей металлическую проводимость.

Кристаллическая модификация углерода гексагональной сингонии с цепочечным строением молекул называется карбин. Известно несколько форм карбина, отличающихся числом атомов в элементарной ячейке.

Карбин представляет собой мелкокристаллический порошок чёрного цвета (плотность 1,9-2 г/см³), обладает полупроводниковыми свойствами. Получен в искусственных условиях из длинных цепочек атомов углерода, уложенных параллельно друг другу.

Карбин — линейный полимер углерода. В молекуле карбина атомы углерода соединены в цепочки поочередно либо тройными и одинарными связями (полиеновое строение), либо постоянно двойными связями (поликумуленовое строение). Карбин обладает полупроводниковыми свойствами, причём под воздействием света его проводимость сильно увеличивается. На этом свойстве основано первое практическое применение — в фотоэлементах.

При реакции углерода с серой получается сероуглерод CS2, известны также CS и C3S2.

С большинством металлов углерод образует карбиды, например:

Важна в промышленности реакция углерода с водяным паром:

При нагревании углерод восстанавливает оксиды металлов до металлов. Данное свойство широко используется в металлургической промышленности.

Графит используется в карандашной промышленности, но в смеси с глиной, для уменьшения его мягкости. Алмаз, благодаря исключительной твердости, незаменимый абразивный материал. В фармакологии и медицине широко используются различные соединения углерода — производные угольной кислоты и карбоновых кислот, различные гетероциклы,полимеры и другие соединения. Углерод играет огромную роль в жизни человека. Его применения столь же разнообразны, как сам этот многоликий элемент. В частности углерод является неотъемлемой составляющей стали (до 2,14 % масс.) и чугуна (более 2,14 % масс.)

Углерод входит в состав атмосферных аэрозолей, в результате чего может изменяться региональный климат, уменьшаться количество солнечных дней. Углерод поступает в окружающую среду в виде сажи в составе выхлопных газов автотранспорта, при сжигании угля на ТЭС, при открытых разработках угля, подземной его газификации, получении угольных концентратов и др. Концентрация углерода над источниками горения 100-400 мкг/м³, крупными городами 2,4-15,9 мкг/м³, сельскими районами 0,5-0,8 мкг/м³. С газоаэрозольными выбросами АЭС в атмосферу поступает (6-15) · 109 Бк/сут 14СО2.

Высокое содержание углерода в атмосферных аэрозолях ведет к повышению заболеваемости населения, особенно верхних дыхательных путей и легких. Профессиональные заболевания — в основном антракоз и пылевой бронхит. В воздухе рабочей зоны ПДК, мг/м³: алмаз 8,0, антрацит и кокс 6,0, каменный уголь 10,0, технический углерод и углеродная пыль 4,0; в атмосферном воздухе максимальная разовая 0,15, среднесуточная 0,05 мг/м³.

Важнейшие соединения. Оксид углерода (II) (угарный газ) CO. В обычных условиях - бесцветный без запаха и вкуса очень ядовитый газ. Ядовитость объясняется тем, что она легко соединяется с гемоглобином крови.

Оксид углерода (IV) CO2. При обычных условиях - бесцветный газ со слегка кисловатым запахом и вкусом, в полтора раза тяжелее воздуха, не горит и не поддерживает горения.
Угольная кислота H2CO3. Слабая кислота. Молекулы угольной кислоты существуют только в растворе.

Фосген COCl2. Бесцветный газ с характерным запахом, tкип = 8оС, tпл = -118оС. Очень ядовит. Мало растворим в воде. Реакционноспособен. Используется в органических синтезах.

IVА-группу периодической системы элементов Д.И. Менделеева составляют углерод, кремний, германий, олово, свинец. Общая электронная формула валентной оболочки атомов элементов IVА-группы.

Атомы этих элементов имеют по четыре валентных электрона на s- и р-орбиталях внешнего энергетического уровня. В невозбужденном состоянии не спарены два р-электрона. Следовательно, в соединениях эти элементы могут проявлять степень окисления +2. Но в возбужденном состоянии электроны внешнего энергетического уровня приобретают конфигурацию пs1пр3 , и все 4 электрона оказываются неспаренными.

Например, для углерода переход с s-подуровня на р-подуровень можно представить следующим образом.

В соответствии с электронным строением возбужденного состояния элементы IVА-группы могут проявлять в соединениях степень окисления +4. Радиусы атомов элементов IVА-группы закономерно возрастают с увеличением порядкового номера. В этом же направлении закономерно снижается энергия ионизации и электроотрицательность.

При переходе в группе С--Si--Gе--Sn--Рb уменьшается роль неподеленной электронной пары на внешнем s-подуровне при образовании химических связей. Поэтому если для углерода, кремния и германия наиболее характерна степень окисления +4, то для свинца +2.

В живом организме углерод, кремний и германий находятся в степени окисления +4, для олова и свинца характерна степень окисления +2.

В соответствии с возрастанием размеров атомов и падением энергии ионизации при переходе от углерода к свинцу неметаллические свойства ослабевают, так как снижается способность присоединять электроны и увеличивается легкость их отдачи. Действительно, первые два члена группы: углерод и кремний -- типичные неметаллы, германий, олово и свинец -- амфотерные элементы с ярко выраженными металлическими свойствами у последнего.

Усиление металлических признаков в ряду С--Si--Gе--Sn--Рb проявляется и в химических свойствах простых веществ. В обычных условиях элементы С, Si, Gе и Sn устойчивы по отношению к воздуху и воде. Свинец же окисляется на воздухе. В электрохимическом ряду напряжений металлов Gе располагается после водорода, а Sn и Рb непосредственно перед водородом. Поэтому германий не реагирует с кислотами типа НСl и разбавленной Н2SО4.

Электронное строение и размер атома, среднее значение электроотрицательности объясняют прочность связи С--С и склонность атомов углерода к образованию длинных гомоцепей:

Благодаря промежуточному значению электроотрицательности углерод образует малополярные связи с жизненноважными элементами -- водородом, кислородом, азотом, серой и др.

Химические свойства кислородных соединений углерода и кремния. Среди неорганических соединений углерода, кремния и их аналогов для медиков и биологов наибольший интерес представляют кислородные соединения этих элементов.

Углерод (IV) и кремний (IV) оксиды ЭО2 являются кислотными, и соответствующие им гидроксиды Н2ЭО3 -- слабыми кислотами. Соответствующие оксиды и гидроксиды остальных элементов IVА-группы амфотерны.

Диоксид углерода СО2. постоянно образуется в тканях организма в процессе обмена веществ и играет важную роль в регуляции дыхания и кровообращения. Диоксид углерода является физиологическим стимулятором дыхательного центра. Большие концентрации СО2 (свыше 10%) вызывают сильный ацидоз -- снижение рН крови, бурную одышку и паралич дыхательного центра.

Диоксид углерода растворяется в воде. При этом в растворе образуется угольная кислота:

Н2О + СО2 ? Н2СО3

Равновесие смещено влево, поэтому большая часть углерода диоксида находится в виде гидрата СО2 Н2О, а не Н2СО3. Угольная кислота Н2СО3 существует только в растворе. Относится к слабым кислотам.

Как двухосновная кислота, Н2СО3 образует средние и кислые соли: первые называются карбонатами: Nа2СО3, СаСО3 --карбонаты натрия и кальция; вторые -- гидрокарбонатами: NаНСО3, Са(НСО3)2 --гидрокарбонаты натрия и кальция. Все гидрокарбонаты хорошо растворимы в воде; из средних солей растворимы карбонаты щелочных металлов и аммония.

Растворы солей угольной кислоты вследствие гидролиза имеют щелочную реакцию (рН>7), например:

Nа2СО3 + НОН? NаНСО3 + NаОН

СО32- + НОН? НСO3- + ОН-

Водородкарбонатная буферная система (Н2СО3--НСО3-) служит главной буферной системой плазмы крови, обеспечивающей поддержание кислотно-основного гомеостаза, постоянного значения рН крови порядка 7,4.

Так как при гидролизе карбонатов и гидрокарбонатов получается щелочная среда, эти соединения применяют в медицинской практике в качестве антацидных (нейтрализующих кислоты) средств при повышенной кислотности желудочного сока. К ним относятся гидрокарбонат натрия NаНСО3 и карбонат кальция СаСО3:

NаНСО3 + НСl = NaСl + Н2О + СО2

СаСО3 + 2НСl = СаСl2 + Н2О + СО2

В силикатный цемент, содержащий SiO2, добавляется жидкость, которая представляет собой водный раствор ортофосфорной кислоты Н3РО4, частично нейтрализованный оксидом цинка ZnО и гидроксидом алюминия Аl(ОН)3. Процесс «схватывания» силикат-цемента начинается с разложения порошка ортофосфорной кислотой с образованием коллоидных растворов фосфата алюминия и кремниевых кислот переменного состава xSiO2 yН2О:

Аl2О3 + 2Н3РО4 = 2АlРО4 + 3Н2О

хSiO2 + уН3О+ = хSiO2 уН2О + yН+

В процессе приготовления пломб в результате перемешивания происходят химические реакции с образованием фосфатов металлов, например

3СаО + 2Н3РО4 = Са3(РО4)2 + 3Н2О

В воде хорошо растворимы силикаты только щелочных металлов. При действии минеральных кислот на растворы силикатов получают кремниевые кислоты, например метакремниевую Н2SiO3 и ортокремниевую Н4SiO4.

Кремниевые кислоты слабее угольной, они выпадают в осадок при действии СО2 на растворы силикатов. Силикаты сильно гидролизуются. Это является одной из причин разрушения силикатов в природе.

При сплавлении различных смесей силикатов друг с другом или с кремнием диоксидом получаются прозрачные аморфные материалы, называемые стеклами.

Состав стекла может изменяться в широких пределах и зависит от условий получения.

Кварцевое стекло (почти чистый кремнезем) переносит резкие изменения температуры, почти не задерживает ультрафиолетовые лучи. Такое стекло используют для приготовления ртутно-дуговых ламп, которые широко применяют в физиотерапии, а также стерилизации операционных.

Фарфоровые массы, применяемые в ортопедической стоматологии, состоят из кварца SiO2 (15--35%) и алюмосиликатов: полевого шпата Э2О Аl2О3 6SiO2, где Э-- К, Na или Са (60--75%), и каолина Аl2О3 2SiO2 2Н2О (3--10%). Соотношение компонентов может меняться в зависимости от назначения фарфоровой массы.

Полевой шпат К2О Аl2О3 6SiO2 -- основной материал для получения стоматологических фарфоровых масс. При плавлении он превращается в вязкую массу. Чем больше полевого шпата, тем прозрачнее фарфоровая масса после отжига. При отжиге фарфоровых масс полевой шпат, как более легкоплавкий, понижает температуру плавления смеси.

Каолин (белая глина) -- необходимая часть стоматологического фарфора. Добавка каолина уменьшает текучесть фарфоровой массы.

Кварц, входящий в состав стоматологического фарфора, упрочняет керамическое изделие, придает ему большую твердость и химическую стойкость.

Моноксид углерода СО. Из соединений элементов IVА-группы, в которых они проявляют степень окисления +2, интерес для медиков и биологов представляет оксид углерода (II) СО. Это соединение ядовито и чрезвычайно опасно, потому что не имеет запаха.

Оксид углерода (II) -- угарный газ -- продукт неполного окисления углерода. Как это ни парадоксально, одним из источников СО является сам человек, организм которого производит и выделяет во внешнюю среду (с выдыхаемым воздухом) за сутки около 10мл СО. Это так называемый эндогенный оксид углерода (II), который образуется в процессах кроветворения.

Проникая с воздухом в легкие, оксид углерода (II) быстро проходит через альвеолярно-капиллярную мембрану, растворяется в плазме крови, диффундирует в эритроциты и вступает в обратимое химическое взаимодействие как с окисленным НbО2, так и с восстановленным гемоглобином Нb:

НbО2 + СО? НbСО + О2

Нb + СО? НbСО

Образующийся карбонилгемоглобин НbСО не способен присоединять к себе кислород. Вследствие этого становится невозможным перенос кислорода от легких к тканям.

Высокое химическое сродство оксида углерода (II) СО к двухвалентному железу является основной причиной взаимодействия СО с гемоглобином. Можно полагать, что и другие бионеорганические соединения, содержащие ионы Fе2+, должны реагировать с этим ядом.

Так как реакция взаимодействия оксигемоглобина с угарным газом обратима, то повышение в дыхательной среде парциального давления О2 будет ускорять диссоциацию карбонилгемоглобина и выделение СО из организма (равновесие смешается влево по принципу Ле Шателье):

НbО2 + СО? НbСО + О2

В настоящее время имеются лечебные препараты, которые используют в качестве антидотов при отравлении организма оксидом углерода (II). Например, введение восстановленного железа резко ускоряет удаление СО из организма в виде, очевидно, карбонила железа. Действие этого препарата основано на способности СО выступать в качестве лиганда в различных комплексах.

Химические свойства соединений олова и свинца. Оксиды олова (II) и свинца (II), SnО и РbО амфотерны, так же как и соответствующие им гидроксиды Sn(ОН)2 и Рb(ОН)2.

Соли Рb2+ -- ацетат, нитрат -- хорошо растворимы в воде, малорастворимы хлорид и фторид, практически нерастворимы сульфат, карбонат, хромат, сульфид. Все соединения свинца (II), в особенности растворимые, ядовиты.

Биологическая активность свинца определяется его способностью проникать в организм и накапливаться в нем.

Свинец и его соединения относятся к ядам, действующим преимущественно на нервно-сосудистую систему и непосредственно на кровь. Химизм токсического действия свинца весьма сложен. Ионы Рb2+ являются сильными комплексообразователями по сравнению с катионами остальных р-элементов IVА-группы. Они образуют прочные комплексы с биолигандами.

Ионы Рb2+ способны взаимодействовать и блокировать сульфгидрильные группы SН белков, в молекулах ферментов, участвующих в синтезе порфиринов, регулирующих синтез тема и других биомолекул:

R--SН + Рb2+ + НS--R > R--S--Рb--S--R + 2Н+

Часто ионы Рb2+ вытесняют естественные ионы М2+, ингибируя металлоферменты ЕМ2+:

ЕМ2+ + Рb2+ > ЕРb2+ + М2+

Вступая в реакции с цитоплазмой микробных клеток и тканей, ионы свинца образуют гелеобразные альбуминаты. В небольших дозах соли свинца оказывают вяжущее действие, вызывая гелефикацию белков. Образование гелей затрудняет проникновение микробов внутрь клеток и снижает воспалительную реакцию. На этом основано действие свинцовых примочек.

По мере увеличения концентрации ионов Рb2+ образование альбуминатов приобретает необратимый характер, накапливаются альбуминаты белков R--СООН поверхностных тканей:

Рb2+ + 2R--СООН = Рb(R--СОО)2 + 2Н+

Поэтому препараты свинца (II) оказывают преимущественно вяжущее действие на ткани. Их назначают исключительно для наружного применения, поскольку, всасываясь в желудочно-кишечном тракте или дыхательных путях, они проявляют высокую токсичность.

Неорганические соединения олова (II) не очень ядовиты, в противоположность органическим соединениям олова.