План характеристики элемента si(cилициум) 1)порядковый номер 2)номер периода, малый или большой 3)ряд 4)группа, подгруппа 5)относительная атомная масса 6)заряд ядра 7)кол-во электронов 8)кол-во протонов 9)кол-во нейтронов 10)число энергетических уровней 11)число электронов на внешнем уровне 12)формула высшего оксида и характер 13)формула гидроксида, с указанием характера 14)формула летучего водородного соединения 15)строение атомов

1. 14 2. 3 период, малый 3. 4 ряд 4. 4 группа, а 5. 28 6.  +14 7.  14 электронов 8. 19 протонов 9.  19 нейтронов 10. 3 11. 4 12. sio2, кислотный 13. si(oh)2? основной 14.  sih4 (силан), проявляет кислотные   свойства15.  1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

свойства углерода.  конфигурация внешней электронной оболочки атома углерода 2s22p2. для углерода характерно образование четырех ковалентных связей, обусловленное возбуждением внешней электронной оболочки до состояния 2sp3. поэтому углерод способен в равной степени как притягивать, так и отдавать электроны. связь может осуществляться за счет sp3-, sp2- и sp- гибридных орбиталей, которым соответствуют координационные числа 4, 3 и 2. число валентных электронов углерода и число валентных орбиталей одинаково; это одна из причин устойчивости связи между атомами углерода.

уникальная способность атомов углерода соединяться между собой с образованием прочных и длинных цепей и циклов к возникновению громадного числа разнообразных соединений углерода, изучаемых органической .

в соединениях углерод проявляет степени окисления -4; +2; +4. атомный радиус 0,77å, ковалентные радиусы 0,77å, 0,67å, 0,60å соответственно в одинарной, двойной и тройной связях; ионный радиус с4-  2,60å, с4+  0,20å. при обычных условиях углерод инертен, при высоких температурах он соединяется со многими элементами, проявляя сильные восстановительные свойства. активность убывает в ряду: "аморфный" углерод, графит, алмаз; взаимодействие с кислородом воздуха (горение) происходит соответственно при температурах выше 300-500 °с, 600-700 °с и 850-1000 °с с образованием оксида углерода (iv) со2  и оксида углерода (ii) со.

со2  растворяется в воде с образованием угольной кислоты. в 1906 году о. дильс получил недооксид углерода с3о2. все формы углерода устойчивы к щелочам и кислотам и медленно окисляются только сильными окислителями (хромовая смесь, смесь концентрированных hno3  и ксlo3  и других). "аморфный" углерод реагирует с фтором при комнатной температуре, графит и алмаз - при нагревании. непосредственное соединение углерода с хлором происходит в электрической дуге; с бромом и иодом углерод не реагирует, поэтому многочисленные галогениды углерода синтезируют косвенным путем. из оксигалогенидов общей формулы сох2(где x - галоген) наиболее известна хлороксид сосl (фосген). водород с алмазом не взаимодействует; с графитом и "аморфным" углеродом реагирует при высоких температурах в присутствии катализаторов (ni, pt): при 600-1000 °с образуется в основном метан сн4, при 1500-2000 °с - ацетилен с2н2; в продуктах могут присутствовать также других углеводороды, например этан с2н6, бензол с6н6. взаимодействие серы с "аморфным" углеродом и графитом начинается при 700-800 °с, с алмазом при 900-1000 °с; во всех случаях образуется сероуглерод cs2. другие соединения углерода, содержащие серу (тиооксид cs, тионедооксид с3s2, серооксид cos и тиофосген cscl2), получают косвенным путем. при взаимодействии cs2  с металлов образуются тиокарбонаты - соли слабой тиоугольной кислоты. взаимодействие углерода с азотом с получением циана (cn)2происходит при пропускании электрического разряда между угольными в атмосфере азота. среди азотсодержащих соединений углерода важное практическое значение имеют цианистый водород hcn (синильная кислота) и его многочисленные производные: цианиды, галогенцианы, нитрилы и других при температурах выше 1000 °с углерод взаимодействует со многими металлами, давая карбиды. все формы углерода при нагревании восстанавливают оксиды металлов с образованием свободных металлов (zn, cd, cu, рb и других) или карбидов (сас2, мо2с, wc, тас и других). углерод реагирует при температурах выше 600-800 °с с водяным паром и углекислым газом (газификация топлив). отличительной особенностью графита является способность при умеренном нагревании до 300-400 °с взаимодействовать со щелочными металлами и с образованием соединений включения типа с8ме, с24ме, с8х (где x - галоген, me - металл). известны соединения включения графита с hno3, h2so4, fecl3и другие (например, бисульфат графита c24so4h2). все формы углерода нерастворимы в обычных неорганических и органических растворителях, но растворяются в некоторых расплавленных металлах (например, fe, ni, co).

народнохозяйственное значение углерода определяется тем, что свыше 90% всех первичных источников потребляемой в мире энергии приходится на органическое топливо, главенствующая роль которого сохранится и на ближайшие десятилетия, несмотря на интенсивное развитие ядерной энергетики. только около 10% добываемого топлива используется в качестве сырья для основного органического синтеза и синтеза, для получения пластических масс и других.

1. Оксиды: соединения с кислородом (только элемент и кислород)

N₂O₅ - оксид азота (V); SO₃ - оксид серы (VI); Na₂O - оксид натрия

Основания: соединения элемента с OH-группой

Ca(OH)₂ - гидроксид кальция; NaOH - гидроксид натрия

Кислоты: соединения водорода и кислотного осадка (на первом месте должен стоять водород, далее неметалл и кислород)

H₂SO₃ - сернистая кислота; H₃PO₄ - ортофосфорная кислота; H₂SO₄ - серная кислота; H₂S - сероводородная кислота

Соли: соединение металла и кислотного осадка (металл на первом месте, далее неметалл и кислород)

Mg(NO₃)₂ - нитрат магния; Na₃PO₄ - фосфат натрия; FeCl₃ - хлорид железа (III)

2. Сульфат меди - CuSO₄; силикат натрия - Na₂SiO₃; гидроксид кальция - Ca(OH)₂; оксид алюминия - Al₂O₃; нитрат свинца (II) - Pb(NO₃)₂; хлорид алюминия - AlCl₃; фосфат лития - Li₃PO₄; азотная кислота - HNO₃

3. Кислоты реагируют с металлами (есть исключения), основными оксидами, основаниями и солями (если образуется газ или осадок)

CaO + H₂SO₄ → CaSO₄+ H₂O

Mg + H₂SO₄(разб) → MgSO₄ + H₂

Ba(OH)₂ + H₂SO₄ → BaSO₄ + 2H₂O

4. HgO + 2HNO₃ → Hg(NO₃)₂ + H₂O

Mg + 2HCl → MgCl₂ + H₂

2NaOH + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2H₂O

Fe(OH)₃+ HCl → FeCl₃ + 3H₂O

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O