Химия и биологическая роль элементов IV A-группы

SiHCl₃ + 2H₂O Þ H₂ + SiO₂ + 3HCl.

Используется   SiHCl₃ в производстве кремнийорганических соединений и кремния высокой чистоты (восстановленим водородом при 1000⁰С).

Гидриды кремния (силаны). Простейшей формой существования водородных соединений элементов IV-А подгруппы  является ЭН₄. Если для углерода соединение СH₄  очень прочное, то при движении по группе сверху вниз от углерода к свинцу увеличение размеров орбиталей приводит к уменьшению прочности связи элемента с водородом и, начиная с кремния, гидриды становятся неустойчивыми. Высокая симметрия sp³- гибридных орбиталей приводит к тому, что ЭН₄ имеют правильное тетраэдрическое строение, молекулы неполярны, поэтому межмолекулярные силы слабы. Простейшие водородные соединения элементов IV-А подгруппы - это газообразные вещества, плохо растворимые в воде.

В то время как для  углерода  существуют гомологи метана общей формулы С_nH_2n+2 без ограничения числа n, гидриды кремния образуют ограниченный ряд от SiH₄ до Si₈H₁₈, что связано с уменьшением прочности связи элемент-элемент. Легкость термического разложения силанов возрастает с ростом числа звеньев. Высшие силаны менее уcтойчивы, чем SiH₄ и Si₂H₆.

Силаны можно получить взаимодействием силицида магния с  растворами серной или фосфорной  кислот. В результате  образуется смесь силанов, основным компонентом которой является простейший силан  SiH₄ (40 % об.):

Mg₂Si + 2H₂SO₄ Þ  2MgSO₄ + SiH₄­­

 Силаны разделяют  фракционной перегонкой. Все они  бесцветны, температура кипения  силанов возрастает с увеличением  молекулярной массы - t_кип.(SiH₄)= –112⁰C, t_кип.(Si₂H₆)= -15^оС, а трисилан  Si₃H₈  при комнатной температуре является жидкостью. Все силаны чрезвычайно реакционноспособны, являются сильными восстановителями и самопроизвольно воспламеняются на воздухе:

SiH₄ + 2O₂ Þ SiO₂ + 2H₂O

С галогенами при комнатной  температуре силаны взаимодействуют  со взрывом:

SiH₄ + 4Cl₂ Þ SiCl₄ + 4HCl

 В присутствии галогенидов  алюминия возможно замещение  водорода хлором или бромом  с образованием галогенсиланов, таких как  SiH₃Cl. Известно большое число алкил- и арил-замещенных силанов (например, диметилдихлорсилан (CH₃)₂SiCl₂, фенилтрихлорсилан С₆H₅SiCl₃  и пр.), полученных прямым синтезом.

Силаны устойчивы  в нейтральной  и кислой средах. В присутствии  оснований очень легко гидролизуются  по схеме:

                                      Si₂H₆ + 4H₂O  Þ  2SiO₂ + 7H₂­­

В отличие от метана, силан  уже на холоду реагирует со щелочами

SiH₄ + 2NaOH + H₂O Þ Na₂SiO₃ + 4H₂­­

Качественные реакции на ионы:                                                                                                                                                                                            CO^2-₃

 Реакция  с минеральными кислотами (фармакопейная).

СО₃^2- + 2 Н₃О = Н₂СО₃ + 2Н₂О

НСО₃^- + Н₃О⁺ = Н₂СО₃ + 2Н₂О

Н₂СО₃ -- СО₂ + Н₂О

Выделяющийся  газообразный СО₂ обнаруживают по помутнению баритоновой или известковой воды в приборе для обнаружения газов, пузырьков газа (СО₂), в пробирке - приемнике - помутнение раствора.

_CN^-

а)Реакция с нитратом серебра.

Образованием  бесцветных дицианоаргентат (I) - ионов [Ag(CN)₂]-:

CN- + Ag⁺ -> AgCN CN- + AgCN -> [Ag(CN)₂]^-

Этот процесс  протекает до тех пор, пока все  присутствующие в растворе ионы CN- прореагируют с катионами серебра. По мере дальнейшего прибавления AgNO₃ из раствора осаждается,белая малорастворимая комплексная соль Ag[Ag(CN)2]:

Ag⁺ + [Ag (CN)₂]- - Аg [Аg(СN)₂]⁺(белый)

б). Если, наоборот, к раствору, содержащему катионы Ag⁺, постепенно прибавлять раствор, содержащий ионы CN-, то выпадает белый творожистый осадок AgCN - до тех пор, пока все катионы Ag⁺ прореагируют с прибавляемыми цианид - ионами. При дальнейшем добавлении раствора цианида осадок AgCN растворяется с образованием комплексных анионов [Ag(CN)₂]

 

Pb⁺²

Pb²⁺ (NO₃)₂ + K₂CrO₄↓ + 2KNO₃

Осадок хромата  свинца (ІІ) жёлтого цвета.

 

 

Силикатное стекло — наиболее распространённый вид

Базовый метод  получения силикатного стекла заключается  в плавлении смеси кварцевого песка (SiO₂), соды (Na₂CO₃) и извести (CaO). В результате получается химический комплекс с составом Na₂O*CaO*6SiO₂.

Кварцевое стекло получают плавлением кремнезёмистого сырья высокой чистоты (обычно кварцит, горный хрусталь), его химическая формула — SiO2. Кварцевое стекло может быть также природного происхождения, образующееся при попадании молнии в залежи кварцевого песка.

Стеклокристаллический материал — оптический Ситалл, получаемый направленной кристаллизацией различных стекол при их термической обработке и обладающий мелкодисперсной структурой, высокой прочностью, он — радиопрозрачный, химически стойкий, прозрачный, изотропный, термостойкий, износостойкий и др.

Химико-лабораторное стекло — стекло, обладающее высокой химической и термической устойчивостью.

Боросиликатное  стекло — стекло обычного состава, в котором заменяют щелочные компоненты в исходном сырье на окись бора (B₂O₃). Этим достигается повышенная химическая стойкость и малый коэффициент температурного расширения — до 3,3·10⁻⁶ при 20 °C у лучших образцов.

Коэффициент температурного расширения

У боросиликатного  стекла он очень мал, меньше только у кварцевого стекла (почти в 10 раз). Это позволяет стеклу не трескаться при резких изменениях температуры. Этим обусловлено его применение в качестве противопожарного и в других случаях, когда необходима термическая стойкость.

Также боросиликатное стекло может применяться для  изготовления пипеток для ИКСИ, биопсии бластомера, которая проводится для проведения использования предимплантационной генетической диагностики с использованием в качестве генетического материала биопсийных клеток. Существует 3 варианта пипеток с внутренним диаметром от 4 µм до 7,5 µм. Длина пипетки составляет от 60 до 75 мм и имеет угол скоса 30°.

 

АЛЮМОСИЛИКАТЫ – природные и синтетические силикаты, содержащие в составе сложных анионов атомы алюминия и кремния.

К началу 20 в. был накоплен обширный экспериментальный материал по составу и свойствам алюмосиликатов, однако их строение все еще оставалась загадкой. Решающее влияние на изучение структуры алюмосиликатов оказало открытие в 1912 немецкими физиками Максом фон Лауэ, Пaулем Книппингом (Knipping Paul) (1883–1935) и Вальтером Фридрихом (Friedrich Walter) (1883–1968) явления дифракции рентгеновских лучей на кристаллах и создание Уильямом Генри (Bragg William Henry) (1862–1942) и Уильямом Лоуренсом (Bragg William Lawrence) (1890–1971) Брэггами на этой основе принципиально нового метода исследования вещества – рентгеноструктурного анализа.

С 1925 по 1931 проводились  интенсивные рентгеноструктурные  исследования силикатов и алюмосиликатов и было установлено, что основным «строительным кирпичиком» этих соединений является атом кремния или алюминия, окруженный четырьмя атомами кислорода, – кремне(алюмо)кислородный тетраэдр SiO4(AlO4). Многообразие же алюмосиликатов объясняется разными способами соединения этих тетраэдров, которые обычно сочленяются вершинами с образованием связей Si-O-Si и Si-O-Al (рис. 1).

Рис. 1. СПОСОБЫ СОЕДИНЕНИЯ КРЕМНЕ(АЛЮМО)СИЛИКАТНЫХ ТЕТРАЭДРОВ: а) отдельный тетраэдр, б) два тетраэдра  с общей вершиной, в) фрагмент простой  цепи, г) фрагмент «ленты», д) фрагмент «листа».

Алюмосиликаты распространены в природе, они составляют до 50% массы земной коры. К природным  алюмосиликатам относятся, в первую очередь, полевые шпаты, имеющие  каркасную структуру (например ортоклаз NaAlS3O8, альбит NaAlSi3O8, анортит CaAl2Si2O8).

В 18 в. были открыты  цеолиты – каркасные алюмосиликаты, состав которых можно описать  общей формулой MIxMIIy(Alx+2ySizO2x+4y+2z)·nH2O. Свое название они получили от греческих  слов zeo – киплю и lithos – камень, т.к. образуют пузырчатое стекло при  сильном и быстром нагревании. Известно более 40 минеральных видов природных цеолитов. Всего в мире известно около 1000 крупных месторождений цеолитов более чем в 40 странах, из них в России – около 20 (в Кузбассе, Якутии, Бурятии, Приморье, на Камчатке и о.Сахалин). С 1950-х в промышленных масштабах производятся искусственные цеолиты. В лабораториях синтезировано более 100 структурных видов, большинство которых не имеют природных аналогов.

Цеолиты – это  нестехиометрические соединения, их составы изменяются в широких пределах, образуя ряды твердых растворов. Кристаллические структуры цеолитов состоят из тетраэдров [SiO4]4– и [АlO4]5–, соединенных вершинами в ажурные каркасы, в полостях и каналах которых находятся катионы металлов и молекулы Н2О. Они характеризуются рыхлой структурой с широкими каналами (рис. 2).

Рис. 2. ТИПИЧНЫЕ ЦЕОЛИТЫ               а – синтетический цеолит состава Na12(Al12Si12O48).27 H2O (ширина канала 420 пм); б – фожазит Na12Ca12Mg12Al59Si133O384.235H2O (ширина канала 740 пм).

Это позволяет  им обменивать находящиеся в полостях решетки катионы металлов и молекулы воды. Натуральные и синтетические цеолиты широко применяются в качестве катионообменников, например, при умягчении воды.

Если из цеолитов полностью удалить адсорбированную  в их полостях воду, они выступают в роли молекулярных сит: в освободившихся полостях могут селективно адсорбироваться молекулы диоксида атомы алюминия, координированные только с тремя атомами кислорода (рис. 3).углерода, аммиака и других веществ. Поэтому цеолиты применяются как адсорбенты в хроматографии, а также при очистке, осушке и разделении газов.

Цеолиты являются кислотными катализаторами. Многие цеолиты используются как носители катализаторов.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Свойства  соединений германия, олова и свинца в степени окисления +2 и +4

Оксид германия(II) — бинарное неорганическое соединение металла германия и кислорода с формулой GeO, серо-чёрные кристаллы, слабо растворимые в воде.

• При нагревании диспропорционирует:

• При нагревании на воздухе окисляется:

     Незначительно растворяется в воде с образованием германиевой кислоты:

• Легко окисляется, например перекисью водорода:

 

Оксид германия(IV) (диоксид германия, двуокись германия) представляет собой бинарное неорганическое химическое соединениегермания с кислородом. Химическая формула  .

Химические  свойства

α-GeO₂ и аморфный GeO₂ химически более пассивны, поэтому химические свойства описывают для β-GeO₂.

Нагревание  диоксида германия при температуре 1000 °C дает оксид германия (GeO) :

Восстанавливается водородом и углеродом до металлического германия при нагревании:

Диоксид германия растворяется в воде, образуя слабую метагерманиевую кислоту:

Растворяется  в щелочах, с разбавленными образует соли метагерманиевой кислоты, с  концентрированными — ортогерманиевой:

Серый нитрид германия (Ge₃N₄) может быть получен действием NH₃ на металлический германий (или GeO₂) при 700 °C^[4]:

Взаимодействует с галогеноводородами:

При нагревании разрушает соли более слабых кислот с образованием германатов:

С окислами щелочных металлов, в зависимости от их количества, образует различные германаты:

Оксид олова(II) — это неорганическое бинарное химическое соединение, которое существует в двух формах: стабильная, имеющая черно-синий (по другим данным коричневато-чёрный) цвет и метастабильная — красный цвет Химическая формула — SnO. В этом соединении олово имеет степень окисления равную ²⁺, а кислород ²⁻.

Оксид олова(II) устойчив на воздухе, амфотерен с  преобладанием основных свойств. Малорастворим в воде и разбавленных растворах щелочей. Растворяется в разбавленных кислотах:

и концентрированных  кислотах:

Он также  растворяется в сильных кислотах, давая ионные комплексы, например Sn(OH₂)₃²⁺ или Sn(OH)(OH₂)²⁺, также в менее кислотных растворах — Sn₃(OH)₄²⁺.

Растворяется  в концентрированных щелочах:

Также известны другие безводные оловосодержащие  соединения, например, K₂Sn₂O₃, K₂SnO₂.

Диспропорционирует  при нагревании:

Окисляется  кислородом воздуха:

Восстанавливается до металлического олова водородом, углеродом, кремнием, бором и парами этилового спирта.^[2]:

Sn и O могут  образовывать соединения нестехиометрического состава.

 

Оксид олова(IV) — бинарное неорганическое соединение, оксид металла олова с формулой SnO₂, белые кристаллы, нерастворимые в воде.

Химические  свойства

• Гидратированная форма переходит в кристаллическую при нагревании:

• Растворяется в концентрированных кислотах: