III a – группа включает: бор, алюминий, галлий, индий, таллий. IV a – группа включает: углерод, кремний, германий, олово, свинец. Общие закономерности элементов IIIa-группы К III группе относятся бор, алюминий, галлий, индии, таллий (главная подгруппа), а также скандий, иттрий, лантан и лантаноиды, актиний и актиноиды (побочная подгруппа). На внешнем электронном уровне элементов главной подгруппы имеется по 3 электрона (s2р1). Они легко отдают эти электроны или образуют 3 неспаренных электрона за счет перехода 1 электрона на р-уровень. Для бора и алюминия характерны соединения только со степенью окисления +3. У элементов подгруппы галлия (галлий, индий, таллий) на внешнем электронном уровне также находится по 3 электрона, образуя конфигурацию s2р1, но они расположены после 18-электронного слоя. Поэтому в отличие от алюминия галлий обладает явно неметаллическими свойствами. Эти свойства в ряду Ga, In, Тl ослабевают, а металлические свойства усиливаются. У элементов подгруппы скандия на внешнем электронном уровне также находится по 3 электрона. Однако эти элементы относятся к переходным d-элементам, электронная конфигурация их валентного слоя d1s2. Эти электроны все 3 элемента довольно легко отдают. Элементы подгруппы лантаноидов имеют отличительную конфигурацию внешнего электронного уровня: у них застраивается 4f -уровень и исчезает d-уровень. Начиная с церия, все элементы, кроме гадолиния и лютеция, имеют электронную конфигурацию внешнего электронного уровня 4fn6s2 (гадолиний и лютеций имеют 5d1-электроны). Число n изменяется от 2 до 14. Поэтому в образовании валентных связей принимают участие s- и f-электроны. Чаще всего степень окисления лантаноидов +3, реже +4. Электронное строение валентного слоя актиноидов во многом напоминает электронное строение валентного слоя лантаноидов. Все лантаноиды и актиноиды - типичные металлы. Все элементы III группы обладают очень сильным сродством к кислороду и образование их оксидов сопровождается выделением большого количества теплоты. Алюминий — основной представитель металлов главной подгруппы III группы Периодической системы. Свойства его аналогов — галлия, индия и таллия — напоминают свойства алюминия, поскольку все эти элементы имеют одинаковую электронную конфигурацию внешнего уровня ns2nр1 и могут проявлять степень окисления +3. Электронное строение элементов главной подгруппы III группы Ат. Название номер и символ Электронная Атомный конфигурация радиус, нм. ПИ, ЭО по эВ Полингу Степени окисления 5 Бор В [Не]2s22р1 0,083 8,3 2,0 +3 13 Алюминий Аl [Nе]3s2Зр1 0,143 6,0 1,5 +3 31 Галлий Gа [Аr]3d104s24р1 0,122 6,0 1,6 + 1, +3 49 Индий In [Кr]4d105s25р1 0,163 5,8 1,7 + 1, +3 81 Таллий Тl [Хе]4f145d106s26р1 0,170 6,1 1,8 + 1, +3 С увеличением атомной массы усиливается металлический характер элементов. Бор — неметалл, остальные элементы (подгруппа алюминия) — металлы. Бор значительно отличается по свойствам от остальных элементов и больше похож на углерод и кремний. Остальные элементы — легкоплавкие металлы, In и Тl — чрезвычайно мягкие. Физические свойства элементов главной подгруппы III группы Элемент Энергия связи, эВ ρ, г/см3 tпл, °C tкип, °C В 5,83 2,34 2300 3658 Аl 3,38 2,70 660 2467 Gа 2,87 5,91 29,8 2227 In 2,52 7,30 156 2080 Тl 1,89 11,85 304 1457 Все элементы группы трехвалентны, но с увеличением атомного номера более характерной становится валентность 1 (Тl преимущественно одновалентен). В ряду В—Аl—Gа—In—Тl уменьшается кислотность и увеличивается основность гидроксидов R(ОН)3. Н3ВО3 — кислота, Аl(ОН)3 и Gа(ОН)3 — амфотерные основания, In(ОН)3 и Тl(ОН)3 — типичные основания. ТlOН — сильное основание. Далее рассмотрим свойства только двух элементов: подробно — алюминия, как типичного представителя рметаллов, чрезвычайно широко применяемого на практике, и схематично — бора, как представителя «полуметаллов» и проявляющего аномальные свойства по сравнению со всеми другими элементами подгруппы. Алюминий - самый распространенный металл на Земле (3-е место среди всех элементов; 8% состава земной коры). В виде свободного металла в природе не встречается; входит в состав глиноземов (Аl2О3), бокситов (Аl2О3 • xН2О). Кроме того, алюминий обнаруживается в виде силикатов в таких породах, как глины, слюды и полевые шпаты. Содержание бора в земной коре составляет всего 0,001%. Его важнейшим природным минералом является бура Na2B4O7.10Н2О. Алюминий имеет единственный стабильный изотоп , бор — два: 19,9% и 80,1%. Физические свойства. Алюминий в свободном виде — серебристо-белый металл, обладающий высокой тепло- и электропроводностью. Алюминий имеет невысокую плотность — примерно втрое меньше, чем у железа или меди, и одновременно — это прочный металл. Бор существует в нескольких аллотропных модификациях. Аморфный бор представляет собой темнокоричневый порошок. Кристаллический бор — серо-черный, с металлическим блеском. По твердости кристаллический бор занимает второе место (после алмаза) среди всех веществ. При комнатной температуре бор плохо проводит электрический ток; так же, как кремний, он обладает полупроводниковыми свойствами. Химические свойства. Поверхность алюминия обычно покрыта прочной пленкой оксида Аl2О3, которая предохраняет его от взаимодействия с окружающей средой. Если эту пленку удаляют, то металл может энергично реагировать с водой: 2Аl + 6Н2О = 2Аl(ОН)3 + ЗН2↑. В виде стружек или порошка он ярко горит на воздухе, выделяя большое количество теплоты: 2Аl + 3/2O2 = Аl2О3 + 1676 кДж. Это обстоятельство используется для получения ряда металлов из их оксидов методом алюмотермии. Так назвали восстановление порошкообразным алюминием тех металлов, у которых теплоты образования оксидов меньше теплоты образования Аl2О3, например: Сr2О3 + 2Аl = 2Сr + Аl2О3 + 539 кДж. Бор, в отличие от алюминия, химически инертен (особенно кристаллический). Так, с кислородом он реагирует только при очень высоких температурах (> 700°С) с образованием борного ангидрида В2О3: 2В + ЗО2 = 2В2О3, с водой бор не реагирует ни при каких обстоятельствах. При еще более высокой температуре (> 1200°С) он взаимодействует с азотом, давая нитрид бора (служит для изготовления огнеупорных материалов): 2B + N2 = 2BN. Лишь со фтором бор реагирует при комнатной температуре, реакции же с хлором и бромом протекают только при сильном нагревании (400 и 600 °С соответственно); во всех этих случаях он образует тригалогениды ВНal3 — дымящие на воздухе летучие жидкости, легко гидролизующиеся водой: 2В + 3Наl2 = 2ВНаl3. В результате гидролиза образуется ортоборная (борная) кислота H3BO3: ВНаl3 + 3Н2О = Н3ВО3 + ЗННаl. В отличие от бора, алюминий уже при комнатной температуре активно реагирует со всеми галогенами, образуя галогениды. При нагревании он взаимодействует с серой (200 °С), азотом (800 °С), фосфором (500 °С) и углеродом (2000 °С): 2Аl + 3S = Аl2S3 (сульфид алюминия), 2Аl + N2 = 2АlN (нитрид алюминия), Аl + Р = АlР (фосфид алюминия), 4Аl + 3С = Аl4С3 (карбид алюминия). Все эти соединения полностью гидролизуются с образованием гидроксида алюминия и, соответственно, сероводорода, аммиака, фосфина и метана. Алюминий легко растворяется в соляной кислоте любой концентрации: 2Аl + 6НСl = 2АlСl3 + ЗН2↑. Концентрированные серная и азотная кислоты на холоде не действуют на алюминий. При нагревании алюминий способен восстанавливать эти кислоты без выделения водорода: 2Аl + 6Н2SО4(конц) = Аl2(SО4)3 + 3SО2 + 6Н2О, Аl + 6НNO3(конц) = Аl(NO3)3 + 3NO2 + 3Н2О. В разбавленной серной кислоте алюминий растворяется с выделением водорода: 2Аl + 3Н2SО4 = Аl2(SО4)3 + 3Н2. В разбавленной азотной кислоте реакция идет с выделением оксида азота (II): Аl + 4HNО3 = Аl(NО3)3 + NO + 2Н2О. Алюминий растворяется в растворах щелочей и карбонатов щелочных металлов с образованием тетрагидроксоалюминатов: 2Аl + 2NаОН + 6Н2О = 2Na[Аl(ОН)4] + 3Н2↑. Кислоты, не являющиеся окислителями, с бором не реагируют и только концентрированная HNO3 окисляет его до борной кислоты: В + HNO3(конц) + Н2О = Н3ВO3 + NO↑ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА БОРА. ПРИМЕНЕНИЕ Твердый, хрупкий, блестяще-чёрный полуметалл. Химически бор при обычных условиях довольно инертен взаимодействует активно лишь с фтором, причем кристаллический Бор менее активен, чем аморфный. С повышением температуры активность бора возрастает и он соединяется с кислородом, серой, галогенами. При нагревании на воздухе до 700°С Бор горит красноватым пламенем, образуя борный ангидрид B2O3 бесцветную стекловидную массу. При нагревании выше 900 °С бор с азотом образует нитрид бора BN, при нагревании с углем -карбид бора B4C3, с металлами - бориды. С водородом бор заметно не реагирует; его гидриды (бороводороды) получают косвенным путем. При температуре красного каления бор взаимодействует с водяным паром: 2B + 3Н2О = B2O3 + 3H2. Бор реагирует только с горячей азотной, серной кислотой и в царской водкой, с образованием борной кислоты H3BO3. Медленно растворяется в концентрированных растворах щелочей с образованием боратов. При сильном нагревании бор проявляет восстановительные свойства. Он способен, например, восстановить кремний или фосфор из их оксидов: Данное свойство бора можно объяснить очень высокой прочностью химических связей в оксиде бора B2O3. Применение. Элементарный бор Бор (в виде волокон) служит упрочняющим веществом многих композиционных материалов. Также бор часто используют в электронике для изменения типа проводимости кремния. Бор применяется в металлургии в качестве микролегирующего элемента, значительно повышающего прокаливаемость сталей. Соединения бора. Карбид бора применяется в компактном виде для изготовления газодинамических подшипников. Пербораты / пероксобораты (содержат ион [B2(O2)2(OH)4]2-) Технический продукт содержит до 10,4% «активного кислорода», на их основе производят отбеливатели, «не содержащие хлор» («персиль», «персоль» и др.). Отдельно также стоит указать на то что сплавы бор-углерод-кремний обладают сверхвысокой твёрдостью и способны заменить любой шлифовальный материал (кроме нитрида углерода, алмаза, нитрида бора по микротвёрдости), а по стоимости и эффективности шлифования (экономической) превосходят все известные человечеству абразивные материалы. Сплав бора с магнием (диборид магния MgB2) обладает, на данный момент, рекордно высокой критической температурой перехода в сверхпроводящее состояние среди сверхпроводников первого рода. Появление вышеуказанной статьи стимулировало большой рост работ по этой тематике. Борная кислота (H3BO3) широко применяется в атомной энергетике в качестве поглотителя нейтронов в ядерных реакторах типа ВВЭР (PWR) на «тепловых» («медленных») нейтронах. Благодаря своим нейтронно-физическим характеристикам и возможности растворяться в воде, применение борной кислоты делает возможным плавное (не ступенчатое) регулирование мощности ядерного реактора путем изменения ее концентрации в теплоносителе - так называемое «борное регулирование». Бороводороды и борорганические соединения Ряд органических производных бора (бороводороды) являются чрезвычайно эффективными ракетными топливами (диборан(B2H4), пентаборан, тетраборан и др.), а некоторые полимерные соединения с водородом и углеродом являются чрезвычайно стойкими к химическим воздействиям и высоким температурам, например широко известный пластик Карборан-22. Биологическая роль Бор - важный микроэлемент, необходимый для нормальной жизнедеятельности растений. Недостаток бора останавливает их развитие, вызывает у культурных растений различные болезни. В основе этого лежат нарушения окислительных и энергетических процессов в тканях, снижение биосинтеза необходимых веществ. При дефиците бора в почве в сельском хозяйстве применяют борные микроудобрения (борная кислота, бура и другие), повышающие урожай, улучшающие качество продукции и предотвращающие ряд заболеваний растений. Роль бора в животном организме не выяснена. В мышечной ткани человека содержится (0,33--1)*10 - 4% бора, в костной ткани (1,1--3,3)*10 - 4%, в крови-- 0,13мг/л. Ежедневно с пищей человек получает 1--3 мг бора. Токсичная доза-- 4г. Один из редких типов дистрофии роговицы связан с геном, кодирующим белок-транспортер, предположительно регулирующий внутриклеточную концентрацию бора [2]. 3. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЛЮМИНИЯ. Легкий, мягкий, быстро окисляющийся металл серебристо-белого цвета Алюминий -- очень активный металл. В ряду напряжений он стоит после щелочных и щелочноземельных металлов. Однако на воздухе он довольно устойчив, так как его поверхность покрывается очень плотной пленкой оксида, предохраняющей металл от контакта с воздухом. Если с алюминиевой проволоки снять защитную оксидную пленку, то алюминий начнет энергично взаимодействовать с кислородом и водяными парами воздуха, превращаясь в рыхлую массу -- гидроксид алюминия: 4 Аl + 3 O2 + 6 Н2О = 4 Аl(ОН)3 Очищенный от защитной оксидной пленки алюминий взаимодействует с водой с выделением водорода: 2 Аl + 6 Н2О = 2 Аl(ОН)3 + 3 Н2 Алюминий хорошо растворяется в разбавленных серной и соляной кислотах: 2 Аl + 6 НСl = 2 AlСl3 + 3 Н2 2 Аl + 3 Н2SO4 = Аl2(SO4)3 +3 Н2 Разбавленная азотная кислота на холоду пассивирует алюминий, но при нагревании алюминий растворяется в ней с выделением монооксида азота, гемиоксида азота, свободного азота или аммиака, например: 8 Аl + 30 НNО3 = 8 Аl(NО3)3 + 3 N2О + 15 Н2О Концентрированная азотная кислота пассивирует алюминий. Так как оксид и гидроксид алюминия обладают амфотерными свойствами, алюминий легко растворяется в водных растворах всех щелочей, кроме гидроксида аммония: 2 Аl + 6 КОН + 6 Н2О = 2 К3[Аl(ОН)6] + 3 Н2 Порошкообразный алюминий легко взаимодействует с галогенами, кислородом и всеми неметаллами. Для начала реакций необходимо нагревание, затем они протекают очень интенсивно и сопровождаются выделением большого количества теплоты: 2 Аl + 3 Вr2 = 2 АlВr3 (бромид алюминия) 4 Аl + 3 O2 = 2 Аl2O3 (оксид алюминия) 2 Аl + 3 S = Аl2S3 (сульфид алюминия) 2 Аl + N2 = 2 АlN (нитрид алюминия) 4 Аl + 3 С = Аl4С3 (карбид алюминия) Сульфид алюминия может существовать только в твердом виде. В водных растворах он подвергается полному гидролизу с образованием гидроксида алюминия и сероводорода: Аl2S3 + 6 Н2О = 2 Аl(ОН)3 + 3 Н2S Алюминий легко отнимает кислород и галогены у оксидов и солей других металлов. Реакция сопровождается выделением большого количества теплоты: 8 Al + 3 Fе3О4 = 9 Fе + 4 Аl2O3 Процесс восстановления металлов из их оксидов алюминием называется алюмотермией. Алюмотермией пользуются при получении некоторых редких металлов, которые образуют прочную связь с кислородом (ниобий, тантал, молибден, вольфрам и др.), а также для сваривания рельсов. Если с помощью специального запала поджечь смесь мелкого порошка алюминия и магнитного железняка Fе3О4 (термит), то реакция протекает самопроизвольно с разогреванием смеси до 3500 °С. Железо при такой температуре находится в расплавленном состоянии. Является одним из самых распространенных металлов. 4. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ГАЛЛИЯ. По химическим свойствам галлий сходен с алюминием. На воздухе Ga покрывается оксидной пленкой, предохраняющей от дальнейшего окисления. С мышьяком, фосфором, сурьмой образует арсенид, фосфид и антимонид галлия, с серой, селеном, теллуром - халькогениды. При нагревании Ga реагирует с кислородом. С хлором и бромом галлий взаимодействует при комнатной температуре, с йодом -- при нагревании. Галогениды галлия образуют димеры Ge2X6. Галлий образует полимерные гидриды: 4LiH + GaCl3 = Li[GaH4] + 3LiCl. Устойчивость ионов падает в ряду BH4- > AlH4- > GaH4-. Ион BH4- устойчив в водном растворе, AlH4- и GaH4- быстро гидролизуются: GaH4- + 4H2O = Ga(OH)3 + OH- + 4H2-. При нагревании под давлением галлий реагирует с водой: 2Ga + 4H2O = 2GaOOH + 3H2-. С минеральными кислотами Ga медленно реагирует с выделением водорода: 2Ga + 6HCl = 2GaCl3 + 3H2^. Галлий растворяется в щелочах с образованием гидроксогаллатов: 2Ga + 6H2O + 2NaOH = 2Na[Ga(OH)4] + 3H2^. Оксид и гидроксид галлия проявляют амфотерные свойства, хотя основные свойства у них по сравнению с алюминием усилены: Ga2O3 + 6HCl = 2GaCl2; Ga2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Ge(OH)4]; Ga2O3 + Na2CO3 = 2NaGaO2 + CO2. При подщелачивании раствора какой-либо соли галлия выделяется гидроксид галлия переменного состава Ge2O3·xH2O: Ga(NO3)2 + 3NaOH = Ga(OH)3 + 3NaNO3. При растворении Ga(OH)3 и Ga2O3 в кислотах образуются аквакомплексы [Ga(H2O)6]3+, поэтому из водных растворов соли галлия выделяются в виде кристаллогидратов, например, хлорид галлия GaCl3·6H2O, галлийкалиевые квасцы KGa(SO4)2·12H2O. Аквакомплексы галлия в растворах бесцветны. 5. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ИНДИЯ. В соответствии с электронной конфигурацией атома 4d105s255p1 индий в соединениях проявляет валентность 1, 2 и 3 (преимущественно). На воздухе в твердом компактном состоянии индий стоек, но окисляется при высоких температурах, а выше 800 °C горит фиолетово-синим пламенем, давая оксид In2O3- желтые кристаллы, хорошо растворимые в кислотах. 4 In + 3 O2= 2 In2O3 При нагревании индий легко соединяется с галогенами, образуя растворимые галогениды InCl3, InBr3, InI3. Нагреванием индия в токе HCl получают хлорид InCl2, а при пропускании паров InCl2 над нагретым In образуется InCl. 2 In+3 Cl 2= 2 InCl3 С серой индий образует сульфиды In2S3, InS; они дают соединения InS·In2S3 и 3InS·In2S3. В воде в присутствии окислителей индий медленно корродирует с поверхности: 4In + 3O2+6H2O = 4In(ОН)3. В кислотах индий растворим, его нормальный электродный потенциал равен -0,34 в, в щелочах практически не растворяется. In + 4HNO3 = In(NO3)3 + NO- + 2H2O Слабоосновной оксид индия In2O3 в воде практически нерастворим, но легко растворяется в кислотах: In2O3 + 6HCl = 2InCl3 + 3H2O Соли индия легко гидролизуются; продукт гидролиза - основные соли или гидрооксид In(OH)3. Гидроксид индия получают, действуя раствором аммиака на соли индия. Основные свойства у In(OH)3 преобладают над кислотными. InCl3 +3 NH4OH = In(OH)3 + 3NH4Cl In(OH)3 - хорошо растворим в кислотах и плохо - в растворах щелочей, с образованием солей - индатов In(ОН)3 + 3KOH = K3[In(OH)6]. Соединения индия низших степеней окисления довольно неустойчивы; галогениды InHal и черный оксид In2O - очень сильные восстановители [4]. 6. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ТАЛЛИЯ. Мягкий металл синевато-белого цвета Конфигурация внешней электронной оболочки атома Tl 6s26р1; в соединениях имеет степень окисления +1 [Tl (I)] и +3 [Tl (III)]. Таллий взаимодействует с кислородом комнатной температуре. На воздухе покрывается оксидной пленкой. 4Tl + 3O2 = 2Tl2O3 Tl + O2 = Tl2O Оксид таллия (I) получают обезвоживанием гидроксида таллия (I): 2TlOH=Tl2O+H2O. Таллий реагирует при комнатной температуре с галогенами Tl + 3Cl = TlCl3 При нагревании реагирует с фосфором, мышьяком, серой. 5Tl + 3P = Tl5P3 Хорошо растворяется в азотной, хуже в серной кислотах, не растворяется в галогенводородных, муравьиной, щавелевой и уксусной кислотах. Tl + 2HNO3(разб.)= TlNO3 + NO2 + H2O Не взаимодействует с растворами щелочей; свежеперегнанная вода, не содержащая кислорода, не действует на таллий. Основные соединения с кислородом: оксид (I) Tl2О и оксид (III) Tl2О3. Оксид Таллия (I) и соли Tl (I) нитрат, сульфат, карбонат - растворимы Треххлористый таллий, ТlСl3, получается при взаимодействии хлора с ТlСl - под водой, причем образуется раствор, из которого под колоколом воздушного насоса выделяются расплывчатые призмы состава ТlCl3 •Н2O. Если нагреть смесь спиртовых растворов ТlСl 3 и аммиака, то получается белый кристаллический осадок состава Tl(NH3)3Cl3, который водою разлагается на нашатырь и окись таллия фиолетового цвета: 2Tl(NH3)3Cl3 + 3H2O = Tl2O3 + 6NH4Cl. Хромат, бихромат, галогениды (за исключением фторида), а также оксид Таллия (III) - малорастворимы в воде. Tl (III) образует большое число комплексных соединений с неорганических и органических лигандами. Галогениды Tl (III) хорошо растворимы в воде. Наибольшее практическое значение имеют соединения Tl (I) [4]. ВЫВОД С увеличением атомной массы усиливается металлический характер элементов. Бор - неметалл, остальные элементы - типичные металлы. Бор значительно отличается по свойствам от остальных элементов и больше похож на углерод и кремний. Остальные элементы -- легкоплавкие металлы, In и Тl -- чрезвычайно мягкие. Все элементы группы трехвалентны, но с увеличением атомного номера более характерной становится валентность Бор в природе не встречается, алюминий - наиболее распространенный металл, галлий - рассеянный элемент, больших скоплений не образует, индий - рассеянный, редкий элемент, таллий- рассеянный элемент. Общие закономерности элементов IVа – подгруппы В подгруппу углерода входят углерод, кремний, германий, олово и свинец. Это рэлементы IV группы периодической системы Д.И. Менделеева.Их атомы на внешнем уровне содержат по че тыре электрона ns2np2, чем объясняется сходство их химических свойств. Общность химических свойств объясняется сходством электронного строения. У всех атомов элементов главной подгруппы наружный электронный слой имеет четыре электрона. Такое же количество электронов в побочной подгруппе складывается из двух электронов внешнего и двух электронов предвнешнего (второго снаружи) уровня. Индивидуальные отличия обусловлены различной энергией связи электронов и особенностями электронных орбиталей. 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. 2,50 Относительная электроотрицательность 1,74 2,02 1,72 1,55 5. Степень окисления в соединениях +4, +2, +4, +2, +4, -4 +4, +2, +4, +2, -4 -4 -4 -4 0,077 0,134 0,158 0,175 6. Радиус атома, нм 0,139 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 ос тальных элементов амфотерны, причем кислотные свойства сильнее выражены у гидратов германия, а основные - у гидратов свин- ца. От углерода к свинцу уменьшается прочность водородных соединений RН4: СН4 прочное вещество, а PbH4в свободном виде не выделено. В подгруппе с ростом порядкового номера умень шается энергия ионизации атома и увеличивается атомный радиус, т. е.неметаллические свойства ослабеваю т, 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 Н2SО4 и 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. Атом углерода имеет небольшие размеры и с кислородом дает прочную ковалентную связь. Возникают молекулы оксида углерода (II) и оксида углерода (IV). Взаимодействие между молекулами слабое, и поэтому СО и СОг при комнатной температуре находятся в газообразном состоянии. В оксиде кремния химическая связь также ковалентная, однако это вещество имеет пространственную «сетку». Поэтому кусочек оксида кремния представляет собой как бы гигантскую молекулу (Si02)n. Д. И. Менделеев назвал его «неорганическим полимером». Прочность оксидов со степенью окисления +4 в главной подгруппе падает с увеличением атомной массы. Например, оксид свинца (IV) при нагревании разлагается, образуя РЬО. Элементы подгруппы титана дают оксиды, мало отличающиеся друг от друга по составу и свойствам. Все они прочные твердые вещества. Соединения с водородом дают все элементы IV группы, но прочность молекул с увеличением атомных масс сильно уменьшается. Так, если метан СН4 устойчивое, прочное соединение, то силан SiH4 и его аналоги— непрочные и на воздухе загораются, а в отсутствии кислорода разлагаются при нагревании. Металлы подгруппы титана при нагревании в атмосфере водорода образуют соединения типа ЭлН2. Отличаются по качествам друг от друга и простые вещества. В главной подгруппе наблюдается нарастание металлических свойств. Углерод и кремний — неметаллы. У графита и кремния связь, в основном, ковалентная, но имеется некоторое количество свободных электронов, как и у металлов. Это же относится и к германию. Олово и свинец по физическим свойствам—типичные металлы, они обладают металлической проводимостью. В побочной подгруппе по физическим свойствам титан, цирконий и гафний близки друг к другу. Это механически прочные, тугоплавкие металлы. Внешне они практически не различимы, отличаются по температурам плавления, плотности и другим свойствам.
