Načrt lekcije

Splošne značilnosti elementov skupine IV A.

Ogljik in silicij

Cilj:

Izobraževalni: oblikovati pri študentih splošno predstavo o elementih, vključenih v 4. skupino, preučiti njihove osnovne lastnosti, upoštevati njihovo biokemijsko vlogo in uporabo glavnih spojin elementov.

Razvojni: razvijajo spretnosti pisnega in ustnega govora, mišljenja ter zmožnost uporabe pridobljenega znanja pri reševanju različnih nalog.

Izobraževanje: gojiti občutek potrebe po učenju novih stvari.

Napredek lekcije

Ponovitev obravnavane teme:

Koliko elementov je nekovin? Navedite njihovo mesto v PSHE?

Katere elemente uvrščamo med organogene?

Označite agregatno stanje vseh nekovin.

Iz koliko atomov so sestavljene molekule nekovin?

Kateri oksidi se imenujejo nesolni? Napišite formule nekovinskih oksidov, ki ne tvorijo soli.

Cl 2 → HCl → CuCl 2 → ZnCl 2 → AgCl

Zadnjo reakcijsko enačbo zapišite v ionski obliki.

Dodajte možne reakcijske enačbe:

1) H 2 + Cl 2 = 6) CuO + H 2 =

2) Fe + Cl 2 = 7) KBr + I 2 =

3) NaCl + Br 2 = 8) Al + I 2 =

4) Br 2 + KI = 9) F 2 + H 2 O =

5) Ca + H 2 = 10) SiO 2 + HF =

Zapišite reakcijske enačbe za interakcijo dušika z a) kalcijem; b) z vodikom; c) s kisikom.

Izvedite verigo transformacij:

N 2 → Li 3 N → NH 3 → NO → NO 2 → HNO 3

Ko smo 192 g amonijevega nitrita razgradili po reakciji NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O, smo dobili 60 litrov dušika. Poiščite izkoristek produkta iz teoretično možnega.

Učenje nove snovi.

Skupina 4A vključuje p-elemente: ogljik, silicij, germanij, kositer in svinec. Njihovi nevzbujeni atomi se razlikujejo po številu energijskih ravni in imajo na zunanji ravni 4 elektrone. Zaradi povečanja števila zapolnjenih elektronskih plasti in velikosti atoma v skupini od zgoraj navzdol oslabi privlačnost zunanjih valenčnih elektronov k jedru, zato se nekovinske lastnosti elementov v podskupini iz od zgoraj navzdol so oslabljene in kovinske lastnosti so okrepljene. Vendar imata ogljik in silicij bistveno drugačne lastnosti od drugih elementov. To so tipične nekovine. Germanij ima kovinske značilnosti, pri kositru in svincu pa prevladujejo nad nekovinskimi.

V naravi ogljik najdemo v prostem stanju v obliki diamanta in grafita. Vsebnost ogljika v zemeljski skorji je približno 0,1%. Je del naravnih karbonatov: apnenca, marmorja, krede, magnezita, dolomita. Ogljik je glavna sestavina organske snovi. Premog, šota, nafta, les in zemeljski plin se običajno štejejo za gorljive materiale, ki se uporabljajo kot gorivo.

Fizikalne lastnosti. Ogljik kot preprosta snov obstaja v več alotropnih oblikah: diamant, grafit, karbin in fuleren, ki imajo močno različne fizikalne lastnosti, kar je razloženo s strukturo njihovih kristalnih mrež. Carbin – fino kristalinični črni prah, ki so ga v 60-ih letih prvič sintetizirali sovjetski kemiki, kasneje pa so ga našli v naravi. Pri segrevanju na 2800º brez dostopa zraka se spremeni v grafit. fuleren - v 80. letih so bile sintetizirane sferične strukture, ki jih tvorijo ogljikovi atomi, imenovane fulereni. So zaprte strukture, sestavljene iz določenega števila ogljikovih atomov - C 60, C 70.

Kemijske lastnosti. Kemično je ogljik v normalnih pogojih inerten. Reaktivnost se poveča z naraščajočo temperaturo. Pri visokih temperaturah ogljik reagira z vodikom, kisikom, dušikom, halogeni, vodo ter nekaterimi kovinami in kislinami.

Pri prehajanju vodne pare skozi vroč premog ali koks nastane zmes ogljikovega monoksida (II) in vodika:

C + H 2 O = CO + H 2 ( vodna para ),

Ta reakcija poteka pri 1200 °C, pri temperaturah pod 1000 °C pride do oksidacije CO 2 :

C + 2H 2 O= CO 2 + 2 H 2 .

Industrijsko pomemben proces je pretvorba vodnega plina v metanol (metilni alkohol):

CO + 2H 2 = CH 3 ON

Ko je ogljik izpostavljen visokim temperaturam, lahko medsebojno deluje s kovinami in tvori karbid, Med njimi ločimo "metanide" in "acetilenide", odvisno od tega, kateri plin se sprosti pri interakciji z vodo ali kislino:

SaS 2 + HCl = CaCl 2 + C 2 H 2

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

Kalcijev karbid, ki ga pridobivamo s segrevanjem apna CaO in koksa v električnih pečeh brez dostopa zraka, je velikega praktičnega pomena:

CaO + 3C = CaC 2 + CO

Kalcijev karbid se uporablja za proizvodnjo acetilena:

SaS 2 + 2 H 2 O= Ca(OH) 2 + C 2 H 2

Vendar so za ogljik značilne reakcije, v katerih kaže redukcijske lastnosti:

2 ZnO + C = Zn+ CO 2

Czdruževanje ogljika.

Ogljikov monoksid (CO) je ogljikov monoksid. Industrijsko se proizvaja s prehajanjem ogljikovega dioksida preko vročega premoga pri visoki temperaturi. V laboratorijskih pogojih dobimo CO z delovanjem koncentrirane žveplove kisline na mravljično kislino pri segrevanju (žveplova kislina odvzame vodo):

NEZVOČNO =H 2 O+ CO

Ogljikov monoksid (CO 2) je ogljikov dioksid. V atmosferi je ogljikov dioksid 0,03% prostornine ali 0,04% mase. Vulkani in vroči vrelci oskrbujejo ozračje in končno ljudje kurijo fosilna goriva. Ozračje nenehno izmenjuje pline z oceansko vodo, ki vsebuje 60-krat več ogljikovega dioksida kot ozračje. Znano je, da ogljikov dioksid dobro absorbira sončno svetlobo v infrardečem območju spektra. Tako nastane ogljikov dioksid učinek tople grede in uravnava globalno temperaturo.

V laboratorijskih pogojih se ogljikov dioksid proizvaja z delovanjem klorovodikove kisline na marmor:

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

Lastnost ogljikovega dioksida, da ne podpira gorenja, se uporablja v napravah za gašenje požarov. Z naraščanjem tlaka se topnost ogljikovega dioksida močno poveča. To je osnova za njegovo uporabo pri proizvodnji gaziranih pijač.

Ogljikova kislina obstaja le v raztopini. Ko se raztopina segreje, razpade na ogljikov monoksid in vodo. Soli kisline so stabilne, čeprav je kislina sama nestabilna.

Najpomembnejša reakcija na karbonatni ion je delovanje razredčenih mineralnih kislin - klorovodikove ali žveplove. Ob tem se s sikanjem sproščajo mehurčki ogljikovega dioksida, ki ob prehajanju skozi raztopino kalcijevega hidroksida (apnena voda) postane moten zaradi tvorbe kalcijevega karbonata.

Silicij. Za kisikom je najpogostejši element na Zemlji. Sestavlja 25,7 % mase zemeljske skorje. Pomemben del predstavlja silicijev oksid, imenovan silicijev dioksid, ki se pojavlja v obliki peska ali kremena. V zelo čisti obliki se silicijev oksid pojavlja kot mineral, imenovan kamniti kristal. Kristalni silicijev oksid, obarvan z različnimi primesmi, tvori drage in poldrage kamne: ahat, ametist, jaspis. Druga skupina naravnih silicijevih spojin so silikati – derivati silicijeva kislina.

V industriji se silicij pridobiva z redukcijo silicijevega oksida s koksom v električnih pečeh:

SiO 2 + 2 C = Si + 2 CO

V laboratorijih se kot reducenti uporabljajo magnezij ali aluminij:

SiO 2 + 2Mg = Si + 2MgO

3 SiO 2 + 4Al = Si + 2Al 2 O 3 .

Najčistejši silicij dobimo z redukcijo silicijevega tetraklorida s cinkovimi hlapi:

SiCl 4 + 2 Zn = Si + 2 ZnCl 2

Fizikalne lastnosti. Kristalni silicij je krhka snov temno sive barve z jeklenim leskom. Struktura silicija je podobna strukturi diamanta. Silicij se uporablja kot polprevodnik. Iz njega izdelujejo tako imenovane solarne panele, ki pretvarjajo svetlobno energijo v električno. Silicij se uporablja v metalurgiji za proizvodnjo silicijevih jekel, ki imajo visoko toplotno in kislinsko odpornost.

Kemijske lastnosti. Po kemijskih lastnostih je silicij tako kot ogljik nekovina, vendar je njegova nekovinskost manj izrazita, saj ima velik atomski radij.

V normalnih pogojih je silicij kemično precej inerten. Reagira neposredno samo s fluorom in tvori silicijev fluorid:

Si + 2 F 2 = SiF 4

Kisline (razen mešanice fluorovodikove kisline in dušikove kisline) ne vplivajo na silicij. Vendar se raztopi v hidroksidih alkalijskih kovin:

Si + NaOH + H 2 O=Na 2 SiO 3 + 2H 2

Pri visokih temperaturah v električni peči iz mešanice peska in koksa nastane silicijev karbid SiC– karborund:

SiO 2 + 2C =SiC+ CO 2

Brusi in brusi so izdelani iz silicijevega karbida.

Spojine kovin s silicijem se imenujejo silicidi:

Si + 2 Mg = Mg 2 Si

Ko magnezijev silicid obdelamo s klorovodikovo kislino, dobimo najpreprostejšo vodikovo spojino silicija silan –SiH 4 :

Mg 2 Si+ 4NSl = 2 MdCl 2 + SiH 4

Silan je strupen plin z neprijetnim vonjem, ki je vnetljiv na zraku.

Silicijeve spojine. Silicijev dioksid– trdna, ognjevarna snov. V naravi je razdeljen na dve vrsti kristalni in amorfni silicijev dioksid. Silicijeva kislina- je šibka kislina, pri segrevanju zlahka razpade na vodo in silicijev dioksid. Dobimo ga lahko v obliki želatinaste mase, ki vsebuje vodo, ali v obliki koloidne raztopine (sol). Soli silicijeve kisline se imenujejo silikati. Naravni silikati so precej kompleksne spojine, njihova sestava je običajno prikazana kot kombinacija več oksidov. V vodi so topni samo natrijevi in ​​kalijevi silikati. Imenujejo se topno steklo, in njihovo rešitev - tekoče steklo.

Naloge za utrjevanje.

2. Dodajte možne reakcijske enačbe in rešite nalogo.

1 ekipa	2. ekipa	Ekipa 3
	H2SO4 + HCl -	CaCO 3 +? - ? + CO 2 + H 2 O
NaOH + H 2 SO 4 -	CaCO 3 + H 2 SO 4 -	K 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O -
		CaCl 2 + Na 2 Si O 3 -
Si O 2 + H 2 SO 4 -
Ca 2+ + CO 3 -2 -		CaCl 2 ++ NaOH -
Naloga: Pri redukciji železovega oksida (111) z ogljikom smo dobili 10,08 g železa, kar je bilo 90 % teoretično možnega izkoristka. Kakšna je masa vzetega železovega (III) oksida?	Naloga: Koliko natrijevega silikata bomo pridobili s taljenjem silicijevega (IV) oksida s 64,2 kg sode, ki vsebuje 5% nečistoč?	Naloga: Pri delovanju klorovodikove kisline na 50 g kalcijevega karbonata nastane 20 g ogljikovega monoksida (IV). Kolikšen je izkoristek ogljikovega monoksida (IV) (v %) od teoretično možnega?

Križanka.

po vertikali: 1. Sol ogljikove kisline.

Vodoravno: 1. Najtrša naravna snov na Zemlji. 2. Gradbeni material. 3. Snov, ki se uporablja za pripravo testa. 4. Silicijeve spojine s kovinami. 5. Element glavne podskupine 1V skupine PS kemičnih elementov. 6. Soli ogljikove kisline, ki vsebujejo vodik. 7. Naravna spojina silicija.

domača naloga: str.210 – 229.

Elementi glavne podskupine skupine IV vključujejo ogljik (C), silicij (Si), germanij (Ge), kositer (Sn) in svinec (Pb). V nizu se elementi po svoji kemični naravi tako razlikujejo, da jih je pri preučevanju njihovih lastnosti priporočljivo razdeliti v dve podskupini: ogljik in silicij tvorita podskupino ogljika, germanij, kositer in svinec pa germanijsko podskupino.

Splošne značilnosti podskupine

Podobnosti elementov:

Identična struktura zunanje elektronske plasti atomov ns 2 nр 2;

P-elementi;

Višji S.O. +4;

Tipične valence II, IV.

Valenčna stanja atomov

Za atome vseh elementov sta možni 2 valenčni stanji:

1. Osnovni (nevzbujeni) ns 2 np 2

2. Vznemirjen ns 1 np 3

Preproste snovi

Elementi podskupine v prostem stanju tvorijo trdne snovi, v večini primerov z atomsko kristalno mrežo. Značilna je alotropija

Fizikalne in kemijske lastnosti preprostih snovi se zelo razlikujejo, vertikalne spremembe pa so pogosto nemonotone. Običajno je podskupina razdeljena na dva dela:

1 - ogljik in silicij (nekovine);

2 - germanij, kositer, svinec (kovine).

Kositer in svinec sta tipični kovini; germanij je, tako kot silicij, polprevodnik.

Oksidi in hidroksidi

Nižji oksidi EO

CO in SiO sta oksida, ki ne tvorita soli

GeO, SnO, PbO - amfoterni oksidi

Višji oksidi EO +2 O

CO 2 in SiO 2 - kislinski oksidi

GeO 2 , SnO 2 , PbO 2 - amfoterni oksidi

Obstajajo številni hidrokso derivati ​​vrste EO nH 2 O in EO 2 nH 2 O, ki kažejo šibko kisle ali amfoterne lastnosti.

Vodikove spojine EN 4

Zaradi bližine vrednosti EO so vezi E-H kovalentne in nizkopolarne. V normalnih pogojih so hidridi EN 4 plini, ki so slabo topni v vodi.

CH 4 - metan; SiH 4 - silan; GeH 4 - germanij; SnH 4 -stanan; PbH 4 - ni prejeto.

Molekulska moč ↓

Kemična aktivnost

Regenerativna sposobnost

Metan je kemično neaktiven, preostali hidridi so zelo reaktivni, voda jih popolnoma razgradi, pri čemer se sprosti vodik:

EN 4 + 2H 2 O = EO 2 + 4H 2

EN 4 + 6H 2 O = H 2 [E(OH) 6 ] + 4H 2

Metode pridobivanja

Hidride EN 4 pridobivamo posredno, saj je neposredna sinteza iz enostavnih snovi možna le v primeru CH 4, vendar tudi ta reakcija poteka reverzibilno in v zelo težkih pogojih.

Običajno se za pridobivanje hidridov uporabljajo spojine ustreznih elementov z aktivnimi kovinami, na primer:

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

Mg 2 Si + 4HCl = SiH 4 + 2MgCl 2

Ogljikovodiki, silicijevi ogljikovodiki, germanski ogljikovodiki.

Ogljik in vodik tvorita poleg CH 4 neštete spojine C x H y - ogljikovodike (predmet študija organske kemije).

Pridobljeni so bili tudi vodikovi silikoni in germanski vodiki s splošno formulo E n H 2n+2. Nimajo praktičnega pomena.

Po pomembnosti zavzemata posebno mesto 2 elementa glavne podskupine skupine IV. Ogljik je osnova organskih spojin, torej glavni element žive snovi. Silicij je glavni element vse nežive narave.

Kovinske lastnosti so izboljšane, nekovinske lastnosti zmanjšane. Na zunanji plasti so 4 elektroni.

Kemijske lastnosti(na osnovi ogljika)

Interakcija s kovinami:

4Al + 3C = Al 4 C 3 (reakcija idset pri visoki temperaturi)

Interakcija z nekovinami:

2H 2 + C = CH 4

Interakcija z vodo:

C + H 2 O = CO + H 2

2Fe 2 O 3 + 3C = 3CO 2 + 4Fe

Interakcija s kislinami:

3C + 4HNO3 = 3CO2 + 4NO + 2H2O

Ogljik. Značilnosti ogljika glede na položaj v periodnem sistemu, alotropija ogljika, adsorpcija, porazdelitev v naravi, nastanek, lastnosti. Najpomembnejše ogljikove spojine

Ogljik (kemijski simbol - C, lat. Carboneum) je kemični element štirinajste skupine (po zastareli klasifikaciji - glavna podskupina četrte skupine), 2. obdobja periodnega sistema kemičnih elementov. serijska številka 6, atomska masa - 12.0107.

Ogljik obstaja v različnih alotropih z zelo različnimi fizikalnimi lastnostmi. Raznolikost modifikacij je posledica sposobnosti ogljika, da tvori različne vrste kemičnih vezi.

Naravni ogljik je sestavljen iz dveh stabilnih izotopov - 12C (98,93 %) in 13C (1,07 %) ter enega radioaktivnega izotopa 14C (β-emiter, T½ = 5730 let), koncentriranega v atmosferi in zgornjem delu zemeljske skorje.

Glavni in dobro raziskani alotropski modifikaciji ogljika sta diamant in grafit. V normalnih pogojih je termodinamično stabilen le grafit, medtem ko so diamant in druge oblike metastabilne. Tekoči ogljik obstaja le pri določenem zunanjem tlaku.

Pri tlakih nad 60 GPa se domneva nastanek zelo goste modifikacije C III (gostota je 15-20% večja od gostote diamanta), ki ima kovinsko prevodnost.

Kristalna modifikacija ogljika heksagonalnega sistema z verižno strukturo molekul se imenuje karbin. Poznamo več oblik karbina, ki se razlikujejo po številu atomov v enotski celici.

Carbyne je drobnokristaliničen črn prah (gostota 1,9-2 g/cm³) in ima lastnosti polprevodnika. Pridobljeno pod umetnimi pogoji iz dolgih verig ogljikovih atomov, položenih vzporedno drug z drugim.

Carbyne je linearni polimer ogljika. V molekuli karbina so atomi ogljika povezani v verige izmenično s trojnimi in enojnimi vezmi (polienska struktura) ali trajno z dvojnimi vezmi (polikomulenska struktura). Karbin ima polprevodniške lastnosti, pod vplivom svetlobe pa se njegova prevodnost močno poveča. Prva praktična uporaba temelji na tej lastnosti - v fotocelicah.

Pri reakciji ogljika z žveplom nastane ogljikov disulfid CS2; znana sta tudi C3S2.

Pri večini kovin ogljik tvori karbide, na primer:

Reakcija ogljika z vodno paro je pomembna v industriji:

Pri segrevanju ogljik reducira kovinske okside v kovine. Ta lastnost se pogosto uporablja v metalurški industriji.

Grafit se uporablja v industriji svinčnikov, vendar se meša z glino, da zmanjša njegovo mehkobo. Diamant je zaradi svoje izjemne trdote nepogrešljiv abrazivni material. V farmakologiji in medicini se široko uporabljajo različne ogljikove spojine - derivati ​​ogljikove kisline in karboksilnih kislin, različni heterocikli, polimeri in druge spojine. Ogljik igra ogromno vlogo v človeškem življenju. Njegove uporabe so tako raznolike kot ta mnogostranski element sam. Zlasti ogljik je sestavni del jekla (do 2,14 % teže) in litega železa (več kot 2,14 % teže).

Ogljik je del atmosferskih aerosolov, zaradi česar se lahko regionalno podnebje spremeni in število sončnih dni zmanjša. Ogljik pride v okolje v obliki saj v izpušnih plinih vozil, pri zgorevanju premoga v termoelektrarnah, pri površinskem izkopu premoga, podzemnem uplinjanju, proizvodnji premogovnih koncentratov itd. Koncentracija ogljika nad viri zgorevanja je 100-400 µg/m³, v velikih mestih 2,4-15,9 µg/m³, na podeželju 0,5-0,8 µg/m³. Z emisijami plinskih aerosolov iz jedrskih elektrarn pride v ozračje (6-15) · 109 Bq/dan 14СО2.

Visoka vsebnost ogljika v atmosferskih aerosolih povzroča povečano obolevnost prebivalstva, predvsem zgornjih dihal in pljuč. Poklicne bolezni so predvsem antrakoza in prašni bronhitis. V zraku delovnega območja, MPC, mg/m³: diamant 8,0, antracit in koks 6,0, premog 10,0, saje in ogljikov prah 4,0; v atmosferskem zraku je največja enkratna 0,15, povprečna dnevna 0,05 mg/m³.

Najpomembnejše povezave. Ogljikov (II) monoksid (ogljikov monoksid) CO. V normalnih pogojih je plin brez barve, vonja in okusa. Toksičnost je razložena z dejstvom, da se zlahka poveže s hemoglobinom v krvi.

Ogljikov monoksid (IV) CO2. V normalnih pogojih je brezbarven plin z rahlo kislim vonjem in okusom, enkrat in pol težji od zraka, ne gori in ne podpira gorenja.
Ogljikova kislina H2CO3. Šibka kislina. Molekule ogljikove kisline obstajajo le v raztopini.

Fosgen COCl2. Brezbarven plin z značilnim vonjem, vrelišče = 8°C, tališče = -118°C. Zelo strupeno. Rahlo topen v vodi. Reaktivno. Uporablja se v organskih sintezah.

8939 0

Skupina 14 vključuje C, Si, Ge, Sn, Pb (preglednici 1 in 2). Tako kot elementi podskupine 3A so to p-elementi s podobno elektronsko konfiguracijo zunanje lupine - s 2 p 2. Ko se premikate po skupini navzdol, se atomski polmer povečuje, kar povzroči, da vezi med atomi oslabijo. Zaradi vse večje delokalizacije elektronov zunanjih atomskih lupin se električna prevodnost povečuje v isti smeri, zato se lastnosti elementov spremenijo iz nekovinskih v kovinske. Ogljik (C) v obliki diamanta je izolator (dielektrik), Si in Ge sta polkovini, Sn in Pb sta kovini in dobra prevodnika.

Tabela 1. Nekatere fizikalne in kemijske lastnosti kovin 14. skupine

	Ime		Sorodniki, pri. teža	Elektronska formula	Polmer, pm	Glavni izotopi (%)
	Carbon Carbon [iz lat. carbo - premog]				kovalentna 77 pri dvojni vezi 67, pri trojni vezi 60	14 C (sledi)
	Silicij Silicij [iz lat. silicis - kremen]				atomski 117, kovalentni 117
	Germanij Germanij [iz lat. Germania - Nemčija]			3d 10 4s 2 4p 2	atomsko 122,5, kovalentni 122
	Tin Tin [iz anglosaškega. kositer, lat. kositer]			4d 10 5s 2 5p 2	atomsko 140,5, kovalentna 140
	Svinec Svinec [iz anglosakson. svinec, lat. plumbum]			4f 14 5d 10 6s 2 6р 2	atomski 175, kovalentno 154

Vsi elementi te skupine tvorijo spojine z oksidacijskim stanjem +4. Stabilnost teh spojin se zmanjša, ko se premaknejo na dno skupine, medtem ko se, tako kot pri dvovalentnih spojinah, s takim premikanjem, nasprotno, povečajo. Vsi elementi razen Si, tvorijo tudi spojine z valenco +2, kar je posledica “ učinek inertnega para": z umikom para zunanjih s-elementov v notranjo elektronsko ovojnico zaradi slabše zaščite zunanjih elektronov d- In f-elektronov v primerjavi z s- In r- elektroni notranjih lupin velikih atomov nižjih članov skupine.

Lastnosti elementov te skupine so omogočile njihovo uporabo kot premaze proti algam (AA) za ladje. Prvi uporabljeni tovrstni premazi Pb, nato so začeli uporabljati Sn(kot bis-tributil organokositrni radikal, vezan na ogljikov polimer). Zaradi okoljskih razlogov je bila leta 1989 uporaba teh in drugih strupenih kovin v PP ( Hg, Cd, As) je bil prepovedan, nadomeščen s PP na osnovi organosilicijevih polimerov.

Tabela 2. Vsebnost v telesu, toksični (TD) in smrtni odmerki (LD) kovin 14. skupine

	V zemeljski skorji (%)	V oceanu (%)	V človeškem telesu
			Povprečje (s telesno težo 70 kg)			Kri (mg/l)
							običajno ni strupen, vendar je v obliki CO in CN cianidov zelo strupen
		(0,03-4,09)x10 -4					Nestrupen
		(0,07-7)x10 -10					Nestrupen
		(2,3-8,8)x10 -10			(0,33-2,4)x10 -4		TD 2 g, LD nd, nekaj organokositra. spojine so zelo strupene
					(0,23-3,3)x10 -4		TD 1 mg, LD 10 g

Ogljik (C) - se razlikuje od vseh drugih elementov t.i katenacija, to je sposobnost tvorbe spojin, v katerih so njegovi atomi med seboj povezani v dolge verige ali obroče. Ta lastnost pojasnjuje nastanek milijonov spojin, imenovanih organsko, ki mu je posvečen ločen del kemije - organska kemija.

Sposobnost ogljika za katenacijo je razložena z več značilnostmi:

Prvič, moč komunikacije S - S. Tako je povprečna entalpija te vezi približno 350 kJ/mol, medtem ko je entalpija vezi Si - Si- samo 226 kJ/mol.

Drugič, edinstvena sposobnost ogljikovih atomov, da hibridizacija: izobraževanje 4 sp 3 - orbitale s tetraedrično orientacijo (zagotavljajo tvorbo preprostih kovalentnih vezi) ali 3 sp 2 -orbitale, usmerjene v isto ravnino (zagotavljajo tvorbo dvojnih vezi), ali 2 sp-orbitale z linearno orientacijo (zagotavljajo tvorbo trojnih vezi).

Tako lahko ogljik tvori 3 vrste koordinacijskih okolij: linearni za dvo- in triatomske molekule, ko je CN elementa 2, ravninski trikotnik v molekulah grafita, fulerenov, alkenov, karbonilnih spojin, benzenovega obroča, ko je koordinacijsko število 3 in tetraedrski za alkane in njihove derivate s CN = 4.

V naravi se ogljik nahaja v obliki alotropov, to je različnih strukturnih oblik (grafit, diamant, fulereni), pa tudi v obliki apnenca in ogljikovodikovih surovin (premog, nafta in plin). Uporablja se v obliki koksa pri taljenju jekla, saj v tiskarstvu, aktivnega oglja pri čiščenju vode, sladkorja itd.

Leta 2010 je bila podeljena Nobelova nagrada za fiziko za študij edinstvene oblike Z- grafen. Nagrajenci, domačini iz Rusije, A. Geim in K. Novoselov, so uspeli pridobiti ta material iz grafita. Je dvodimenzionalni kristal, torej je videti kot mreža C atomov debeline enega atoma, valovito strukturo, ki zagotavlja stabilnost kristala. Njegove lastnosti so zelo obetavne: je najtanjši prozorni material, ki ga poznamo, je tudi izjemno močan (približno 200-krat močnejši od jekla), ima električno in toplotno prevodnost. Pri sobni temperaturi je njegov električni upor najmanjši med vsemi znanimi prevodniki. V bližnji prihodnosti bodo na osnovi grafena ustvarjeni ultra hitri računalniki, ploski zasloni in sončni paneli ter občutljivi detektorji plina, ki se odzivajo na več molekul plina. Druga področja njegove uporabe niso izključena.

V obliki oksida ( CO) in cianidi ( CN-) ogljik je zelo strupen, ker moti procese dihanja. Mehanizmi biološkega delovanja teh spojin so različni. Cianid zavira dihalni encim citokrom oksidaza, hitro kontaktiranje Si- aktivno središče encima, ki blokira pretok elektronov na končnem delu dihalne verige. CO, ki je Lewisova baza, se veže na atom Fe v molekuli hemoglobina je močnejši od O 2, oblikovanje karbonilhemoglobin brez sposobnosti zavezovanja in nošenja O 2. Sposobnost CO tvori usklajevalne vezi z d-kovine v nizkih stopnjah oksidacije vodijo do nastanka različnih karbonilnih spojin. na primer Fe v zelo strupeni snovi - psitakarbopilu Fe(CO) 5 - ima ničelno oksidacijsko stanje in v kompleksu [ Fe(CO) 4 ] 2- — oksidacijsko stanje -2 (slika 1).

riž. 1.

Stabilizacija kovinskega atoma v nizkem oksidacijskem stanju v kompleksih z CO pojasnjeno s sposobnostjo ogljika, da štrli zaradi nizko ležeče strukture r*-orbitale v vlogi akceptorski ligand. Te orbitale se prekrivajo z zasedenimi orbitalami kovine in tvorijo koordinacijo r-vez, v kateri štrli kovina darovalec elektroni. To je ena redkih izjem od splošnega pravila tvorbe CS, kjer je akceptor elektronov kovina.

Nima smisla podrobneje opisovati lastnosti ogljika, saj pri večelementni analizi praviloma ni določen, ampak se njegova nečistoča v vzorcu šteje tudi za nezaželeno in je predmet največje odstranitve med pripravo vzorca. Pri analizi optičnih emisij daje zelo širok spekter, povečuje hrup v ozadju in s tem zmanjšuje mejo občutljivosti za zaznavanje elementov, ki se določajo. V masni spektrometriji organske molekule tvorijo veliko število molekulskih fragmentov z različnimi molekulskimi masami, ki povzročajo pomembne motnje pri analizi. Zato se med pripravo vzorca v veliki večini primerov odstranijo vse snovi, ki vsebujejo ogljik.

Silicij (Si) - polkovina. Pri redukciji silicijevega dioksida ( SiO 2) ogljik tvori črno amorfo Si. Kristali Si visoke čistosti spominjajo na modro-sivo kovino. Silicij se uporablja v polprevodnikih, zlitinah in polimerih. Pomemben je za nekatere oblike življenja, na primer za gradnjo školjk pri diatomejah; Morda je pomembno tudi za človeško telo. Nekateri silikati so rakotvorni, nekateri povzročajo silikozo.

V vseh povezavah Sištirivalentna, tvori kemične vezi kovalentne narave. Najpogostejši dioksid SiO 2. Kljub svoji kemični inertnosti in netopnosti v vodi lahko ob vstopu v telo tvori kremenčeve kisline in organosilicijeve spojine z implicitnimi biološkimi lastnostmi. Toksičnost SiO 2 je odvisna od disperznosti delcev: manjši kot so, bolj so strupeni, čeprav obstajajo korelacije med topnostjo različnih oblik SiO 2 in silikogenost ni opažena. Povezava med toksičnostjo silicijevih kislin in Si dokazuje popolno inertnost diamantnega prahu iste disperzije.

Nedavno je bilo ugotovljeno, da v bioloških medijih pri tvorbi sodelujejo silicijeve kisline hidroksilaluminosilikati, in tega pojava ni mogoče razložiti z nobeno povezavo Si-C, brez komunikacije Si-O-S. Ker se industrijska uporaba širi Al in njegove spojine prek aluminosilikatov Al vedno bolj vključeni v številne biokemične reakcije. Zlasti funkcionalne skupine, ki vsebujejo kisik in fluor, zlahka tvorijo zelo stabilne kompleksne spojine z Al, ki motijo ​​njihov metabolizem.

Najbolj raziskana med organosilicijevimi spojinami silikoni- polimeri, katerih molekularni skelet je sestavljen iz izmenično povezanih atomov Si in O 2. Na atome Si Silikoni imajo vezane alkilne ali arilne skupine. Razpoložljivost Si v organosilicijevih spojinah radikalno spremeni lastnosti snovi, kadar ga ne vsebujejo. Na primer, običajne polisaharide je mogoče izolirati in očistiti z močnim etanolom, ki polisaharid obori iz raztopine. Ogljikovi hidrati, ki vsebujejo silicij, se nasprotno ne obarjajo niti v 90% etanolu. Razvrstitev organosilicijevih spojin je predstavljena v tabeli. 3.

Tabela 3. Organosilicijevi polimeri

	Ime in struktura	Opomba
		Sestavljen samo iz Si. Vezna energija ogljikove verige S - S je enako 58,6 in y Si - Si 42,5 kcal/mol, zato so poliorganosilani nestabilni.
		Komunikacijska energija Si - O 89,3 kcal/mol. Zato so ti polimeri trpežni, odporni na temperaturo in oksidativno razgradnjo. Ta razred polimerov je po strukturi zelo raznolik. Linearni polisilaksani se pogosto uporabljajo kot sintetične elastične in toplotno odporne gume.
		Atomi v glavni verigi Si ločeni z verigami ogljikovih atomov.
		Glavna veriga vsebuje siloksanske skupine, ločene z ogljikovimi verigami.
		Glavna veriga je sestavljena iz atomov Z, in atomi Si vsebovane v stranskih skupinah ali vejah.
		Makromolekulske verige vključujejo atome Si, O in kovine, kjer M = Al, Ti, Sb, Sn, B.

Najverjetnejši mehanizem razvoja silikoza razmislite o uničenju fagocitov, ki so zajeli delce SiO 2. Pri interakciji z lizosomi delci silicija uničijo lizosome in samo fagocitno celico, kar povzroči sproščanje encimov in fragmentov molekul organelov. Medsebojno delujejo z drugimi fagociti, kar pomeni, da se sproži verižni proces smrti fagocitov. Če je v celici določena količina silicijeve kisline, se ta proces pospeši. Kopičenje odmrlih makrofagov sproži proizvodnjo kolagena v okoliških fibroblastih, zaradi česar se v leziji razvije skleroza.

Koloidna silicijeva kislina je močan hemolitik, spreminja razmerje med serumskimi beljakovinami, zavira številne encime dihal in tkiv ter moti presnovo številnih snovi, tudi fosforja. V zadnjem času se veliko pozornosti namenja sililijevi ioni (R3Si+). Prikazujejo edinstveno sposobnost atoma Si razširi svojo koordinacijsko sfero v obliki povečanja njene elektrofilnosti. Medsebojno deluje z vsemi nukleofili, vključno z ioni nasprotnega naboja (vključno z reaktivnimi presnovnimi intermediati) in molekulami topil. Zato postanejo v zgoščenih fazah »neulovljivi« in jih je težko identificirati (Kochina et al., 2006).

Organosilicijevi polimeri (OSP) so bili najprej uporabljeni kot samopolirni premazi proti algam za ladijske trupe (Tsukerman in Rukhadze, 1996). Vendar pa so bile nato različne metode uporabe COP predlagane v drugih sektorjih nacionalnega gospodarstva, zlasti v medicini kot trajne kostne proteze.

germanij (Ge) - amfoterni polmetal; pri ultra visoki čistosti je videti kot krhki kristali srebrno bele barve. Uporablja se v polprevodnikih, zlitinah in posebnih steklih za infrardečo optiko. Velja za biološki stimulans. V spojinah kaže oksidacijski stopnji +2 in +4.

Absorpcija dioksida in halogenidov Ge v črevesju šibka, vendar v obliki germanatov M 2 GeO 4 je nekoliko izboljšan. Germanij se ne veže na plazemske beljakovine in se med rdečimi krvnimi celicami in plazmo porazdeli v razmerju približno 2:1. Hitro se izloči iz telesa (razpolovna doba približno 36 ur). Na splošno nizko strupeno.

Kositer (Sn) - mehka, duktilna kovina. Uporablja se v mazivih, zlitinah, spajkah, kot dodatek polimerom, v barvah za premaze proti obraščanju in v hlapnih organokositrnih spojinah, ki so zelo strupene za nižje rastline in živali. V obliki anorganskih spojin je netoksičen.

Ima dva enantiotrop, »sivi« (b) in »beli« (c) kositer, torej različne alotropne oblike, ki so stabilne v določenem obsegu pogojev. Prehodna temperatura med temi oblikami nastane pri tlaku 1 atm. enako 286,2 °K (13,2 °C). Beli kositer ima popačeno strukturo sive modifikacije s CN = 6 in gostoto 7,31 g/cm 3 . V normalnih pogojih je stabilen, pri nizkih temperaturah pa počasi prehaja v obliko, ki ima diamantno strukturo s CN = 4 in gostoto 5,75 g/cm 3 . Takšna sprememba gostote kovine glede na temperaturo okolja je izjemno redka in lahko povzroči dramatične posledice. Tako so bili na primer v mrzlih zimskih razmerah uničeni kositrni gumbi na uniformah vojakov, leta 1851 pa so se v cerkvi v Seitzu kositrne cevi orgel spremenile v prah.

V telesu se odlaga v jetrih, ledvicah, kosteh in mišicah. Pri zastrupitvi s kositrom se zmanjša eritropoeza, kar se kaže v zmanjšanju hematokrita, hemoglobina in števila rdečih krvničk. Opažena je bila tudi inhibicija 5-aminolevulinat dehidrataza, enega od encimov v verigi biosinteze hema, pa tudi jetrnih encimov glutation reduktaza in glukoza-6-fosfat dehidrogenaze, laktat in sukcinat. Očitno Sn izloča iz telesa kot del kompleksov z SH-ki vsebujejo substrate.

Svinec (Pb) - mehka, temprana, duktilna kovina. V vlažnem zraku se prekrije z oksidnim filmom in je odporen na kisik in vodo. Uporablja se v baterijah, kablih, barvah, steklu, mazivih, bencinu in izdelkih za zaščito pred sevanjem. Je toksična kovina 1. skupine nevarnosti, saj se v telesu kopiči v kostnem tkivu z okvarjenim delovanjem ledvic in srca in ožilja. V razvitih državah je njegova vsebina nadzorovana med obveznim zdravstvenim pregledom prebivalstva. Povzroča različne bolezni.

Medicinski bioanorganiki. G.K. Barashkov

Splošne značilnosti elementov glavne podskupine skupine IV Splošna elektronska formula. . . ns 2 p 2. Elementi imajo štiri valenčne elektrone. Njihove spojine lahko kažejo oksidacijska stanja od +4 do -4. V podskupini je močna sprememba lastnosti elementov: ogljik in silicij sta tipični nekovini, germanij je polkovina, kositer in svinec sta kovini. Ko se atomski polmer poveča od ogljika do svinca, se kovinske lastnosti povečajo in najnižje oksidacijsko stanje postane bolj značilno. Za C, Si, Ge je značilno oksidacijsko stanje +4. Za Sn in Pb +2. Samo ogljik ima stabilne vodikove spojine, vodikove spojine pri svincu niso znane.

Ogljik Naravne spojine Je del številnih mineralov, organskih spojin in se nahaja v prostem stanju (diamant, grafit, premog). Znane so štiri alotropne modifikacije ogljika: diamant, grafit, karbin, fuleren C 60. Njegov naslednji stabilni homolog je C 70, sledijo mu C 76, C 78, C 82, C 84, C 90, C 94, C 96 itd. .d C 540. Struktura njihovih molekul temelji na eni od posledic Eulerjevega izreka, ki pravi, da je za obrobo sferične ploskve potrebnih n šesterokotnikov in 12 peterokotnikov, z izjemo n = 1. Grafit - črna, mehak diamant - brezbarven, prozoren, zelo trd. Diamant ima tetraedrično kristalno mrežo, medtem ko ima kristalna mreža grafita multiplanarno strukturo. Fino razpršen grafit (saje) imenujemo amorfni ogljik. Diamant lahko dobimo tudi iz grafita s segrevanjem grafita na 1500 - 2000 C pod pritiskom do 500 tisoč atm.

Kemijske lastnosti 1. Ogljik je precej inerten. Pri segrevanju na 800 – 900 C reagira z nekovinami in kovinami: 2 C + N 2 = C 2 N 2 (cian ali cianogen) C + Si = Si. C (karborund); C + O 2 = CO 2 3 C + 4 Al = Al 4 C 3 (aluminijev karbid) C + 2 S = CS 2 (ogljikov disulfid) 2. S kisikom tvori ogljik dva oksida (CO in CO 2). CO - dvovalentni ogljikov oksid (ogljikov monoksid): brez barve in vonja, strupen, nastaja pri nepopolnem zgorevanju premoga. V laboratorijskih pogojih ga lahko dobimo z dehidracijo mravljinčne kisline z žveplovo kislino.

CO je dober reducent in se uporablja za pridobivanje kovin iz oksidov: Cu. O + CO = Cu + CO 2 CO zlahka vstopi v adicijske reakcije: CO + Cl 2 = COCl 2 (fosgen) CO + S = COS (ogljikov tioksid) CO molekule – lahko delujejo kot ligandi v karbonilnih kompleksih: Ni + 4 CO = Karbonilni kompleksi so strupene tekočine; široko uporablja za pridobivanje čistih kovin.

Pri temperaturi 1000 C tvori sečnino (sečnino) z amoniakom: CO 2 + 2 NH 3 = CO(NH 2)2 + H 2 O + CO 2 CO 2 je kisli oksid ogljikove kisline: CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 kislina je zelo šibka in nestabilna. Kisle soli (hidrokarbonate) lahko dobimo z reakcijo: Ca. CO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3)2 Soli (razen soli alkalijskih kovin) ogljikove kisline so toplotno nestabilne: Zn. CO 3 = Zn. O+CO2

3. Pri prehodu žveplovih hlapov skozi vroč premog nastane oljnata tekočina: ogljikov disulfid CS 2 CS 2 - je anhidrid tiokarbonske kisline, ki se pridobiva posredno: CS 2 + Na 2 S = Na 2 CS 3 Na 2 CS 3 + 2 HCl = H 2 CS 3 + 2 Na. Cl Ta kislina je izhodiščna snov za proizvodnjo monotiokarbonske kisline H 2 CO 2 S in ditiokarbonske kisline H 2 CO 2 S 2, ki se uporabljata za proizvodnjo rajona. 4. Z dušikom tvori ogljik cianogen, plin z vonjem po mandljih, dobro topen v vodi: 2 C + N 2 = (CN)2; (CN)2 + 4 H 2 O = (NH 4)2 C 2 O 4 Pri interakciji cianogena z alkalijami nastaneta dve vrsti soli: cianidi in cianati: (CN)2 + 2 KOH = KCN + KNCO + H 2 O KCN - sol cianovodikove kisline (kalijev cianid), KNCO - sol cianovodikove kisline (kalijev cianat).

5. Pri interakciji ogljika s kovinami nastanejo karbidi - sestava Me 2 C 2, Me 4 C 3, Me 3 C, ki so razdeljeni na nerazgradljive in razgradljive: Ca. C 2 + 2 H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2 Al 4 C 3 + 12 HCl = 4 Al. Cl 3 + 3 CH 4 Mn 3 C + 6 H 2 O = 3 Mn(OH) 2 + CH 4 + H 2

UPORABA Mešani halidi CCl 2 F 2, CCl 3 F, CBr 3 F se imenujejo freoni in se uporabljajo kot hladilna sredstva v hladilni tehniki. Uporaba CO 2: kot inertna atmosfera pri varjenju kovin; v živilski industriji. Na. HCO 3, NH 4 HCO 3 – v pekarstvu. Na 2 CO 3, Ca. CO 3 - v proizvodnji detergentov, stekla.

Silicij Silicij se naravno pojavlja v številnih mineralih v obliki Si oksida. O 2, iz katerega je mogoče pridobiti elementarni silicij z redukcijo z magnezijem ali ogljikom. V svoji čisti obliki je silicij trd, krhek in ima diamantno strukturo. Obstajata amorfni in kristalni silicij.

Kemijske lastnosti 1. Silicij je zelo inerten. Pri visokih temperaturah medsebojno deluje s fluorom, ogljikom in nekaterimi kovinami: Si + 2 F 2 = Si. F 4; Si + C = Si. C (karborund); Si + 2 Mg = Mg 2 Si (silicid). 2. Dobro se topi v alkalijah in fluorovodikovi kislini: Si + 4 Na. OH = Na 4 Si. O 4 + 2 H 2 Si + 4 HF = Si. F 4 + 2 H 2 Si. F 4 + 2 HF = H 2 3. Polimer silicijevega oksida, Si. O 2 tvori številne polisilicijeve kisline. Topen v fluorovodikovi kislini in alkalijah: Si. O 2 + 4 HF = Si. F 4 + 2 H 2 O

4. Silicij ne deluje neposredno z vodikom, zato vodikove spojine (silane) dobimo iz silicidov: Mg 2 Si + 4 HCl = 2 Mg. Cl 2 + Si. H 4 (monosilan) Silani so lahko različnih sestav: Si 2 H 6, Si 3 H 8, Si 6 H 14,. . . To so močni reducenti, kemično zelo aktivni in se na zraku spontano vnamejo: Si. H 4 + 2 O 2 = Si. O2 + 2H2O

Uporaba Si. O 2 je trdna snov s tališčem 1715 C. Uporablja se v proizvodnji kemične steklene posode, kremenčevih žarnic itd. Na 2 Si. O 3 – natrijev silikat (tekoče steklo, pisarniško lepilo) Kristalni silicij je substrat, osnova polprevodniških elementov. Pri žganju silicijeve kisline nastane Si. O 2 v obliki amorfne spojine se imenuje "silikagel" in se uporablja kot absorber vlage.

Germanij, kositer, svinec. Naravne spojine Sn. O 2 – kaseperit, Pb. S – svinčeni sijaj. Germanij nima svojih rud; najdemo ga z rudami cinka, kositra in svinca. Kositer in svinec se pridobivata s pirometalurško metodo: kositer - z redukcijo z ogljikom iz oksida, svinec - z žganjem sulfida v kisiku in redukcija z ogljikovim (II) oksidom v kovino. Germanij pridobivamo na bolj zapleten način: najprej dobimo germanijev tetraklorid Ge. Cl4Ge. Cl 4 + H 2 O = Ge. O 2 + 4 HCl Ge. O 2 + 2 H 2 = Ge + 2 H 2 O

Germanij in kositer sta beli, sijoči kovini, ki na zraku slabo oksidirata. Svinec je sive barve zaradi oksidnega filma. Kositer je polimorfen. Pri temperaturah > +13 C je modifikacija β stabilna. Ko se temperatura zniža, β kositer preide v modifikacijo α. Ta prehod se začne pri +13 C in poteka zelo hitro pri -33 C, zaradi česar se kositer spremeni v prah. Ta pojav se imenuje "kositrna kuga".

Kemijske lastnosti 1. Pri segrevanju reagirajo z nekovinami. 2 Pb + O 2 = 2 Pb. O; Ge + 2 S = Ge. S2; Sn + 2 Cl 2 = Sn. Cl 4 3. Germanij in kositer ne delujeta z vodo. Svinec se v vodi počasi topi: 2 Pb + O 2 + 2 H 2 O = 2 Pb(OH)2 4. V nizu aktivnosti je Ge med Cu in Ag, torej za vodikom, Sn in Pb pa pred vodikom. Kositer šibko izpodriva vodik: Sn + H 2 SO 4 (div) = Sn. SO 4 + H 2 Podobne reakcije s svincem praktično ne potekajo, ker Pb. Cl 2 in Pb. SO 4 je slabo topen.

Svinec in kositer delujeta podobno (v koncentrirani svinec je pasiviran): 3 Pb + 8 HNO 3 (razredčen) = 3 Pb(NO 3)2 + 2 NO + 4 H 2 O Kositer in germanij reagirata s koncentrirano dušikovo kislino: Sn + 4 HNO 3 = H 2 Sn. O 3 + 4 NO 2 + H 2 O 5. Vsi trije elementi reagirajo z alkalijami (germanij v prisotnosti oksidanta): Sn + 2 Na. OH + 2 H 2 O = Na 2 + H 2 Ge + 2 Na. OH + 2 H 2 O 2 = Na 2

Uporaba Ge - kot polprevodniški material, Sn in Pb predvsem v obliki zlitin (bron, babbitt), Sn - kot zaščitna prevleka proti koroziji, Pb 3 O 4 - kot barvilo, Pb(C 2 H 5)4 (tetraetil svinec) - dodatek bencinu (sredstvo proti detonaciji).

Elementi sekundarne podskupine skupine IV -. V naravi najdemo v obliki mineralov: Fe. Ti. O 3 – ilmenit, Ti. O 2 – rutil, Zr. Si. O 4 – cirkon. Hf nima lastnih rud; najdemo ga v rudah cirkonija, železa in mangana. Ti se pridobiva s pirometalurškim postopkom iz Ti. Cl 4 ali Ti. O2: Ti. O 2 + 2 Mg = Ti + 2 Mg. O Čiščenje titana iz nečistoč se običajno izvaja z metodo transporta plina: Ti + 2 J 2 → Ti. J 4 → Ti + 2 J 2 Cirkonij in hafnij pridobivamo z elektrolizo staljenih soli.

Čiste kovine so žilave, odporne na udarce, z visokimi tališči (Ti – 1700 C, Zr – 1900 C, Hf – 2200 C). Titan je lahka kovina, njegova gostota je 4,5 g/cm3, kemijsko najbolj aktiven. Cirkonij in hafnij sta manj aktivna.

Kemijske lastnosti 1. Značilna oksidacijska stanja v spojinah za Ti +4, +3; za Zr in Hf +4. Pri segrevanju vsi trije elementi aktivno sodelujejo z različnimi nekovinami: Zr + C = Zr. C; Hf + 2 S = Hf. S2; 2 Ti + N 2 = 2 Ti. N; Ti + 2 Cl 2 = Ti. Cl 4 2. Slabo reagirajo s kislinami Ti, Zr in Hf. V dušikovi kislini se topi samo titan: Ti + 4 HNO 3 = H 2 Ti. O 3 + 4 NO 2 + H 2 O

Cirkonij in hafnij medsebojno delujeta samo z "aqua regia": 3 Hf + 18 HCl + 4 HNO 3 = 3 H 2 + 4 NO + 8 H 2 O 3. Ti oksidi. O 2 – amfoteren, Zr. O 2 – šibko amfoteren, Hf. O 2 – osnovni. 4. Pri interakciji z žveplovo kislino oksidi tvorijo ustrezne sulfate, ki hitro hidrolizirajo v titanil, cirkonil, hafnil sulfat: Ti. O 2 + 2 H 2 SO 4 = Ti(SO 4) 2 + 2 H 2 O Ti(SO 4) 2 + H 2 O = Ti. OSO 4 + H 2 SO 4 V amfoternem Ti. O 2 ima bolj izrazito kislo funkcijo. Njegova ustrezna metatitanska kislina je H 2 Ti. O 3 obstaja v dveh modifikacijah α in β. Splošna formula titanovih kislin x. Ti. O2·y. H2O.

Uporaba Titan je tretji najpomembnejši (za železom in aluminijem) konstrukcijski material. Titan se uporablja v obliki zlitin v ladjah, raketni tehniki in strojništvu. Cirkonij in hafnij se uporabljata pri gradnji jedrskih reaktorjev (cirkonij za lupine gorivnih elementov, hafnij za krmilne palice za absorpcijo nevtronov med delovanjem reaktorja).