Файл: М. Н. Назаров, Ю. И.docx

Кремний растворяется в смеси концентрированных азотной и плавиковой кислот:

3Si + 4HNO₃ + 12HF = 3SiF₄ + 4NO + 8H₂O

Кроме того, Si растворяется в водных растворах щелочей:

Si + 2NаOН + H₂О=Na₂SiO ₃+ 2H₂

Графит часто используют для восстановления малоактивных металлов из их оксидов:

CuO + C = Cu + CO

При нагревании же с оксидами активных металлов C u Si диспропорционируют, образуя карбиды:

CaO + 3C = CaC₂ + CO 2Al₂O₃ + 9C = Al₄C₃ + 6CO

или силициды:

2MgO + 3Si = Mg₂Si + 2SiO₂.

Активные металлы - более сильные восстановители, чем С и Si, поэтому последние при непосредственном взаимодействии с ними выступают в качестве окислителей:

Ca + 2С = CaC₂ , 2Mg + Si = Mg₂Si

Оксиды углерода (II) и кремния (II) не реагируют при обычных условиях ни с кислотами, ни со щелочами. SiO малодоступен и используется редко, в отличие от СО - угарного газа.

СО принято считать несолеобразующим, однако он реагирует с расплавом щелочи при высоком давлении с образованием соли муравьиной кислоты HCOОH, поэтому формально его можно считать ее ангидридом, что подтверждается выделением СО при обезвоживании

HCOOH:

^H2^SO4(конц.)

HCOOH CO
H₂O

На воздухе СО горит, образуя СО₂ . Он восстанавливает металлы из их оксидов:

FeO + CO = Fe + CO₂

В присутствии катализатора СО окисляется хлором, образуя ядовитый газ

- фосген:

CO + Cl₂ = COCl₂

Со многими металлами СО образует летучие карбонилы: Fe + 5CO = Fe(CO)₅, Ni + 4CO = Ni(CO)₄ .

Диоксид углерода СО₂ постоянно образуется в природе при окислении органических веществ. В лабораториях его обычно получают в аппарате Киппа:

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + H₂O + CO₂

в промышленности - обжигом известняка: CaCO₃ = СаО + СО₂

Кислый по своей природе, СО₂ реагирует с сильными основаниями,

например,

Ca (OH)₂ +CO₂ = CaCO₃ +H₂O

Взаимодействием диоксида углерода с аммиаком под давлением получается важное в практическом отношении соединение - карбамид или мочевина:

CO₂ +2NH₃ = CO(NH₂)₂ + H₂O

Раствор СО₂ в воде обладает слабокислотной реакцией, обусловленной присутствием в растворе небольших количеств угольной кислоты:

СО₂ +Н₂О = Н₂СО₃

Угольная кислота может существовать только в водном растворе. По способности к диссоциации она относится к очень слабым; в растворе имеют место равновесия:

Н₂СО₃ Н⁺+НСО^-₃ 2Н⁺ +СО₃^2-

Будучи двухосновной, угольная кислота образует два ряда солей - средние (карбонаты) и кислые (гидрокарбонаты), которые могут быть получены действием СО₂ на щелочи (см. выше) или обменными реакциями:

Ba(NO₃)₂ + Na₂CO₃ = BaCO₃ + 2NaNO₃ NaHCO₃ + NaOH = Na₂CO₃ + H₂O

Со слабыми основаниями угольная кислота обычно дает основные соли, например, (CuOH)₂CO₃ - карбонат гидроксомеди (природный минерал - малахит).

При нагревании все карбонаты (кроме солей щелочных металлов) разлагаются:

t

MgCO₃ = MgO+CO₂ ,

а гидрокарбонаты щелочных металлов переходят в карбонаты:

t

2NaHCO₃ = Na₂CO₃+CO₂ + H₂O

Растворы карбонатов имеют вследствие гидролиза кислот сильнощелочную реакцию:

CO₃^2- +HOH HCO₃^- +OH^-

Карбонаты менее растворимы, чем гидрокарбонаты.

Из солей угольной кислоты в природе широко распространен CaCO₃ (известняк, мел, мрамор), а также MgCO₃ . Одним из главных продуктов основной химической промышленности является сода (Na₂CO₃ 10H₂O- кальцинированная сода, NaHCO₃ - питьевая сода), в значительных объемах карбонаты являются ценными рудами и используются для получения металлов (FeCO₃ - шпатовый железняк, ZnCO₃ – галмей).

Из соединений углерода с серой и азотом большое практическое значение

имеют сероуглерод CS₂ и синильная кислота HCN.

Кислотному оксиду SiO₂ соотвествуют малорастворимые в воде орто – и метакремниевые кислоты (H₄SiO₄ и H₂SiO₃). Соли кремниевых кислот – силикаты – в большинстве своем также нерастворимы в воде; растворимы лишь Na₂SiO₃ и K₂SiO₃. Растворы вследствие гидролиза имеют щелочную реакцию.

Силикаты натрия и кальция составляют основу обычного стекла, состав котрого выражается приблизительной формулой Na₂O CaO 6SiO₂.

Силикаты чрезвычайно распространены в природе.

В рамках IVа группы германий, олово и свинец выделяют в отдельную подгруппу, поскольку эти элементы, особенно олово и свинец, являются металлами. На воздухе эти металлы покрыты тонкой оксидной пленкой, предохраняющей их от дальнейшего разрушения.

Вода сама по себе не действует на эти металлы, но в присутствии воздуха свинец постепенно разрушается с образованием гидроксида.

Pb +O₂ +2H₂O = Pb(ОН)₂

В жесткой воде процесс тормозится образованием нерастворимых солей - сульфата и основного карбоната.

Разбавленные соляная и серная кислоты почти не действуют на эти металлы. В концентрированной серной, особенно при нагревании, свинец и олово растворяются с образованием соответственно Pb(HSO₄)₂ и Sn(SO₄)₂. В концентрированной соляной кислоте олово растворяется, вытесняя водород. С азотной кислотой интенсивность взаимодействия свинца растет с понижением концентрации кислоты; олово же интенсивнее реагирует с концентрированной

HNO₃:

4Sn + 10HNO₃(р.) = 4Sn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O Sn + 4HNO₃(к.) = H₂SnO₃ + 4NO₂ + H₂O

(оловянная кислота)

Оба этих металла растворяются в щелочах, причем олово - в концентрированных с образованием станнитов - солей оловянистой кислоты (H₂SnO₂):

Sn + 2NaOH = Na₂SnO₂ + H₂

которые в растворах существуют в гидратированной форме (например, Na₂[Sn(OH)₄] - тетрагидроксостаннит натрия); свинец же лучше реагирует в разбавленных горячих растворах с образованием гидроксоплюмбитов:

Pb + 4KOH +2H₂O = K₄[Pb(OH)₆] + H₂

Олово образует два ряда соединений, соответствующих устойчивым степеням окисления +2 и +4, у свинца значительно более устойчивы и многочисленны соединения со степенью окисления +2.