Графическим изображением Периодического закона является Периодическая система (таблица). Горизонтальные ряды системы называют периодами, а вертикальные столбцы – группами.

Всего в системе (таблице) 7 периодов, причем номер периода равен числу электронных слоев в атоме элемента, номеру внешнего (валентного) энергетического уровня, значению главного квантового числа для высшего энергетического уровня. Каждый период (кроме первого) начинается s-элементом — активным щелочным металлом и заканчивается инертным газом, перед которым стоит p-элемент — активный неметалл (галоген). Если продвигаться по периоду слева направо, то с ростом заряда ядер атомов химических элементов малых периодов будет возрастать число электронов на внешнем энергетическом уровне, вследствие чего свойства элементов изменяются – от типично металлических (т.к. в начале периода стоит активный щелочной металл), через амфотерные (элемент проявляет свойства и металлов и неметаллов) до неметаллических (активный неметалл – галоген в конце периода), т.е. металлические свойства постепенно ослабевают и усиливаются неметаллические.

В больших периодах с ростом заряда ядер заполнение электронов происходит сложнее, что объясняет более сложное изменение свойств элементов по сравнению с элементами малых периодов. Так, в четных рядах больших периодов с ростом заряда ядра число электронов на внешнем энергетическом уровне остается постоянным и равным 2 или 1. Поэтому, пока идет заполнение электронами следующего за внешним (второго снаружи) уровня, свойства элементов в четных рядах изменяются медленно. При переходе к нечетным рядам, с ростом величины заряда ядра увеличивается число электронов на внешнем энергетическом уровне (от 1 до 8), свойства элементов изменяются также, как в малых периодах.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Вертикальные столбцы в Периодической системе – группы элементов со сходным электронным строением и являющимися химическими аналогами. Группы обозначают римскими цифрами от I до VIII. Выделяют главные (А) и побочные (B) подгруппы, первые из которых содержат s- и p-элементы, вторые – d – элементы.

Номер А подгруппы показывает число электронов на внешнем энергетическом уровне (число валентных электронов). Для элементов В-подгрупп нет прямой связи между номером группы и числом электронов на внешнем энергетическом уровне. В А-подгруппах металлические свойства элементов усиливаются, а неметаллические – уменьшаются с возрастанием заряда ядра атома элемента.

Между положением элементов в Периодической системе и строением их атомов существует взаимосвязь:

— атомы всех элементов одного периода имеют равное число энергетических уровней, частично или полностью заполненных электронами;

— атомы всех элементов А подгрупп имею равное число электронов на внешнем энергетическом уровне.

План характеристики химического элемента на основании его положения в Периодической системе

Обычно характеристику химического элемента на основании его положения в Периодической системе дают по следующему плану:

— указывают символ химического элемента, а также его название;

— указывают порядковый номер, номер периода и группы (тип подгруппы), в которых находится элемент;

— указывают заряд ядра, массовое число, число электронов, протонов и нейтронов в атоме;

— записывают электронную конфигурацию и указывают валентные электроны;

— зарисовывают электронно-графические формулы для валентных электронов в основном и возбужденном (если оно возможно) состояниях;

— указывают семейство элемента, а также его тип (металл или неметалл);

— сравнивают свойства простого вещества со свойствами простых веществ, образованных соседними по подгруппе элементами;

— сравнивают свойств простого вещества со свойствами простых веществ, образованных соседними по периоду элементами;

— указывают формулы высших оксидов и гидроксидов с кратким описанием их свойств;

— указывают значения минимальной и максимальной степеней окисления химического элемента.

Характеристика химического элемента на примере магния (Mg)

Рассмотрим характеристику химического элемента на примере магния (Mg) согласно плану, описанному выше:

1. Mg – магний.

2. Порядковый номер – 12. Элемент находится в 3 периоде, в II группе, А (главной) подгруппе.

3. Z=12 (заряд ядра), M=24 (массовое число), e=12 (число электронов), p=12 (число протонов), n=24-12=12 (число нейтронов).

4. 12 Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 – электронная конфигурация, валентные электроны 3s 2 .

5. Основное состояние

Возбужденное состояние

6. s-элемент, металл.

7. Высший оксид – MgO — проявляет основные свойства:

MgO + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 O

MgO + N 2 O 5 = Mg(NO 3) 2

В качестве гидроксида магнию соответствует основание Mg(OH) 2 , которое проявляет все типичные свойства оснований:

Mg(OH) 2 + H 2 SO 4 = MgSO 4 + 2H 2 O

8. Степень окисления «+2».

9. Металлические свойства у магния выражены сильнее, чем у бериллия, но слабее, чем у кальция.

10. Металлические свойства у магния выражены слабее, чем у натрия, но сильнее, чем у алюминия (соседние элементы 3-го периода).

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание

Охарактеризуйте химический элемент серу на основании её положения в Периодической системе Д.И. Менделеева

Решение

1. S – сера. 2. Порядковый номер – 16. Элемент находится в 3 периоде, в VI группе, А (главной) подгруппе. 3. Z=16 (заряд ядра), M=32 (массовое число), e=16 (число электронов), p=16 (число протонов), n=32-16=16 (число нейтронов). 4. 16 S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 – электронная конфигурация, валентные электроны 3s 2 3p 4 . 5. Основное состояние Возбужденное состояние 6. p-элемент, неметалл. 7. Высший оксид – SO 3 — проявляет кислотные свойства: SO 3 + Na 2 O = Na 2 SO 4 8. Гидроксид, соответствующий высшему оксиду – H 2 SO 4 , проявляет кислотные свойства: H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O 9. Минимальная степень окисления «-2», максимальная – «+6» 10. Неметаллические свойства у серы выражены слабее, чем у кислорода, но сильнее, чем у селена. 11. Неметаллические свойства у серы выражены сильнее, чем у фосфора, но слабее, чем у хлора (соседние элементы в 3-м периоде).

ПРИМЕР 2

Задание

Охарактеризуйте химический элемент натрий на основании её положения в Периодической системе Д.И. Менделеева

Решение

1. Na – натрий. 2. Порядковый номер – 11. Элемент находится в 3 периоде, в I группе, А (главной) подгруппе. 3. Z=11 (заряд ядра), M=23 (массовое число), e=11 (число электронов), p=11 (число протонов), n=23-11=12 (число нейтронов). 4. 11 Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 – электронная конфигурация, валентные электроны 3s 1 . 5. Основное состояние 6. s-элемент, металл. 7. Высший оксид – Na 2 O — проявляет основные свойства: Na 2 O + SO 3 = Na 2 SO 4 В качестве гидроксида натрию соответствует основание NaOH, которое проявляет все типичные свойства оснований: 2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O 8. Степень окисления «+1». 9. Металлические свойства у натрия выражены сильнее, чем у лития, но слабее, чем у калия. 10. Металлические свойства у натрия выражены сильнее, чем у магния (соседний элемент 3-го периода).

Характеристика химического элемента.

План характеристики химического элемента по его положению в периодической системе.

Положение элемента в периодической системе. Период, группа, подгруппа. Порядковый номер, заряд ядра, количество протонов, количество электронов, количество нейтронов. Электронное строение атома. Возможные валентные состояния атома. Металл, неметалл, амфотерный металл. Высший оксид элемента, его характер. Гидроксид элемента, его характер. Пример формул солей. Водородные соединения.

Характеристика химического элемента-металла на основании его положения в периодической системе.

Рассмотрим характеристику химического элемента-металла по его положению в периодической системе на примере лития.

Литий Ї это элемент 2 периода главной подгруппы I группы периодической системы, элемент IA или подгруппы щелочных металлов. Строение атома лития можно отразить так: 3Li Ї 2з, 1з. Атомы лития будут проявлять сильные восстановительные свойства: легко отдадут свой единственный внешний электрон и получат в результате степень окисления (с. о.) +1. Эти свойства атомов лития будут слабее выражены, чем у атомов натрия, что связано с увеличением радиусов атомов: Rат (Li) < Rат (Na). Восстановительные свойства атомов лития выражены сильнее, чем у бериллия, что связано и с числом внешних электронов, и с расстоянием от ядра до внешнего уровня. Литий Ї простое вещество, представляет собой металл, а, следовательно, имеет металлическую кристаллическую решетку и металлическую химическую связь. Заряд иона лития: не Li+1 (так указывают с. о.), а Li+. Общие физические свойства металлов, вытекающие из их кристаллического строения: электро - и теплопроводность, ковкость, пластичность, металлический блеск и т. д. Литий образует оксид с формулой Li2O Ї это солеобразующий, основной оксид. Это соединение образовано за счет ионной химической связи Li2+O2-, взаимодействуют с водой, образуя щелочь. Гидроксид лития имеет формулу LiOH. Это основание Ї щелочь. Химические свойства: взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами и солями. В подгруппе щелочных металлов отсутствует общая формула "Летучие соединения". Эти металлы не образуют летучих водородных соединений. Соединения металлов с водородом Ї бинарные соединения ионного типа с формулой M+H.

Генетический ряд металла

Признаки генетического ряда металла:

Один и тот же химический элемент-металл; разные формы существования этого химического элемента: простое вещество и соединения Ї оксиды, основания, соли; взаимопревращения веществ разных классов.

В итоге можно записать генетический ряд лития:

Характеристика химического элемента-неметалла на основании его положения в периодической системе.

Рассмотрим характеристику химического элемента-неметалла по его положению в периодической системе на примере фосфора.

Фосфор Ї это элемент 3 периода, главной подгруппы V группы периодической системы, или VA группы. Строение атома фосфора можно отразить с помощью такой записи: 15Р 2з, 8з, 5з. Отсюда следует, что атомы фосфора, а также простые вещества, образованные этим элементом, могут проявлять как окислительные свойства, получая в результате с. о. –3 (такие соединения будут иметь общее название "фосфиды"), так и восстановительные свойства (с фтором, кислородом и другими более электроотрицательными элементами), получая при этом с. о., равную +3 и +5. Например, формулы хлоридов фосфора (III) РСl3. Фосфор более сильный окислитель, чем кремний, но менее сильный, чем сера, и, наоборот, Ї как восстановитель. Фосфор более сильный восстановитель, чем , но менее сильный, чем мышьяк, и, наоборот, по отношению к окислительным свойствам. Фосфор образует несколько простых веществ, т. е. этот элемент обладает свойством аллотропии. Фосфор образует высший оксид с формулой P2O5. Характер этого оксида Ї кислотный и, соответственно, химические свойства: взаимодействие со щелочами, основными оксидами и водой. Фосфор образует еще один оксид P2O3. Высший гидроксид фосфора Н3РО4 является типичной кислотой. Их общие химические свойства: взаимодействия с металлами, основными оксидами, основаниями и солями. Фосфор образует летучее водородное соединение фосфин РНз.

Генетический ряд неметалла

Признаки генетического ряда неметалла:

один и тот же химический элемент-неметалл;

разные формы существования этого элемента: простые вещества (аллотропия) и соединения: оксиды, основания, соли, водородные соединения;

взаимопревращения веществ разных классов.

По итогам этого обобщения можно записать генетический ряд фосфора:

P→Mg3P2→PH3→P2O5→H3PO4→Na3PO4

Характеристика переходного элемента на основании его положения в периодической системе. Амфотерность. Понятие об амфотерности и переходных металлах.

Гидроксиды некоторых химических элементов будут проявлять двойственные свойства – и основные, и кислотные Ї в зависимости от сореагента. Такие гидроксиды называют амфотерными, а элементы Ї переходными. Аналогичный характер имеют их оксиды.

Например, у цинка: Zn(OH)2 = H2ZnO2, и, соответственно, записывается соль состава Na2ZnO2.

Записывать формулы комплексов мешает отсутствие знаний о них и сложность формул, а формулу метаалюминия NaAlO2 сознание того, что соль с такой формулой образуется только при сплавлении твердых щелочей и оксида или гидроксида . Предлагаем записывать просто: Al(OН)3 = H3AlO3 и, соответственно, формулу ортоалюмината Na3AlO3.

Характеристика алюминия по его положению в периодической системе

Алюминий Ї это элемент 3 периода, главной подгруппы III группы или IIIA группы. Строение атома алюминия можно отразить с помощью такой записи: 13Al 2e, 8e, 3e. Отсюда следует, что атомы алюминия, так же как и алюминий Ї простое вещество, проявляют сильные восстановительные свойства, получая в результате с. о. +3. Восстановительную способность и металлические свойства в сравнении с соседями по периоду и групп можно отразить с помощью записей:

Металлические и восстановительные свойства уменьшаются

Неметаллические и окислительные свойства усиливаются

Алюминий Ї простое вещество, это металл. Следовательно, для него характерны металлическая кристаллическая решетка (и соответствующие физические свойства) и металлическая химическая связь, схему образования которой можно записать так: Al0 (атом) Ї 3з ↔ Al3+ (ион). Ион Ї заряженная частица, образующаяся при отдаче или принятии электронов атомом или группой атомов. Оксид алюминия Al2O3 Ї это солеобразующий амфотерный оксид. Соответственно, взаимодействует с кислотами и кислотными оксидами, со щелочами и основными оксидами, но не с водой. Гидроксид алюминия Al(OH)3 = H3AlO3 Ї это нерастворимый амфотерный гидроксид. Соответственно, он разлагается при нагревании, взаимодействует с кислотами и со щелочами.

Генетический ряд алюминия

Al→Al2O3→Al(OH)3→AlСl3

У атомов металлов на внешнем электронном уровне малое количество электронов, поэтому для них характерно проявление восстановительных свойств. Генетический ряд металла: металл → основный оксид → основание → соль. У атомов неметаллов на внешнем электронном уровне большее количество электронов, чем у атомов-металлов, поэтому в большинстве соединений и превращений они проявляют окислительные свойства. Генетический ряд неметалла: неметалл → кислотный оксид → кислота → соль. Гидроксиды некоторых химических элементов будут проявлять двойственные свойства Ї и основные, и кислотные Ї в зависимости от сореагента. Такие гидроксиды называют амфотерными, а элементы Ї переходными. Аналогичный характер имеют их оксиды.

Стрельцова Ирина Викторовна
Должность: преподаватель химии и биологии
Учебное заведение: КГБ ПОУ "Чугуевский колледж сельского хозяйства и сервиса"
Населённый пункт: с.Чугуевка
Наименование материала: методическая разработка
Тема: "План характеристики химического элемента по положению в ПСХЭ"
Дата публикации: 31.03.2018
Раздел: полное образование

План – алгоритм характеристики элемента по его положению в ПСХЭ Д. И.

Менделеева

Зная формулировка периодического закона и используя периодическую систему элементов Д. И.

Менделеева, можно дать характеристику любому химическому элементу и его соединениям. Такую

характеристику химического элемента удобно складывать по плану

1. Символ химического элемента и его название.

2. Относительная атомная масса (Ar)

3. Положение химического элемента в периодической системе элементов Д.И.

Менделеева:

порядковый номер;

номер периода (малый или большой)

номер группы (главная или побочная)

4.Строение атома химического элемента:

заряд ядра атома;

протонов;

число электронов;

число нейтронов;

Подсказка!

Число электронов = числу протонов = порядковому номеру;

Число нейтронов = атомная масса (Ar из таблицы Менделеева) – число протонов.

5. Вид элемента (s, p, d, f)

Подсказка!

s-элементы: это первые два элемента в 1-7 периодах;

p-элементы: последние шесть элементов1-6 периодов;

d-элементы: это элементы больших периодов (по 10 штук) между s- и p-элементами;

f-элементы: это элементы 6 и 7 периодов – лантаноиды и актиноиды, они вынесены вниз

таблицы.

6. Количество энергетических уровней

7 .Составляем электронную формулу атома

Подсказка!

Для написания электронной формулы используйте шкалу энергий:

Помните! На s – орбитали максимум может быть 2 электрона, на p – 6, на d – 10,

на f – 14 электронов.

Например,

8. Определяем высшую валентность.

9. Определяем максимальную и минимальную степень окисления

Подсказка!

Максимальная положительная степень окисления для химических элементов главных

подгрупп равен номеру группы. Минимальная степень окисления для неметаллов в

большинстве случаев равна разнице между номером группы и числом восемь.

10. Формулы соединений

1) Высший оксид (только для s, p) – указать кислотный или основной

Подсказка!

Общая формула высшего оксида дана под группой химических элементов (R

O, RO и т.д.)

Химический характер:

А) Кислотный - кислотный оксид плюс щелочь равно соль плюс вода

Б) Основной – основной оксид плюс кислота равно соль плюс вода

В) Амфотерный – (А + Б)

2) Гидрооксид (кислота или основание)

3) Летучее водородное соединение (только для s, p) для неметаллов

Подсказка!

Общая формула летучего водородного соединения дана под группой химических элементов

и т.д.) – только для элементов 4 -8 групп.

11.Окислитель или восстановитель

12. Металл или неметалл

Углерод (С) – типичный неметалл; в периодической системе находится в 2-м периоде IV группе, главной подгруппе. Порядковый номер 6, Ar = 12,011 а.е.м., заряд ядра +6.

Физические свойства: углерод образует множество аллотропных модификаций: алмаз – одно из самых твердых веществ, графит, уголь, сажа .

Атом углерода имеет 6 электронов: 1s 2 2s 2 2p 2 . Последние два электрона располагаются на отдельных р-орбиталях и являются неспаренными. В принципе, эта пара могла бы занимать одну орбиталь, но в таком случае сильно возрастает межэлектронное отталкивание. По этой причине один из них занимает 2р х, а другой, либо 2р у , либо 2р z -орбитали.

Различие энергии s- и р-подуровней внешнего слоя невелико, поэтому атом довольно легко переходит в возбужденное состояние, при котором один из двух электронов с 2s-орбитали переходит на свободную 2р. Возникает валентное состояние, имеющее конфигурацию 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . Именно такое состояние атома углерода характерно для решетки алмаза — тетраэдрическое пространственное расположение гибридных орбиталей, одинаковая длина и энергия связей.

Это явление, как известно, называют sp 3 -гибридизацией, а возникающие функции – sp 3 -гибридными. Образование четырех sp 3 -cвязeй обеспечивает атому углерода более устойчивое состояние, чем три р-р- и одна s-s-связи. Помимо sp 3 -гибридизации у атома углерода наблюдается также sp 2 — и sp-гибридизация. В первом случае возникает взаимное наложение s- и двух р-орбиталей. Образуются три равнозначные sp 2 — гибридных орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу. Третья орбиталь р неизменна и направлена перпендикулярно плоскости sp 2 .

При sp-гибридизации происходит наложение орбиталей s и р. Между двумя образующимися равноценными гибридными орбиталями возникает угол 180°, при этом две р-орбитали у каждого из атомов остаются неизменными.

Аллотрорпия углерода. Алмаз и графит

В кристалле графита атомы углерода расположены в параллельных плоскостях, занимая в них вершины правильных шестиугольников. Каждый из атомов углерода связан с тремя соседними sp 2 -гибридными связями. Между параллельными плоскостями связь осуществляется за счет ван-дер-ваальсовых сил. Свободные р-орбитали каждого из атомов направлены перпендикулярно плоскостям ковалентных связей. Их перекрыванием объясняется дополнительная π-связь между атомами углерода. Таким образом, от валентного состояния, в котором находятся атомы углерода в веществе, зависят свойства этого вещества .

Химические свойства углерода

Наиболее характерные степени окисления: +4, +2.

При низких температурах углерод инертен, но при нагревании его активность возрастает.

Углерод как восстановитель:

— с кислородом
C 0 + O 2 – t° = CO 2 углекислый газ
при недостатке кислорода — неполное сгорание:
2C 0 + O 2 – t° = 2C +2 O угарный газ

— со фтором
С + 2F 2 = CF 4

— с водяным паром
C 0 + H 2 O – 1200° = С +2 O + H 2 водяной газ

— с оксидами металлов. Таким образом выплавляют металл из руды.
C 0 + 2CuO – t° = 2Cu + C +4 O 2

— с кислотами – окислителями:
C 0 + 2H 2 SO 4 (конц.) = С +4 O 2 ­ + 2SO 2 ­ + 2H 2 O
С 0 + 4HNO 3 (конц.) = С +4 O 2 ­ + 4NO 2 ­ + 2H 2 O

— с серой образует сероуглерод:
С + 2S 2 = СS 2 .

Углерод как окислитель:

— с некоторыми металлами образует карбиды

4Al + 3C 0 = Al 4 C 3

Ca + 2C 0 = CaC 2 -4

— с водородом — метан (а также огромное количество органических соединений)

C 0 + 2H 2 = CH 4

— с кремнием, образует карборунд (при 2000 °C в электропечи):

Нахождение углерода в природе

Ссвободный углерод встречается в виде алмаза и графита. В виде соединений углерод находится в составе минералов: мела, мрамора, известняка – СаСО 3 , доломита – MgCO 3 *CaCO 3 ; гидрокарбонатов – Mg(НCO 3) 2 и Са(НCO 3) 2 , СО 2 входит в состав воздуха; углерод является главной составной частью природных органических соединений – газа, нефти, каменного угля, торфа, входит в состав органических веществ, белков, жиров, углеводов, аминокислот, входящих в состав живых организмов.

Неорганические соединения углерода

Ни ионы С 4+ , ни С 4- ‑ ни при каких обычных химических процессах не образуются: в соединениях углерода имеются ковалентные связи различной полярности.

Оксид углерода (II) СО

Угарный газ; бесцветный, без запаха, малорастворим в воде, растворим в органических растворителях, ядовит, t°кип = -192°C; t пл. = -205°C.

Получение
1) В промышленности (в газогенераторах):
C + O 2 = CO 2

2) В лаборатории — термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H 2 SO 4 (конц.):
HCOOH = H 2 O + CO­

H 2 C 2 O 4 = CO­ + CO 2 ­ + H 2 O

Химические свойства

При обычных условиях CO инертен; при нагревании – восстановитель; несолеобразующий оксид.

1) с кислородом

2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2

2) с оксидами металлов

C +2 O + CuO = Сu + C +4 O 2

3) с хлором (на свету)

CO + Cl 2 – hn = COCl 2 (фосген)

4) реагирует с расплавами щелочей (под давлением)

CO + NaOH = HCOONa (формиат натрия)

5) с переходными металлами образует карбонилы

Ni + 4CO – t° = Ni(CO) 4

Fe + 5CO – t° = Fe(CO) 5

Оксид углерода (IV) СO 2

Углекислый газ, бесцветный, без запаха, растворимость в воде — в 1V H 2 O растворяется 0,9V CO 2 (при нормальных условиях); тяжелее воздуха; t°пл.= -78,5°C (твёрдый CO 2 называется «сухой лёд»); не поддерживает горение.

Получение

1. Термическим разложением солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка:

CaCO 3 – t° = CaO + CO 2

1. Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:

CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2 ­

NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2 ­

Химические свойства СO 2
Кислотный оксид: реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты

Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

NaOH + CO 2 = NaHCO 3

При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства

С +4 O 2 + 2Mg – t° = 2Mg +2 O + C 0

Качественная реакция

Помутнение известковой воды:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ¯(белый осадок) + H 2 O

Оно исчезает при длительном пропускании CO 2 через известковую воду, т.к. нерастворимый карбонат кальция переходит в растворимый гидрокарбонат:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Сa(HCO 3) 2

Угольная кислота и её соли

H 2 CO 3 — Кислота слабая, существует только в водном растворе:

CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3

Двухосновная:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 — Кислые соли — бикарбонаты, гидрокарбонаты
HCO 3 — ↔ H + + CO 3 2- Cредние соли — карбонаты

Характерны все свойства кислот.

Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:

2NaHCO 3 – t° = Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 ­

Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 = 2NaHCO 3

Карбонаты металлов (кроме щелочных металлов) при нагревании декарбоксилируются с образованием оксида:

CuCO 3 – t° = CuO + CO 2 ­

Качественная реакция — «вскипание» при действии сильной кислоты:

Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2 ­

CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2 ­

Карбиды

Карбид кальция:

CaO + 3 C = CaC 2 + CO

CaC 2 + 2 H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2 .

Ацетилен выделяется при реакции с водой карбидов цинка, кадмия, лантана и церия:

2 LaC 2 + 6 H 2 O = 2La(OH) 3 + 2 C 2 H 2 + H 2 .

Be 2 C и Al 4 C 3 разлагаются водой с образованием метана:

Al 4 C 3 + 12 H 2 O = 4 Al(OH) 3 = 3 CH 4 .

В технике применяют карбиды титана TiC, вольфрама W 2 C (твердые сплавы), кремния SiC (карборунд – в качестве абразива и материала для нагревателей).

Цианиды

получают при нагревании соды в атмосфере аммиака и угарного газа:

Na 2 CO 3 + 2 NH 3 + 3 CO = 2 NaCN + 2 H 2 O + H 2 + 2 CO 2

Синильная кислота HCN – важный продукт химической промышленности, широко применяется в органическом синтезе. Ее мировое производство достигает 200 тыс. т в год. Электронное строение цианид-аниона аналогично оксиду углерода (II), такие частицы называют изоэлектронными:

C= O: [:C= N:] –

Цианиды (0,1-0,2%-ный водный раствор) применяют при добыче золота:

2 Au + 4 KCN + H 2 O + 0,5 O 2 = 2 K + 2 KOH.

При кипячении растворов цианидов с серой или сплавлении твердых веществ образуются роданиды :
KCN + S = KSCN.

При нагревании цианидов малоактивных металлов получается дициан: Hg(CN) 2 = Hg + (CN) 2 . Растворы цианидов окисляются до цианатов :

2 KCN + O 2 = 2 KOCN.

Циановая кислота существует в двух формах:

H-N=C=O; H-O-C= N:

В 1828 г. Фридрих Вёлер (1800-1882) получил из цианата аммония мочевину: NH 4 OCN = CO(NH 2) 2 при упаривании водного раствора.

Это событие обычно рассматривается как победа синтетической химии над «виталистической теорией».

Существует изомер циановой кислоты – гремучая кислота

H-O-N=C.
Ее соли (гремучая ртуть Hg(ONC) 2) используются в ударных воспламенителях.

Синтез мочевины (карбамида):

CO 2 + 2 NH 3 = CO(NH 2) 2 + H 2 O. При 130 0 С и 100 атм.

Мочевина является амидом угольной кислоты, существует и ее «азотный аналог» – гуанидин.

Карбонаты

Важнейшие неорганические соединения углерода – соли угольной кислоты (карбонаты). H 2 CO 3 – слабая кислота (К 1 =1,3·10 -4 ; К 2 =5·10 -11). Карбонатный буфер поддерживает углекислотное равновесие в атмосфере. Мировой океан обладает огромной буферной емкостью, потому что он является открытой системой. Основная буферная реакция – равновесие при диссоциации угольной кислоты:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 — .

При понижении кислотности происходит дополнительное поглощение углекислого газа из атмосферы с образованием кислоты:
CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .

При повышении кислотности происходит растворение карбонатных пород (раковины, меловые и известняковые отложения в океане); этим компенсируется убыль гидрокарбонатных ионов:

H + + CO 3 2- ↔ HCO 3 —

CaCO 3 (тв.) ↔ Ca 2+ + CO 3 2-

Твердые карбонаты переходят в растворимые гидрокарбонаты. Именно этот процесс химического растворения избыточного углекислого газа противодействует «парниковому эффекту» – глобальному потеплению из-за поглощения углекислым газом теплового излучения Земли. Примерно треть мирового производства соды (карбонат натрия Na 2 CO 3) используется в производстве стекла.