Загальна характеристика

За звичайних умов вуглець хімічно інертний, при високих температурах сполучається з багатьма елементами, виявляючи сильні відновні властивості. Найважливіша властивість вуглецю — здатність його атомів утворювати міцні хімічні зв'язки як між собою, так і з іншими елементами. Здатність вуглецю утворювати 4 рівнозначні валентні зв'язки з іншими атомами дозволяє будувати вуглецеві скелети різних типів (лінійні, розгалужені, циклічні); саме цими властивостями і пояснюється виняткова роль вуглецю в будові органічних сполук і, зокрема, всіх живих організмів.

Фізичні властивості Ізотопи

Природний вуглець складається з двох стабільних ізотопів — ¹²С (98,93%) і ¹³С (1,07%) і одного радіоактивного ізотопу ¹⁴С (β-випромінювач, Т½ = 5730 років), зосередженого в атмосфері та верхній частині земної кори. Він постійно утворюється в нижніх шарах стратосфери в результаті впливу нейтронів космічного випромінювання на ядра азоту по реакції: ¹⁴N (n, p) ¹⁴C, а також, з середини 1950-х років, як техногенний продукт роботи АЕС і в результаті випробування водневих бомб.

На створенні та розпаді ¹⁴С заснований метод радіовуглецевого датування, широко застосовується в четвертинної геології та археології.

Алотропні видозміни

Вуглець утворює декілька алотропних видозмін:

• природні:

  • алмаз

  • графіт

  • лонсдейліт

  • фулерен

  • вуглецеві нанотрубки

• штучні:

  • карбін,

  • графен

  • аморфний вуглець у вигляді сажі і деревного вугілля.

Хімічні властивості

Хімічна активність різних алотропних видозмін вуглецю різна. Алмаз і графіт майже не вступають в хімічні реакції. Вони можуть реагувати лише з чистим киснем і тільки за дуже високої температури.

Аморфний вуглець, а також вугілля за звичайної температури досить інертні, але при сильному нагріванні їх активність різко зростає і вуглець безпосередньо сполучається з багатьма елементами. Так, при нагріванні на повітрі вугілля горить, утворюючи діоксид вуглецю:

• C + O₂ = CO₂

При недостатньому доступі кисню повітря він частково згоряє до монооксиду вуглецю CO, в якому вуглець двовалентний:

• 2C + O₂ = 2CO

Коли через розжарене вугілля пропускати пари сірки, то утворюється сірковуглець:

• C + 2S = CS₂

При високій температурі вугілля досить сильний відновник. Воно віднімає кисень від оксидів багатьох металів. Наприклад:

• 2CuO + C = 2Cu + CO₂↑

Через цю здатність, вугілля широко застосовують у металургії для добування металів із руд.

Ступені окислення +4, −4, рідко +2 (З, карбіди металів), +3 (C₂N₂, галогенциани); спорідненість до електрона 1,27 еВ; енергія іонізації при послідовному переході від С⁰ до С⁴⁺ відповідно 11,2604, 24,383, 47,871 і 64,19 еВ.

Органічні сполуки

Завдяки здатності вуглецю утворювати полімерні ланцюжки, існує величезний клас з'єднань на основі вуглецю, яких значно більше, ніж неорганічних. Найбільші групи: вуглеводні, білки, жири та ін.

Розповсюдження

Вуглець у природі зустрічається як у вільному стані (алмаз, графіт, карбін і лонсдейліт, фулерен, вуглецеві нанотрубки), так і у вигляді різноманітних сполук. Середній вміст вуглецю у земній корі 2,3×10^-2 % (мас); основна маса вуглецю концентрується в осадових гірських породах. Вуглець накопичується у верхній частині земної кори, де його присутність пов'язана в основному з живою речовиною, кам'яним вугіллям, нафтою, антрацитом, а також з доломітами і вапняками. Відомо понад 100 мінералів вуглецю, серед яких найбільш поширені карбонати кальцію, магнію і заліза. Він входить до складу кам'яного вугілля, нафти і природного газу, а також різних мінералів: мармуру, крейди і вапняку — CaCO₃, доломіту — CaCO₃·MgCO₃, магнезиту — MgCO₃, малахіту — CuCO₃·Cu(OH)₂ тощо.

Важливу роль вуглець відіграє в космосі; на Сонці вуглець посідає 4-е місце за поширеністю після водню, гелію та кисню, ядра вуглецю беруть участь у процесах нуклеосинтезу (вуглецево-азотний цикл, потрійна α-реакція).

Більшість сполук вуглецю, і насамперед вуглеводні, мають яскраво вираженим характером ковалентних сполук. Міцність простих, подвійних і потрійних зв'язків атомів С між собою, здатність утворювати стійкі ланцюги та цикли з атомів С обумовлюють існування величезного числа вуглецевмісних сполук, що вивчаються органічною хімією.

У природі зустрічається мінерал шунгіт, в якому міститься як твердий вуглець (≈ 25%), так і значні кількості оксиду кремнію (≈ 35%).

28

Головну підгрупу четвертої групи періодичної системи утворюють п'ять елементів — карбон, силіцій, германій, станум і плюмбум. При переході від карбону до плюмбуму розміри атомів зростають. Тому слід чекати, що здатність до приєднання електронів, а отже, і неметалічні властивості при цьому будуть слабішати, легкість же віддавання електронів зростатиме. Справді, уже в германію виявляються металічні властивості, а в стануму і плюмбуму вони переважають над неметалічними. Отже, тільки перші два члени описуваної групи є неметалами, германій зараховують і до металів, і до неметалів, станум і плюмбум — метали. Для елементів розглядуваної групи характерні ступені окислення +2 і +4. Сполуки вуглецю і кремнію, в яких ступінь окислення цих елементів дорівнює +2, нечисленні і порівняно малостійкі. Деякі властивості елементів головної підгрупи четвертої групи і утворених ними простих речовин охарактеризовані в табл. Деякі властивості карбону та його аналогів Карбон Силіцій Германій Станум Плюмбум

Карбон у природі. Карбон у природі перебуває у вільному стані і у вигляді численних сполук. Вільний карбон трапляється у вигляді алмазу і графіту. Алмази утворюють окремі кристали або невеликого розміру зростки. Маса кристалів звичайно лежить у межах від тисячних до десятих часток грама. Найбільший із знайдених алмазів важив 621,2 г. Кристали нерідко мають забарвлення, спричинене домішками. Великі родовища алмазів є в Африці (Заір, ПАР), Бразилії, Індії. Найбільші родовища графіту утворилися внаслідок дії високих температур і тиску на кам'яне вугілля. Вугілля, яке також складається з карбону, утворюється штучно. Проте в природі є речовини, що наближаються за своїм складом до вугілля. Такими є різні види викопного вугілля, що утворюють у багатьох місцях земної кулі потужні відклади. Деякі з видів викопного вугілля містять до 99% карбону. Сполуки карбону дуже поширені. Крім викопного вугілля, у надрах Землі є великі скупчення нафти, що є складною сумішшю різних сполук, які містять карбон, переважно вуглеводнів. У земній корі трапляються у величезній кількості солі карбонової кислоти, особливо карбонат кальцію. У повітрі завжди є діоксид карбону. Нарешті, рослинні і тваринні організми складаються з речовин, з утворенні яких головну участь бере карбон. Отже, цей елемент один з найпоширеніших на Землі, хоча загальний вміст його у земній корі становить лише близько 0,1% (мас).

За поширеністю на Землі Силіцій займає друге місце серед хімічних елементів (27,6% маси земної кори)^[1]. У вільному стані в природі проста речовина Силіцію, кремній, не зустрічається, проте його в значних кількостях отримують штучно для потреб промисловості. Найбільш поширеними сполуками силіцію є діоксид силіцію SiO₂ (силікатний ангідрид або кремнезем) і солі силікатної кислоти — силікати, що є основою всіх гірських порід. У невеликих кількостях сполуки силіцію входять також до складу організмів рослин.

Близько 12 % літосфери складає кварц SiO₂ і його різновиди, а 75 % складають різні силікати і алюмосилікати (польові шпати, слюди, амфіболи).

Середній вміст кремнію (в масових %): в кам'яних метеоритах 18, ультраосновних гірських породах 19, основних 24, середніх 26, кислих 32,3, глинах 7,3, пісковиках 36,8, карбонатних гірських породах 2,4; у воді океанів 3·10^-4 %.

Германій, Ґерманій, Ge (від лат. Germania — Німеччина) — хімічний елемент номер 32, крихкий сріблясто-білий металоїд. Найпоширеніший напівпровідник.

Кристалізується в кубічну ґратку типу алмазу. Металічний ґерманій стійкий на повітрі за кімнатної температури; швидко окислюється за температури розжарювання (600—700 ^оС). Поширеність у земній корі (1-2)×10⁻⁴ %. Ґерманій — розсіяний елемент. Як домішка зустрічається в мінералах кремнію, меншою мірою — у мінералах заліза і цинку. Власні мінерали дуже рідкісні: сульфосолі — аргіродит, ґерманіт, реньєрит та ін.; подвійний гідратований оксид ґерманію та заліза — штоттит; сульфати — ітоїт, флейшерит та ін. Промислового значення вони практично не мають.

Джерелами ґерманію є поліметалічні руди, викопне вугілля і деякі типи вулканогенно-осадового залізняку. Основну кількість ґерманію отримують попутно з підсмольних вод під час коксування вугілля, із попелу енергетичного вугілля, сфалеритових і магнетитових концентратів.

При певних умовах спалювання вугілля вміст германію у золі збільшується у 10 – 100 разів у порівнянні з вихідним. Для вилучення германію із золи використовується його властивість легкого перегону при температурі коксування. Після конденсації рідких продуктів коксування сполуки германію конденсуються у пірогенетичній воді і смолі. Крім того, висока концентрація германію спостерігається у генераторному пилу при газифікації вугілля. Сьогодні вугілля є одним з основних сировинних джерел для отримання германію.

Станум (Sn)  — хімічний елемент з атомним номером 50 та атомною масою 118,69 , що утворює просту речовину, метал олово (цину).

Олово добувають з олов'яних, олово-вольфрамових, олово-срібних і олово-поліметалічних руд. Збагачення руд проводиться гравітаційними методами і флотацією. Середній вміст Sn в концентратах, що виготовляються в Малайзії – 74,47%, Індонезії – 70%, Таїланді – 72%, Болівії – 32%. У Великобританії випускається концентрат із вмістом 45 і 55% Sn. Значну кількість олова отримують через вторинну переробку кольорового металобрухту.

Провідним виробником і водночас споживачем олова у світі є Китай.

Свинець (Pb) — важкий, м'який, ковкий, сірий метал; атомний номер 82; відносна атомна маса 207,19. Зазвичай зустрічається у вигляді руди галеніту, іноді у вигляді самородків; є кінцевим, стабільним продуктом розпаду урану. Свинець — найм'якший і найслабший з використовуваних металів із низькою точкою плавлення, поганий провідник електрики, стійкий до кислотної корозії, може бути отрутним, накопичується в організмі при уживанні води зі свинцевих труб, використання: фарби на основі свинцю і бензину з його добавками. Є ефективним захистом проти радіації, використовується в гальванічних елементах, склі, кераміці і сплавах типу олова й у припої.

Мінерали свинцю: галеніт, діаболеїт, у природі свинець присутній у чотирьох ізотопах 204Pb (1,4%), 206Pb (24,1%), 207Pb (22,1%) і 208Pb (52,4%)

27 До елементів головної підгрупи III групи належать Бор В, Алюміній Аl, Галій Ga, Індій In, Талій ТІ.

У цій підгрупі зверху вниз наростають металічні властивості елементів, дднак ці елементи ще мають досить високу електронегативність і тому не утворюють гідрогеновмісних сполук сольової природи. Посилення металічних властивостей із зростанням протонного числа елементів виявляється у влас­тивостях їхніх оксидів і гідроксидів. Так, оксид бору має кислотний характер і є ангідридом боратної кислоти, оксиди і гідроксиди алюмінію, галію й індію — амфотерні, оксид і гідроксид талію(Ш) мають основний характер.

БОР. ДОБУВАННЯ І ВЛАСТИВОСТІ

Загальний вміст Бору у земній корі становить 3 • 10 %. У вільному стані Бор не трапляється. Здебільшого він перебуває у вигляді кальцієвих і магніє­вих солей поліборатних кислот (В₂О₃)_n • (Н₂О)_m а також бури Na₂B₄O₇ х 10Н₂О. Бор у вигляді ортоборатної кислоти виявлено у воді деяких гарячих джерел. Бор входить до складу рослинних і тваринних організмів, він належить до мікроелементів, наявність яких у ґрунті сприяє підвищенню врожайності деяких культур.

Природний Бор складається з двох стабільних нуклідів: ¹¹В (80 %) та ¹⁰В (20 %). Технічний бор добувають магнійтермічним відновленням борного ангідриду В₂О₃:

ЗMg + В₂О₃ = 3MgO + 2В.

Продуктом реакції є аморфний бор.

Бор можна добути також електролітичним відновленням розплаву суміші боратів і фтороборатів лужних металів.

Чистий кристалічний бор добувають відновленням галогенідів бору вод­нем (на танталовій дротині):

а також термічним розкладанням В₂Н₆ і BІ₃.

Бор існує в аморфній (коричневій) і кристалічній (чорній) формах. Темпе­ратура плавлення бору досягає 2075, температура кипіння — 3700 °С, густи­на — 2,34 г/см³.

У сполуках Бор може мати координаційні числа 3 і 4.

Донорно-акцепторною взаємодією зумовлено утворення міцного комп­лексного тетрафтороборат-іона [BF4]^-, який має тетраедричну структуру, а також наявність великої кількості неорганічних полімерів, до складу яких входить Бор.

З воднем бор безпосередньо не взаємодіє. Тому борани добувають непрямими способами. Під дією хлоридної кислоти на Mg₃B₂ утворюється суміш боранів. Найпростіший із них — диборан В₂Н₆; В₃Н₈, В₄Н₁₀ є газами, В₅Н₉, В₆Н₁₀ — рідини, В₁₀Н₁₄ — тверда речовина.

АЛЮМІНІЙ. ДОБУВАННЯ І ВЛАСТИВОСТІ

Вміст Алюмінію у земній корі становить 8 %. За поширенням Алюміній займає четверте місце (після О, Н і Si). Алюміній входить до складу алюмо­силікатів, з яких утворена земна кора. Він трапляється у вигляді частково гідратованого оксиду Аl₂О₃ • nН₂О (боксит), а найбільша його кількість вхо­дить до складу алюмосилікатів: KAISi₃O₈ — польовий шпат, КАl₃Н₈(SіО₄)₃ — мусковіт (слюда), Аl₂О₃ • 2SiO₂ • 2Н₂О — каолін.

Вперше алюміній був добутий Ф. Велером у 1827 р. відновленням хлориду алюмінію металічним калієм.

Нині великі кількості алюмінію добувають електролізом розплавленої суміші Аl₂О₃ з кріолітом Na₃AlF₆. Використання кріоліту дає змогу знизити температуру електролізу. Суміш, що містить 10 % Аl₂О₃ і 90 % Na₃AlF₆, пла­виться за температури 960 °С; електропровідність, густина і в'язкість цієї суміші такі, що найбільше сприяють проведенню електролізу.

Для добування алюмінію високого ступеня чистоти (до 99,99999 % Аl) технічний алюміній нагрівають у парі AlF₃:

Металічний алюміній, поверхня якого вкрита захисною плівкою Аl₂О₃, не реагує з водою. Якщо ж цю плівку зруйнувати, наприклад амальгамуванням, то відбуватиметься енергійна взаємодія алюмінію з водою з виділенням водню. Стандартний електродний потенціал алюмінію в кислому розчині дорівнює -1,66, а в лужному -2,36 В. Оскільки алюміній амфотерний, він розчиняється в розбавлених розчинах кислот і лугів з утворенням гексааква-катіонних [Аl(Н₂О)₆]³⁺ та гексагідроксоалюмінат-аніонних [Аl(ОН)₆]^3- комп­лексів:

2Аl + 6НСl + 12Н₂О = 2[Аl(Н₂О)₆]С1₃ + 3H₂ ;

2Аl + 6NaOH + 6Н₂О = 2Na₃[Al(OH)₆] + 3H₂ .

За властивостями Алюміній подібний до Силіцію, цим і пояснюється їх сумісне перебування у різних мінералах. Як активний метал алюміній важче, ніж силіцій, утворює сполуки з іншими металами та з Гідрогеном. Відомі алюмініди: Ni₃Al, NiAl, CoAl, LaAl₃, деякі з них характеризуються високою термостійкістю. Алюміній безпосередньо не взаємодіє з воднем. Гідрид алюмінію добувають, діючи LiH на А1С1₃ в етерному розчині:

АlСl₃ + 3LiH = АlН₃ + 3LiCl.

АlН₃ — це білий порошок, (АlН₃)_n — полімерна сполука, в якій атоми Алюмінію сполучені містковими водневими зв'язками (аналогічно боранам).

Як і Силіцій, Алюміній має велику спорідненість до Оксигену (поверхня алюмінію завжди вкрита тонкою захисною оксидною плівкою).

Під час нагрівання алюмінію оксидна плівка тріскається, тому в атмосфері кисню алюміній займається, енергійно взаємодіючи з ним:

4Аl + 3О₂ = 2Аl₂О₃, H = -3164 кДж.

Al₂O₃ — амфотерний оксид. Це біла тугоплавка сполука з температурою плавлення 2072 і температурою кипіння 3500 °С. Вивчення структури Аl₂О₃ показало, що він може мати близько десяти модифікацій. Найбільш вивче­ними і стійкими є -, - і -модифікації. -Модифікація Аl₂О₃ (корунд) трап­ляється найчастіше і є найстійкішою.

Міцністю зв'язків Аl-О пояснюється хімічна стійкість Аl₂О₃, його твердість, висока температура плавлення, наявність великої кількості природних сполук, що містять зв'язки Аl-О-Аl. Корунд за кімнатної температури не взаємодіє з водою, лугами, кислотами.

Солі Алюмінію, утворені слабкими кислотами (сульфід, карбонат тощо), повністю гідролізують, тому під дією (NH₄)₂S на водні розчини солей Алюмінію виділяється не сульфід алюмінію Аl₂S₃, а гідроксид алюмінію Аl(ОН)₃:

2АlСl₃ + 3(NH₄)₂S + 6Н₂О = 2Аl(ОН)₃ + 6NH₄Cl + 3H₂S .

Досить поширеними солями Алюмінію та оксигеновмісних кислот є нітрати, перхлорати, сульфати, які добре розчиняються у воді, під час кристалізації утво­рюють кристалогідрати: Al(NO₃)₃ • 4Н₂О, Аl(СlO₄)₃ • 9Н₂О, Al₂(SO₄)₃ • 18Н₂О. Остання сіль широко використовується у промисловості при виробництві паперу і в лабораторіях.

Сульфат алюмінію утворює з сульфатами одновалентних металів подвійні солі — галуни.

Часто в лабораторній практиці використовують калійний KAl(SO₄)₂ х 12Н₂О або амонійний NH₄Al(SO₄)₂ • 12Н₂О галуни. Галуни застосовують у медицині як кровоспинний засіб, для «білого» дублення шкіри, як протраву під час фарбування тканин.

Сульфат алюмінію застосовують для очищення води. Внаслідок перебігу реакції

Al₂(SO₄)₃ + ЗСа(НСО₃)₂ = 3CaSO₄ + 2Аl(ОН)₃ + 6CO₂

утворюються пластівці гідроксиду алюмінію, які, осідаючи, захоплюють різні домішки.

ЕЛЕМЕНТИ ПІДГРУПИ ГАЛІЮ

У підгрупу Галію входять елементи Галій Ga, Індій In і Талій ТІ. Усі ці три метали мало поширені в природі і належать до рідкісних. Вміст їх у земній корі становить: Ga - 1,5 • 10^-3, In - 10^-5, ТІ - 3 • 10^-4 %. Ні Галій, ні Індій не утворюють своїх власних мінералів. Виявлено мінерал Талію лорандит TlAsS₂. Галій, Індій і Талій трапляються як домішки різних руд (наприклад, цинкової, сульфідної"). Природні Галій, Індій і Талій складаються з нуклідів:

⁶⁹Ga (60,5 %) i ⁷¹Ga (39,5 %); ¹¹³In (4,33 %) i ¹¹⁵In (95,67 %); ²⁰³T1 (29,5 %) i ¹²⁰5T1 (70,5 %).

Галій добувають на алюмінієвих заводах з бокситів. Основною сировиною для добування індію і талію є продукти переробки цинкових та сульфідних поліметалічних руд. Спочатку складною переробкою виділяють солі або оксиди цих металів, а ладі метали добувають електролізом підкислених вод­них розчинів добутих солей або відновленням оксидів (вуглецем, воднем).

Галогеніди талію(І) Т1С1, TlBr, ТИ, подібно до галогенідів аргентуму, мало розчинні у воді і розкладаються під впливом світла. Малорозчинними є також солі Tl₂S i Tl₂SO₄.

Отже, йони Т1⁺ за деякими властивостями подібні до йонів Ag+, Hg²⁺, Pb²⁺, а де в чому до йонів лужних металів. Сполуки Галію, Індію і всі сполуки Талію токсичні.

25 Лужноземельні метали - хімічні елементи 2-ї групи головної підгрупи, крім берилію і магнію: кальцій, стронцій, барій і радій. Відносяться до 2-ї групи елементів за новою класифікацією ІЮПАК. Названі так тому, що їх оксиди - "землі" (за термінологією алхіміків) - повідомляють воді лужну реакцію. Солі лужноземельних металів, крім радію, широко поширені в природі у вигляді мінералів. 1. Фізичні властивості

Всі лужноземельні метали - сірі, тверді при кімнатній температурі речовини. На відміну від лужних металів, вони істотно більш тверді, і ножем переважно не ріжуться (виняток - стронцій). Щільність лужноземельних металів з порядковим номером росте, хоча явно зростання спостерігається тільки починаючи з кальцію, який найлегший з них (ρ = 1,55 г / см ), найважчий - радій, щільність якого приблизно дорівнює щільності заліза.