книги / Химия металлов и неметаллов. Нанохимия. Наноматериалы

H2S04 используют в производстве фосфорных удобрений, синтетических воло­ кон, моющих средств, а также при очистке нефти и травлении черных металлов.

Na2S04 применяют в производстве вискозного шелка, органических красителей, для отбеливания тканей и дубления кож.

2.5. Галогены и их соединения

Элементы VII А группы получили название галогены, что означает «солеобра­ зующие». Их нередко обозначают символом «На1». В группе первые четыре галогена (F, С1, Вг и I) относят к неметаллам, а последний (At) - к металлоидам. At является радиоактивным элементом. Галогены образуют двухатомные молекулы: F2, С12 - га­ зы, Вг2 - жидкость, 12 - твердое вещество. Электронная конфигурация валентного уровня у атомов элементов VIIA группы одинакова - s2p s Несмотря на это фтор от­ личается от других галогенов по степени окисления в химических соединениях и по свойствам. Он имеет в большинстве соединений только одну степень окисления -1, в то время как остальные галогены - от -1 до +7, к тому же F - самый реакционноспо­ собный элемент из известных. Причины этого - малый размер атома, отсутствие ва­ лентных ^-орбиталей, самая высокая электроотрицательность по сравнению с други­ ми элементами. Фтор - очень сильный окислитель. Малый размер атомов способству­ ет образованию соединений фтора с другими элементами в их высших валентных со­ стояниях: AgF2, K[AgF4], BiF5, PtF6, SFe, IF7. Самыми близкими по свойствам среди галогенов являются хлор и бром, радиусы ионов СГ и ВГ различаются лишь на 6,5 % (между F" и СГ различие 38 %).

Большинство соединений, образованных галогенами и металлами, имеет ионный характер. Из числа их немногих ковалентных соединений с металлами можно отме­ тить ВеС12, AICI3. Ковалентными являются связи Hal-Hal, Hal-неметалл. Число кова­ лентных связей, равное 3, 5 и 7, соответствует числу неспаренных электронов на ва­ лентном уровне атомов галогенов, которые возникают за счет распаривания электро­ нов и перехода некоторых из них на ис/-подуровень.

Из-за высокой реактивности галогены присутствуют в природных условиях только в форме химических соединений. Основные из них - флюорит CaF2, фторапатит 3Ca3(P04)2 CaF2, галит NaCI, сильвин КС1, карналлит KCl-MgCl2-6H20. Бром и иод содержатся в буровых водах нефтяных месторождений (0,01 и 0,003 % соответствен­ но).

Фтор получают электролизом раствора K[HF2] в безводной HF (разложение HF):

K[HFj]

НР(ж) электролиз * ^ 2(г) ^ 2(г)-

Хлор также получают электролизом, но в качестве электролита используют или водный раствор, или расплав NaCI:

Бром и иод нет необходимости получать электролизом, достаточно провести окислительно-восстановительную реакцию:

Ch(r) + 2Вг (p)-* 2C1 (p)+ Br2(r).

Вгг удаляют из реакционного пространства с потоком воздуха.

Благодаря очень высокой реакционной способности F2 образует соединения со всеми элементами, кроме Не, Ne и Аг. В атмосфере фтора воспламеняется большин­ ство порошкообразных металлов, а также неметаллы С, Si, Р, S и др. при 20-300 °С. F2 реагирует с простым и кварцевым стеклом:

SiC>2(K) +2F2(r> -» SiF4(r) + Ог(г)-

Поэтому для фтора используют сосуды из сплава Ni-Fe-Mn (монель-металл) или металлов - меди, никеля. При взаимодействии F2 с Н20 могут выделяться разные продукты, но при 0-90 °С основной является реакция

2 F2(r> + Н20 (ж)—>OF2(r)+ 2HF(P).

Образуется фторид кислорода, в котором степени окисления +2 y O H - l y F . OF2 - сильный окислитель, и его можно использовать для окисления ракетного топлива.

Остальные галогены растворяются в воде, но их растворимость понижается в ряду С12 > Вг2 > 12. В водных растворах часть молекул С12 и Вгг взаимодействует с мо­ лекулами растворителя (реакции диспропорционирования), например:

С12(г)+Н20 (ж) ч = ь НСЮ(Ж)+НС1(р).

Образование HIO термодинамически маловероятно.

По масштабам производства из числа соединений галогенов выделяются фторо­ водородная кислота (техническое название - плавиковая кислота) HF и хлороводо­ родная кислота (соляная кислота) НС1.

Плавиковую кислоту получают взаимодействием концентрированной H2S04 с CaF2. Образующийся газообразный HF неограниченно растворяется в воде:

В конценгрированных растворах кислоты возможно образование более сложных анионов: HF2", H2F3" и др. Образование водородных связей HF -HF повышает темпе­ ратуру кипения кислоты и понижает степень ее диссоциации в водных растворах.

Фтороводородная кислота обладает высокой реакционной способностью. Она взаимодействует со многими металлами, их оксидами и гидроксидами и, в отличие от других кислот, реагирует с Si02:

Si02(K) + 4HF(P) -> SiF4(r)+ 2Н20 (Ж).

Возможно и дальнейшее взаимодействие, при котором образуется комплексная кислота H2[SiF6]:

SiF4(r)+ 2HF(P> 4=fc H2[SiF6](P).

HF используют для производства фреонов, криолита в алюминиевой промыш­ ленности, для гравлсния сталей.

Соляную кислоту получают взаимодействием Н2 с С12. В обычных условиях взаимодействие между ними не происходит. Реакция протекает по свободно­ радикальному механизму при нагревании реагентов или облучении смеси Н2 и С12 ультрафиолетовым светом:

С12—^ 2 С Г , СГ+Н2->НС1 + Н’, Н*+ С12 НС1 + СГ и т.д.

Горение Н2 происходит в атмосфере С12. Образующийся газ НС1 хорошо раство­ рим в воде. Его насыщенный раствор при 20 °С включает в себя 42 % НС1 по массе, но концентрированная кислота обычно содержит около 38 % НС1 по массе (примерно 12 М).

Для получения НС1 можно использовать также следующие реакции:

NaCl(K)+ H2S04(KO„u) - - - ° - С-> НС1(г)+ NaHS04(K),

NaCl(K)+NaHS04(«) ■SS0 °С ■>HCl(r)+ Na2S04(K).

Соляная кислота растворяет металлы, стоящие до водорода в ряду напряжений (представлен в виде таблицы в приложении 4), и оксиды многих металлов. Ее исполь­ зуют для «травления» металлов - удаления слоя оксидов с их поверхности, для при­ готовления хлоридов, в производстве красителей, в сахарной промышленности.

Многие оксиды хлора, брома и иода, особенно в низких степенях окисления га­ логенов, - неустойчивые соединения, легко взрываются, поэтому работают с ними обычно при температуре ниже 0 °С. Примеры оксидов: хлора - С120, СЮ2, С120 6, С120 7, брома - Вг20 , ВЮ2, иода - 12Оз. С120 используют как дезинфицирующий реа­ гент. С102 является сильным окислителем и хлорирующим реагентом (отбеливание целлюлозы, очистка питьевой воды).

Химические формулы кислородных кислот хлора, брома и иода даны в табл. 2.1.

Т а б л и ц а 2.1. Кислородные кислоты галогенов

Примечание: отмеченные звездочкой кислоты существуют только в водных растворах.

Сила кислот понижается по мере уменьшения числа атомов О в составе анионов. На примере оксокислот хлора эту зависимость иллюстрирует ряд НС104 > НСЮз > > НС102 > НСЮ. НСЮ4 - очень сильная кислота, а НС10 - очень слабая. Объяснить эту зависимость можно тем, что атомы кислорода, обладающие высокой электроот­ рицательностью, оттягивают на себя электроны и поляризуют связь О-Н в кислотах, и чем больше число атомов О в составе аниона кислоты, тем сильнее поляризуется связь.

Рассмотрим оксокислоты галогенов, проявляющих относительно большую ус­ тойчивость.

нею, НВЮ и НЮ - не очень стабильны и известны только в водных растворах (наиболее стабильна из них НС10). Все они —слабые кислоты, но являются хорошими окислителями, особенно в кислых растворах. Их получают, растворяя галогены в во­ де. Однако галогены лучше взаимодействуют с растворами щелочей, например:

С12(Г) + 2КОН(р)-> КСЮ(р) + КС1(р)+ н2о.

В результате реакции образуются две соли —гипохлорит калия КСЮ и хлорид калия КС1.

КСЮ неустойчив и в водном растворе при нагревании (>80 °Q легко диспропорционирует (реакция в ионной форме):

ЗСЮ-(р)—> 2СГ(р)+ С103-(р).

Продуктом реакции становится хлорат калия КСЮ3. Если С12 растворить в на­ гретом растворе КОН, то сразу образуются КСЮ3 и КС1. Для получения КВгО рас­ творение Вг2 в растворе КОН проводят при О °С, а КВЮ3 приготовляют при темпера­ туре > 50 °С. Соль KCIO3 выделяют из раствора кристаллизацией.

КСЮ3 разлагается при нагревании до 150 °С в присутствии Мп02 (катализатор):

что позволяет использовать эту реакцию для получения 0 2 в лабораторных условиях. Однако без катализатора при разложении КСЮз кислород не выделяется:

4КСЮ3(к) -> ЗКС104(к)+ КС1(к).

КСЮз используют в производстве взрывчатых веществ. Тонкая смесь КСЮз и сахара представляет собой опасное взрывчатое вещество.

КСЮ4 получают электролизом насыщенного раствора КСЮ3. На аноде протека­ ет реакция

СЮз"(Р)+ Н20 (Ж) ——►СЮ4 (Р)+ 2Н+(Р)+ 2е~

Для получения хлорной кислоты НСЮ4 осуществляют реакцию

КСЮ4(к)+ H2S04(«)-> KHS04(k)+ НСЮ4(Ж).

НСЮ4 выделяют из смеси дистилляцией при пониженном давлении и темпера­ туре не выше 90 °С, чтобы избежать разложения кислоты.

Хлорная кислота единственная из оксокислот хлора, которую можно выделить в безводном состоянии. Она является одной из наиболее сильных кислот, известных к настоящему времени.

Значительную часть производимой НСЮ4 расходуют на производство солей - перхлоратов разных металлов и аммония. Перхлорат аммония NH4C104 применяют в качестве окислителя ракетного топлива. MgC104 является прекрасным поглотителем влаги и используется как осушитель (ангидрон).

Пример 2.5. Перхлорат аммония используют как компонент ракетного топлива. Энергия вы­

деляется в результате реакции

ЗА1(К) + 3NH4C104(K) -> А 1гОз(К) + А1С1з(к) + 3N0(r) + 6НгО(Г).

Вычислим, какое количество теплоты выделится при сгорании стехиометрической смеси А1 и NH4CI04J масса которой равна 1000 а.

Термодинамические свойства NH4C104 энтальпия образования AH°f = -295 кДж/молъ, энтро­

пия 5° = 186 Дж/{моль-К). Термодинамические свойства других веществ, участвующих в реакции, примем согласно приложению 3.

Решение. Вычислим количество А1 и NH4C104, входящих в состав стехиометрической смеси. Судя по уравнению реакции, взаимодействие происходит в соотношении 1 моль А1 1 моль

NH4C104. Молекулярные массы: Мм = 21 г/моль, Мш4сю4 ~ 117,5 г/моль. Приняв с учетом молярного

отношения A1:NH4C104 =1:1 среднюю молекулярную массу топлива Л/Т0ШШа = 144,5 г/моль, опреде­ ляем, что количество А1 и NH4C104 в 1000 г топлива составляет по 6,92 моль.

Тепловой эффект (АН° реакции), вычисленный согласно приведенному выше уравнению реак­

ции,

АЯ° = - 2675,4 кДж.

Вычисленное значение АН° в соответствии с уравнением реакции относится к 3 моль А1 и 3 моль NH4C104. Проведем перерасчет АН° на 6,92 моль А1 и 6,92 моль NRiCICXj.

АН° = 6171,3 кДж/ 1000 г топлива.

Ответ. При сжигании 1000 г стехиометрической смеси А1 и NF^ClCXt выделится теплота в ко­ личестве 6171,3 кДж.

Комментарий. В реальном ракетном топливе несколько иное соотношение компонентов: 30 мае. % А1 и 70 мае. % NKtClO^

Вопросы для самопроверки к главе 2

2.1.Какое положение в периодической таблице занимают /?-элементы - неметаллы? Какая корреляция существует между положением ^-элементов в периодической таблице, электронной конфигурацией их атомов и степенями окисления этих элементов в химических соединениях? Чем объясняется существенное различие свойств /7-элементов второго периода и элементов соответствующих групп по­ следующих периодов?

2.2.Как, исходя из электронной конфигурации атома бора, можно объяснить образо­ вание соединений BF3 и BF4_? Как получают бор и каковы его свойства? Рас­ смотрите природу ортоборной кислоты и солей на ее основе. Что представляют собой карбид бора и нитрид бора, каковы их свойства? Чем замечателен с хи­ мической точки зрения боразин? Какие возможности проявляет бор в отноше­ нии образования бороводородов? Рассмотрите особенности двухэлектронной трехцентровой связи в диборане.

2.3.Чем объясняется химическая инертность молекулярного азота при невысоких температурах? Какие степени окисления и в каких соединениях свойственны азоту? Каким путем атмосферный азот переводят в связанное состояние? При­ ведите уравнение реакции, которое иллюстрирует проявление NH3 основных свойств. Почему нельзя использовать водный раствор NH3 для осаждения гид­ роксидов некоторых металлов? Как, исходя из NH3, можно получить оксиды

азота, азотистую и азотную кислоту? Приведите примеры нитратов металлов и аммония. Какими свойствами они обладают? Что представляют собой карбамид и гидразин, какое практическое значение они имеют? Какие соединения азота используются в качестве удобрений?

2.4. В виде каких аллотропных форм существует фосфор, каковы их свойства? Поче­ му молекулы Р2 значительно менее прочны, чем молекулы N2? Как получают фосфор из фосфорной руды? Какие степени окисления в химических соедине­ ниях проявляет фосфор? Приведите примеры химических соединений фосфора.

2.5.Охарактеризуйте состав и строение оксидов фосфора в степенях окисления +3 и +5. Каковы состав и основность гипофосфористой, фосфористой и фосфорной кислот? Приведите уравнения диссоциации кислот фосфора. Какие кислоты фосфора и их соли проявляют восстановительные свойства? Что представляют собой фосфаты и полифосфаты, каковы их составы и строение? Какие фосфаты используют в качестве фосфорных удобрений и как их получают в промыш­ ленности?

2.6.Рассмотрите корреляцию между электронной конфигурацией атомов элементов VI А группы и их степенями окисления в химических соединениях. В чем со­ стоит различие химических свойств кислорода и других элементов VIA груп­

пы? Какие элементы этой группы и в какой мере склонны к образованию 71связей и связей типа - Э-Э- с формированием линейных и циклических струк­ тур?

2.7.Охарактеризуйте аллотропные формы кислорода 0 2 и 0 3. Как получают 0 2 в промышленности и лабораторной практике? Как получают и для каких целей используют 0 3? Какова роль 0 3 в защите жизни на нашей планете? Что пред­ ставляют собой пероксиды и супероксиды? Охарактеризуйте кислотные и окислительно-восстановительные свойства Н20 2. Какую роль играют процессы окисления в живых организмах?

2.8.Какие аллотропные формы известны для серы? Какова структура молекул Sg? Ка­ ковы области применения элементарной серы? Охарактеризуйте свойства H2S и сульфидов металлов. Рассмотрите способы получения S02, S03, H2S04, сульфи­ тов, тиосульфатов. Что представляют собой пиросерная, пероксомоносерная, пероксодисерная и политионовые кислоты? В молекулах каких кислот серы со­ держатся цепочки атомов -О -О - и -S -S - ? Какие кислоты серы и их соли про­ являют сильные окислительные свойства?

2.9.Как, исходя из электронной конфигурации атомов, можно обосновать возможные степени окисления галогенов в интервале от -1 до +7? Как и почему фтор отли­ чается от других галогенов по степени окисления и другим свойствам? Какими способами получают галогеноводородные кислоты? Почему HF не относится к сильным кислотам, в то время как НС1, НВг и HI являются сильными кислота­ ми? Чем объясняется действие HF на Si02 и силикатные стекла? Что происхо­ дит при растворении С12 в воде?

2.10.Какие оксиды и оксокислоты известны для галогенов? Как получают оксокислоты хлора и их соли? В какой последовательности и почему уменьшается сила кислот в ряду НСЮ - НСЮ2 - НСЮ3 - НСЮ4? Охарактеризуйте окислительно­ восстановительные свойства оксокислот хлора и их солей. Какие свойства пер­ хлората аммония NH4CIO4 определили выбор его в качестве компонента ракет­ ного топлива?

Задачи для самостоятельного решения к главе 2

2.11.Объясните, почему В, С, N, О - элементы разных групп периодической таблицы

-могут иметь одинаковое координационное число четыре, то есть их атомы могут образовывать по четыре химические связи.

2.12.Бор существенно отличается по свойствам от других элементов III А группы. Чем объясняется различие свойств этих элементов?

2.13.Напишите уравнение реакции нейтрализации

Н3ВОз(Р) + КОН(р) —>

Какова основность ортоборной кислоты?

2.14.Оцените термодинамическую устойчивость NH4N 03 при стандартных условиях. Ее разложение может происходить по реакции

NH4N 03(k) = N20 (r)+ 2Н20(Г).

Термодинамические свойства N20(r): АН0/ = 82 кДж/моль, S° = 220 Дж/(моль-К). Термодинамические свойства других веществ выберите согласно приложению 3.

2.15.N2 и 0 2 не взаимодействуют между собой при комнатной температуре. Но при высоких температурах протекает реакция

N2(r> + 0 2(Г) = 2NO(r).

Образование N 0 создает опасность для окружающей среды.

Вычислите возможную концентрацию NO при 2000 К, если исходные концен­ трации N2 и 0 2 составляли по 0,02 моль/л и концентрационная константа равно­ весия реакции Кс2ооо л- = 2,3-10'4

2.16.При сгорании 6,00 г фосфора на воздухе образовалось 13,75 г оксида, который в водном растворе образовал 19,00 г кислоты. Установите формулу кислоты.

2.17.Сопоставьте кислотные и окислительно-восстановительные свойства HN03 и Н3Р04. Сравните нитраты и фосфаты одних и тех же металлов по растворимо­ сти в воде.

2.18.Н20 2 может проявлять в химических реакциях как окислительные, так и восста­ новительные свойства. Определите, какую роль играет Н20 2 в следующей реак­ ции:

Н20 2 + Cl2 -> 2НС1 + 0 2.

2.19. Составьте сбалансированные уравнения реакций, в которых в качестве окисли­ теля выступает озон Оз:

Оз(Г)+ N02(r) —»

Оз(г)+ Cr2(S04)3(P) + КОН(р) Оз(Г) + PbS(K) —>

2.20 Вычислите pH раствора H2S, если известно, что растворимость сероводорода в воде при 20°С составляет 0,392 г/ 100 г Н20. Плотность раствора можно при­ нять равной 1 г/мл.

2.21.Какие из приведенных сульфидов - Cr2S3, Na2S, ZnS - подвергаются гидролизу? Напишите уравнения гидролиза. Если какие-либо из приведенных сульфидов не испытывают гидролиза, то объясните причину их устойчивости.

2.22.Составьте сбалансированное уравнение реакции: H2S(P) + S02(P) —>

Какие свойства, окислительные или восстановительные, проявляет сера в каж­ дом из этих соединений?

2.23.Изобразите структурные формулы K2S20 2 и K2S2Og и определите валентность серы в каждом из этих соединений.

2.24.По каким свойствам фтор отличается от других галогенов? Чем обусловлены особые свойства фтора?

2.25.Определите расчетным путем растворимость РЫ2 в воде и в 0,01 MKI. Комплексообразованием в растворе можно пренебречь. Объясните причину различной растворимости РЫ2 в воде и в 0,01 М KI.

2.26.Константа равновесия реакции (при 25°С) Н2(г) + 12(г) -> 2Н1(Г)равна 808. Вычис­

лите долю HI в газовой смеси в условиях равновесия.

Рекомендация: в выражении константы равновесия для [HI] можно принять любое значение и относительно него вычислить долю [Н2] и [12] в условиях равновесия.

2.27. Составьте сбалансированные уравнения реакций с участием следующих реаген­ тов:

1)С1ад + Ва(ОН)2(Р) —>

2)НСЮ(р) + S02(r) + Н20 (ж) -»

3)НС1(р) + РЬ02(К) —>

4)HC103(p) + HCl(K)->

3

Неорганические соединения углерода, кремния и германия

3.1. Общая характеристика углерода, кремния и германия

В IVA группу периодической таблицы входят очень разные по свойствам эле­ менты. С - типичный неметалл, Si и Ge - металлоиды, хотя их многие химические свойства такие же, как у неметаллов, Sn и РЬ - металлы. У элементов этой группы при переходе от С к РЬ особенно ярко проявляется тенденция ослабления неметалличе­ ских и нарастания металлических свойств.

Из числа элементов IVA группы углерод и кремний являются исключительно важными для природной среды: углерод - основа органических соединений и всего живого, кремний - основа неорганической природы. Углеводороды - основные ком­ поненты нефти и природного газа. Природными модификациями углерода являются каменный уголь, графит, алмаз. Оксид кремния служит для производства таких важ­ ных материалов, как цемент, бетон, кирпич, керамика, фарфор, стекло, кремнийорганические полимеры. Кремний и германий - очень важные элементы для микроэлек­ троники (транзисторы, компьютерные чипы). Олово используют для получения лу­ женой жести - материала, необходимого для консервирования пищевой продукции. Олово и свинец - металлы, входящие в состав многих сплавов. Одно из важнейших применений свинца - производство кислотных аккумуляторов.

Углерод, как элемент второго периода, отличается по свойствам от других эле­ ментов IVA группы.

Радиус атома углерода меньше, чем у остальных элементов группы, на его внешнем электронном уровне только четыре орбитали (sp3). Углерод склонен к обра­ зованию ковалентных связей и в большинстве соединений сохраняет координацию, численно равную трем или четырем (С032~, СН4). У Si координационные возможно­ сти возрастают за счет вовлечения в образование связей ^-орбиталей (sp^d1), и он об­ разует, например, соединение H2[SiF6], в котором координационное число Si увели­ чивается до шести.

Важное отличие углерода от других элементов заключается в его уникальной способности образовывать кратные связи, такие как С=С, О С , С=0, C=S, O N . Даже ближайший к углероду в IVA группе элемент - кремний - не образует кратные связи между собственными атомами из-за больших размеров его атомов и диффузионного характера атомных орбиталей, которые не могут эффективно перекрываться при об­

разовании л-связей. Углерод выделяется среди других элементов еще одним свойст­ вом: он способен образовывать очень длинные цепочки углеродных атомов за счет весьма прочных связей С-С (348 кДж/моль). У элементов, расположенных ниже уг­ лерода в группе, энергия таких связей резко понижается: Si-Si (298), Ge-Ge (260) и Sn-Sn (240 кДж/моль). Эти элементы способны образовывать цепочки, включающие в себя не более 2-8 атомов.

Некоторые элементы IVA группы существуют в разных аллотропных формах, Для углерода хорошо известны аллотропные формы алмаза и графита, которые встре­ чаются в природных условиях. Сравнительно недавно (1985 г.) была открыта третья аллотропная форма углерода - фуллерены. Они представляют собой большие класте­ ры углерода, включающие в себя определенные по числу атомов группы, например С6о, С70, и обладающие сферической структурой.

Si, Ge и a-Sn существуют в кристаллических формах, имеющих алмазоподоб­ ную структуру. Олово имеет также вторую аллотропную форму - Р-Sn (металл). Сви­ нец существует только в форме металла.

Элементы IVA группы достаточно инертны в химическом отношении, но актив­ ность элементов возрастает сверху вниз в группе. С, Si и Ge не реагируют с водой, Sn взаимодействует с водяным паром. РЬ устойчив к воде, вероятно, за счет пленки ок­ сида на его поверхности. На С, Si и Ge не действуют разбавленные кислоты. Sn и РЬ растворяются в разбавленной HNO3. Кроме того, Sn растворяется в НС1, РЬ - в СН3СООН. На РЬ не действует разбавленная H2SO4, т.к. он покрывается защитной пленкой из малорастворимого соединения PbSO,*. На С не действуют щелочи. Si мед­ ленно растворяется в NaOH с образованием ионов SiO/- Sn и РЬ растворяются в концентрированных щелочах, особенно при нагревании, с образованием ионов Sn(OH)6 , РЬ(ОН)42' и выделением водорода.

В соответствии с электронной конфигурацией внешнего электронного уровня (s2p2) элементы IVA группы проявляют степень окисления +4. Им свойственна также степень окисления +2. Сверху вниз в группе у элементов устойчивость степени окисления +4 понижается, а устойчивость степени окисления +2 повышается. Проявляется эффект инертной пары электронов (s2), устойчивость которой особенно возрастает у элементов, расположенных в нижней части группы. Так, состояние Ge (+2) неустойчивое, и германий в этом состоянии проявляет сильные восстано­ вительные свойства, а состояние Ge (+4) - стабильное. Для олова состояние Sn (+2) достаточно устойчиво (существуют даже простые ионы Sn2+), хотя при этом и проявляются восстановительные свойства, a Sn (+4) остается более устойчивым состоянием олова. Для свинца состояние РЬ (+2) становится наиболее устойчивым, включая ионы РЬ2+, а в состоянии РЬ (+4) свинец становится сильным окислителем.

3.2. Аллотропные формы углерода

Учитывая важное практическое значение аллотропных форм углерода, рассмот­ рим их структуру и свойства более подробно.

Алмаз обладает структурой, в которой каждый атом С окружен по тетраэдру че­ тырьмя другими атомами С (рис. 3.1, а). Между атомами С образуются прочные кова­ лентные связи. Элементарная ячейка структуры - кубическая. Алмаз обладает высо­ кой температурой плавления (около 3930 °С) и превосходит другие вещества по твер­