Оксид вуглецю (IV), вугільна кислота та їх солі. Вуглець — характеристика елемента та хімічні властивості Отримання, хімічні властивості та реакції
(IV) (СО 2, діоксид вуглецю, вуглекислий газ)являє собою безбарвний газ без смаку та запаху, який важче за повітряі розчинний у воді.
У звичайних умовах твердий діоксид вуглецю перетворюється відразу на газоподібний стан, минаючи стан рідини.
За великої кількості оксид вуглецю люди починають задихатися. Концентрація більше 3% призводить до прискореного дихання, а понад 10% спостерігається втрата свідомості та смерть.
Хімічні властивості оксиду вуглецю.
Оксид вуглецю - це ангідрид вугільної кислоти Н 2 3 .
Якщо пропускати оксид вуглецю через гідроксид кальцію (вапняна вода), спостерігається випадання осаду білого кольору:
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O,
Якщо вуглекислий газ узятий у надлишку, то спостерігається утворення гідрокарбонатів, які розчиняються у воді:
CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2,
Які потім розпадаються при нагріванні:
2KNCO 3 = K 2 CO 3 + H 2 O + CO 2
Застосування оксиду вуглецю.
Використовують діоксид вуглецю в різних областяхпромисловості. У хімічному виробництві – як холодоагент.
У харчовій промисловості використовують його як консервант Е290. Хоча йому й привласнили «умовно безпечний», насправді це не так. Медики довели, що часте вживання Е290 призводить до накопичення токсичної отруйної сполуки. Тому треба уважніше читати етикетки на продуктах.
Вуглець (С)- Типовий неметал; в періодичній системізнаходиться у 2-му періоді IV групі, головній підгрупі. Порядковий номер 6, Ar = 12011 а.е.м., заряд ядра +6.Фізичні властивості:вуглець утворює безліч алотропних модифікацій: алмаз– одна з найтвердіших речовин, графіт, вугілля, сажа.
Атом вуглецю має 6 електронів: 1s 2 2s 2 2p 2 . Останні два електрони розташовуються на окремих р-орбіталях і є неспареними. У принципі, ця пара могла б займати одну орбіталь, але в такому разі зростає міжелектронне відштовхування. Тому один з них займає 2р х, а інший, або 2р у , або 2р z-орбіталі.
Відмінність енергії s- і р-підрівнів зовнішнього шару невелика, тому атом досить легко переходить у збуджений стан, при якому один із двох електронів з 2s-орбіталі переходить на вільну 2р.Виникає валентний стан, що має конфігурацію 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . Саме такий стан атома вуглецю характерний для решітки алмазу — тетраедричне просторове розташування гібридних орбіталей, однакова довжина та енергія зв'язків.
Це явище, як відомо, називають sp 3 -гібридизацією,а функції, що виникають - sp 3 -гібридними . Утворення чотирьох sp 3 -зв'язків забезпечує атому вуглецю більш стійкий стан, ніж три р-р-та одна s-s-зв'язку. Крім sp 3 -гібридизації у атома вуглецю спостерігається також sp 2 - і sp-гібридизація . У першому випадку виникає взаємне накладення s-та двох р-орбіталей. Утворюються три рівнозначні sp 2 - гібридних орбіталі, розташовані в одній площині під кутом 120 ° один до одного. Третя орбіталь р незмінна і спрямована перпендикулярно до площини. sp 2 .
При sp-гібридизації відбувається накладення орбіталей s та р. Між двома утвореними рівноцінними гібридними орбіталями виникає кут 180 °, при цьому дві р-орбіталі у кожного з атомів залишаються незмінними.
Алотрорпію вуглецю. Алмаз та графіт
У кристалі графіту атоми вуглецю розташовані в паралельних площинах, займаючи в них вершини правильних шестикутників. Кожен із атомів вуглецю пов'язаний з трьома сусідніми sp 2 -гібридними зв'язками. Між паралельними площинами зв'язок здійснюється за рахунок ван-дер-ваальсових сил. Вільні р-орбіталі кожного з атомів спрямовані перпендикулярно до площин ковалентних зв'язків. Їх перекриття пояснюється додатковий π-зв'язок між атомами вуглецю. Таким чином, від валентного стану, в якому знаходяться атоми вуглецю в речовині, залежать властивості цієї речовини.
Хімічні властивості вуглецю
Найбільш характерні ступеніокиснення: +4, +2.
При низьких температурах вуглець інертний, але при нагріванні його активність зростає.
Вуглець як відновник:
- З киснем
C 0 + O 2 - t ° = CO 2 вуглекислий газ
при нестачі кисню - неповне згоряння:
2C 0 + O 2 – t° = 2C +2 O чадний газ
- зі фтором
З + 2F 2 = CF 4
- З водяною парою
C 0 + H 2 O – 1200° = +2 O + H 2 водяний газ
- З оксидами металів. Таким чином виплавляють метал із руди.
C 0 + 2CuO - t ° = 2Cu + C +4 O 2
- З кислотами - окислювачами:
C 0 + 2H 2 SO 4 (конц.) = З +4 O 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
З 0 + 4HNO 3 (конц.) = З +4 O 2 + 4NO 2 + 2H 2 O
- із сіркою утворює сірковуглець:
С + 2S2 = СS2.
Вуглець як окислювач:
- з деякими металами утворює карбіди
4Al + 3C 0 = Al 4 C 3
Ca + 2C 0 = CaC 2 -4
- з воднем - метан (а також величезна кількість органічних сполук)
C 0 + 2H 2 = CH 4
- З кремнієм, утворює карборунд (при 2000 ° C в електропечі):
Знаходження вуглецю в природі
Вільний вуглець зустрічається у вигляді алмазу та графіту. У вигляді сполук вуглець перебуває у складі мінералів: крейди, мармуру, вапняку – СаСО 3 , доломіту – MgCO 3 *CaCO 3 ; гідрокарбонатів - Mg(НCO 3) 2 і Са(НCO 3) 2 , 2 входить до складу повітря; вуглець є головною складовоюприродних органічних сполук – газу, нафти, кам'яного вугілля, торфу, входить до складу органічних речовинбілків, жирів, вуглеводів, амінокислот, що входять до складу живих організмів.
Неорганічні сполуки вуглецю
Ні іони С 4+ , ні С 4- ‑ ні за яких звичайних хімічних процесів не утворюються: у сполуках вуглецю є ковалентні зв'язки різної полярності.
Оксид вуглецю (II)СО
Чадний газ; безбарвний, без запаху, малорозчинний у воді, розчинний в органічних розчинниках, отруйний, t ° кип = -192 ° C; t пл. = -205°C.
Отримання
1) У промисловості (у газогенераторах):
C + O 2 = CO 2
2) У лабораторії - термічним розкладанням мурашиної або щавлевої кислоти у присутності H 2 SO 4 (конц.):
HCOOH = H 2 O + CO
H 2 C 2 O 4 = CO + CO 2 + H 2 O
Хімічні властивості
За звичайних умов CO інертний; при нагріванні – відновник; несолетворний оксид.
1) із киснем
2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2
2) із оксидами металів
C +2 O + CuO = Сu + C +4 O 2
3) із хлором (на світлі)
CO + Cl 2 - hn = COCl 2 (фосген)
4) реагує з розплавами лугів (під тиском)
CO + NaOH = HCOONa (форміат натрію)
5) з перехідними металами утворює карбоніли
Ni + 4CO – t° = Ni(CO) 4
Fe + 5CO – t° = Fe(CO) 5
Оксид вуглецю (IV) СO2
Вуглекислий газ, безбарвний, без запаху, розчинність у воді - у 1V H 2 O розчиняється 0,9V CO 2 (за нормальних умов); важче за повітря; t°пл.= -78,5°C (твердий CO 2 називається «сухий лід»); не підтримує горіння.
Отримання
- Термічне розкладання солей вугільної кислоти (карбонатів). Випалення вапняку:
CaCO 3 - t ° = CaO + CO 2
- Дія сильних кислот на карбонати та гідрокарбонати:
CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2
NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2
ХімічнівластивостіЗ2
Кислотний оксид: реагує з основними оксидами та основами, утворюючи солі вугільної кислоти
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 підвищеній температурі може виявляти окислювальні властивості
З +4 O 2 + 2Mg - t ° = 2Mg +2 O + C 0
Якісна реакція
Помутніння вапняної води:
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ¯(білий осад) + H 2 O
Воно зникає за тривалого пропускання CO 2 через вапняну воду, т.к. нерозчинний карбонат кальцію переходить у розчинний гідрокарбонат:
CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Сa(HCO 3) 2
Вугільна кислота та їїсолі
H 2CO 3 -Кислота слабка, існує тільки у водному розчині:
CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3
Двоосновна:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 — Кислі солі — бікарбонати, гідрокарбонати
HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2- Середні солі - карбонати
Характерні властивості кислот.
Карбонати та гідрокарбонати можуть перетворюватися один на одного:
2NaHCO 3 – t° = Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2
Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 = 2NaHCO 3
Карбонати металів (крім лужних металів) при нагріванні декарбоксилюються з утворенням оксиду:
CuCO 3 - t ° = CuO + CO 2
Якісна реакція- «закипання» при дії сильної кислоти:
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2
CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2
Карбіди
Карбід кальцію:
CaO + 3 C = CaC 2 + CO
CaC 2 + 2 H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2 .
Ацетилен виділяється при реакції з водою карбідів цинку, кадмію, лантану та церію:
2 LaC 2 + 6 H 2 O = 2La(OH) 3 + 2 C 2 H 2 + H 2 .
Be 2 C та Al 4 C 3 розкладаються водою з утворенням метану:
Al 4 C 3 + 12 H 2 O = 4 Al(OH) 3 = 3 CH 4 .
У техніці застосовують карбіди титану TiC, вольфраму W 2 C (тверді сплави), кремнію SiC (карборунд – як абразив та матеріал для нагрівачів).
Ціаніди
отримують при нагріванні соди в атмосфері аміаку та чадного газу:
Na 2 CO 3 + 2 NH 3 + 3 CO = 2 NaCN + 2 H 2 O + H 2 + 2 CO 2
Синільна кислота HCN – важливий продукт хімічної промисловості, що широко застосовується в органічному синтезі. Її світове виробництво сягає 200 тис. т на рік. Електронна будоваціанід-аніону аналогічно оксиду вуглецю (II), такі частинки називають ізоелектронними:
C = O: [:C = N:] –
Ціаніди (0,1-0,2%-ний водний розчин) застосовують при видобутку золота:
2 Au + 4 KCN + H 2 O + 0,5 O 2 = 2 K + 2 KOH.
При кип'ятінні розчинів ціанідів з сіркою або сплавлення твердих речовин утворюються роданіди:
KCN+S=KSCN.
При нагріванні ціанідів малоактивних металів виходить диціан: Hg(CN) 2 = Hg + (CN) 2 . Розчини ціанідів окислюються до ціанатів:
2 KCN + O 2 = 2 KOCN.
Ціанова кислота існує у двох формах:
H-N=C=O; H-O-C = N:
У 1828 р. Фрідріх Велер (1800-1882) отримав із ціанату амонію сечовину: NH 4 OCN = CO(NH 2) 2 при упарюванні водного розчину.
Ця подія зазвичай сприймається як перемога синтетичної хімії над «віталістичної теорією».
Існує ізомер ціанової кислоти – гримуча кислота
H-O-N=C.
Її солі (гримуча ртуть Hg(ONC) 2) використовуються в ударних запальниках.
Синтез сечовини(карбаміду):
CO 2 + 2 NH 3 = CO(NH 2) 2 + H 2 O. При 130 0 С та 100 атм.
Сечовина є амідом вугільної кислоти, існує її «азотний аналог» – гуанідин.
Карбонати
Найважливіші неорганічні сполуки вуглецю – солі вугільної кислоти (карбонати). H 2 CO 3 - слабка кислота (К 1 = 1,3 · 10 -4; До 2 = 5 · 10 -11). Карбонатний буфер підтримує вуглекислотна рівновагау атмосфері. Світовий океан має величезну буферну ємність, тому що він є відкритою системою. Основна буферна реакція – рівновага при дисоціації вугільної кислоти:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 - .
При зниженні кислотності відбувається додаткове поглинання вуглекислого газу з атмосфери з утворенням кислоти:
CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .
При підвищенні кислотності відбувається розчинення карбонатних порід (раковини, крейдяні та вапнякові відкладення в океані); цим компенсується зменшення гідрокарбонатних іонів:
H + + CO 3 2- ↔ HCO 3 -
CaCO 3 (тв.) ↔ Ca 2+ + CO 3 2-
Тверді карбонати переходять у розчинні гідрокарбонати. Саме цей процес хімічного розчинення надлишкового вуглекислого газу протидіє парниковому ефекту» – глобального потепліннячерез поглинання вуглекислим газом теплового випромінюванняЗемлі. Приблизно третина світового виробництва соди (карбонат натрію Na2CO3) використовується у виробництві скла.
Оксид вуглецю (IV), вугільна кислотата їх солі
Комплексна мета модуля:знати способи одержання оксиду та гідроксиду вуглецю (IV); описувати їх фізичні властивості; знати характеристику кислотно-основних властивостей; давати характеристику окисно-відновних властивостей.
Всі елементи підгрупи вуглецю утворюють оксиди з загальною формулоюЕО 2 . 2 і SiО 2 виявляють кислотні властивості, GeО 2 , SnО 2 , PbО 2 виявляють амфотерні властивості з переважанням кислотних, причому в підгрупі зверху вниз кислотні властивості слабшають.
Ступінь окислення (+4) для вуглецю і кремнію дуже стабільна, тому окислювальні властивості сполуки виявляють насилу. У підгрупі германію окислювальні властивості сполук (+4) посилюються у зв'язку з дестабілізацією вищого ступеняокиснення.
Оксид вуглецю (IV), вугільна кислота та їх солі
Диоксид вуглецюСО 2 (вуглекислий газ) - за звичайних умов це газ без кольору і запаху, злегка кислуватого смаку, важчий за повітря приблизно в 1,5 рази, розчинний у воді, досить легко зріджується - при кімнатній температурійого модно перетворити на рідину під тиском близько 60 10 5 Па. При охолодженні до ?56,2єС рідкий діоксид вуглецю твердне і перетворюється на снігоподібну масу.
У всіх агрегатних станах складається із неполярних лінійних молекул. Хімічна будоваСО 2 визначається sp-гібридизацією центрального атома вуглецю та утворенням додаткових р р-р-зв'язків: О = С = О
Деяка частина розчиненого у волі СО 2 взаємодіє з нею утворенням вугільної кислоти
СО 2 + Н 2 О - СО 2 Н 2 О - Н 2 СО 3 .
Вуглекислий газ дуже легко поглинається розчинами лугів з утворенням карбонатів та гідрокарбонатів:
2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O;
2 + NaOH = NaHCO 3 .
Молекули СО 2 дуже стійкі термічно, розпад починається лише за температури 2000єС. Тому діоксид вуглецю не горить і підтримує горіння звичайного палива. Але в його атмосфері горять деякі прості речовини, атоми яких виявляють велику спорідненість до кисню, наприклад, при нагріванні магній спалахує в атмосфері СО 2 .
Вугільна кислота та її солі
Вугільна кислота H 2 CO 3 - неміцна сполука, існує тільки у водних розчинах. Більшість розчиненого у воді вуглекислого газу знаходиться у вигляді гідратованих молекул CO 2 , менша - утворює вугільну кислоту.
Водні розчини, що знаходяться в рівновазі з СО 2 атмосфери, є кислими: = 0,04 М і рН? 4.
Вугільна кислота - двоосновна, відноситься до слабких електролітів, дисоціює ступінчасто (К 1 = 4, 4 10 ? 7; До 2 = 4, 8 10 ? 11). При розчиненні CO 2 у воді встановлюється така динамічна рівновага:
H 2 O + CO 2 - CO 2 H 2 O - H 2 CO 3 - H + + HCO 3 ?
При нагріванні водного розчину вуглекислого газу розчинність газу знижується, CO 2 виділяється з розчину і рівновагу зміщується вліво.
Солі вугільної кислоти
Будучи двоосновною, вугільна кислота утворює два ряди солей: середні солі (карбонати) та кислі (гідрокарбонати). Більшість солей вугільної кислоти безбарвні. З карбонатів розчиняються у воді лише солі лужних металів та амонію.
У воді карбонати піддаються гідролізу, тому їх розчини мають лужну реакцію:
Na 2 CO 3 + H 2 O - NaHCO 3 + NaOH.
Подальший гідроліз із заснуванням вугільної кислоти у звичайних умовах мало йде.
Розчинення у воді гідрокарбонатів також супроводжується гідролізом, але значно меншою мірою, і середовище створюється слаболужна (рН? 8).
Карбонат амонію (NH 4) 2 CO 3 відрізняється великою леткістю при підвищеній і навіть звичайній температурі, особливо в присутності парів води, які викликають сильний гідроліз
Сильні кислоти і навіть слабка оцтова кислота витісняють із карбонатів вугільну кислоту:
K2CO3+H2SO4=K2SO4+H2O+CO2^.
На відміну від більшості карбонатів, всі гідрокарбонати у воді розчиняються. Вони менш стійкі, ніж карбонати тих же металів і при нагріванні легко розкладаються, перетворюючись на відповідні карбонати:
2KHCO 3 = K 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 ^;
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + H 2 O + CO 2 ^.
Сильними кислотамигідрокарбонати розкладаються, як і карбонати:
KHCO 3 + H 2 SO 4 = KHSO 4 + H 2 O + CO 2
З солей вугільної кислоти найбільше значення мають: карбонат натрію (сода), карбонат калію (поташ), карбонат кальцію (крейда, мармур, вапняк), гідрокарбонат натрію (питна сода) та основний карбонат міді (CuOH) 2 CO 3 (малахіт).
Основні солі вугільної кислоти у воді практично нерозчинні і при нагріванні легко розкладаються:
(CuOH) 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O.
Взагалі, термічна стійкість карбонатів залежить від поляризаційних властивостей іонів, що входять до складу карбонату. Чим більше поляризуючу дію катіон на карбонат-іон, тим нижче температура розкладання солі. Якщо катіон здатний легко деформуватися, то карбонат-іон сам також надаватиме поляризуючу дію на катіон, що призведе до різкого зниження температури розкладання солі.
Карбонати натрію та калію плавляться без розкладання, а більшість інших карбонатів при нагріванні розкладаються на оксид металу та вуглекислий газ.
Вуглець
У вільному стані вуглець утворює 3 алотропні модифікації: алмаз, графіт і карбін, що штучно одержується.
У кристалі алмазу кожен атом вуглецю пов'язаний міцними ковалентними зв'язками з чотирма іншими, розміщеними навколо нього однакових відстанях.
Всі атоми вуглецю перебувають у стані sp 3 -гібридизації. Атомні кристалічні грати алмазу мають тетраедричну будову.
Алмаз - безбарвна, прозора речовина, що сильно заломлює світло. Відрізняється найбільшою твердістю серед усіх відомих речовин. Алмаз тендітний, тугоплавкий, погано проводить тепло і електричний струм. Невеликі відстані між сусідніми атомами вуглецю (0,154 нм) зумовлюють досить велику густину алмазу (3,5 г/см 3 ).
У кристалічній решітці графіту кожен атом вуглецю знаходиться в стані sp 2 -гібридизації і утворює три міцні ковалентні зв'язки з атомами вуглецю, розташованими в тому ж шарі. В освіті цих зв'язків беруть участь по три електрони кожного атома, вуглецю, а четверті валентні електрони утворюють л-зв'язки і є відносно вільними (рухливими). Вони зумовлюють електро- та теплопровідність графіту.
Довжина ковалентного зв'язкуміж сусідніми атомами вуглецю в одній площині дорівнює 0,152 нм, а відстань між атомами С у різних шарах більша в 2,5 рази, тому зв'язки між ними слабкі.
Графіт - непрозора, м'яка, жирна на дотик речовина сіро-чорного кольору з металевим блиском; добре проводить тепло та електричний струм. Графіт має меншу щільність у порівнянні з алмазом, легко розщеплюється на тонкі лусочки.
Розупорядкована структура дрібнокристалічного графіту лежить в основі будови різних форм аморфного вуглецю, найважливішими з яких є кокс, бурі та кам'яне вугілля, сажа, активоване (активне) вугілля.
Цю алотропну модифікацію вуглецю одержують каталітичним окисленням (дегідрополіконденсацією) ацетилену. Карбін - ланцюжковий полімер, що має дві форми:
С=С-С=С-... та...=С=С=С=
Карбін має напівпровідникові властивості.
При звичайній температурі обидві модифікації вуглецю (алмаз та графіт) хімічно інертні. Дрібнокристалічні форми графіту - кокс, сажа, активоване вугілля - більш реакційноздатні, але, як правило, після їхнього попереднього нагрівання до високої температури.
1. Взаємодія з киснем
З + O 2 = З O 2 + 393,5 кДж (надлишку O 2)
2С + O 2 = 2СО + 221 кДж (при нестачі O 2)
Спалювання вугілля - одне з найважливіших джерел енергії.
2. Взаємодія з фтором та сіркою.
С + 2F 2 = CF 4 тетрафторид вуглецю
С + 2S = CS 2 сірковуглець
3. Кокс - одне із найважливіших відновників, що у промисловості. У металургії з його допомогою одержують метали з оксидів, наприклад:
ЗС + Fe 2 O 3 = 2Fe + ЗСО
З + ZnO = Zn + СО
4. При взаємодії вуглецю з оксидами лужних і лужноземельних металіввідновлений метал, з'єднуючись з вуглецем, утворює карбід. Наприклад: ЗС + СаО = СаС 2 + СО карбід кальцію
5. Кокс застосовується також для одержання кремнію:
2С + SiO 2 = Si + 2СО
6. При надлишку коксу утворюється карбід кремнію (карборунд) SiC.
Отримання "водяного газу" (газифікація твердого палива)
Пропусканням водяної пари через розпечене вугілля отримують горючу суміш СО і Н 2 , звану водяним газом:
З + Н 2 О = СО + Н 2
7. Реакції з окислюючими кислотами.
Активоване або деревне вугілля при нагріванні відновлює аніони NO 3 - і SO 4 2 з концентрованих кислот:
З + 4HNO 3 = З 2 + 4NO 2 + 2Н 2
С + 2H 2 SO 4 = СO 2 + 2SO 2 + 2Н 2 О
8. Реакції з розплавленими нітратами лужних металів
У розплавах KNO 3 і NaNO 3 подрібнене вугілля інтенсивно згоряє з утворенням сліпучого полум'я:
5С + 4KNO 3 = 2К 2 СО 3 + ЗСО 2 + 2N 2
1. Утворення солеподібних карбідів з активними металами.
Значне ослаблення неметалічних властивостей у вуглецю виявляється у тому, що функції його як окислювача виявляються набагато меншою мірою, ніж відновлювальні функції.
2. Тільки в реакціях з активними металами атоми вуглецю переходять у негативно заряджені іони С -4 і (С=С) 2- утворюючи солеподібні карбіди:
ЗС + 4Al = Аl 4 С 3 карбід алюмінію
2С + Са = СаС 2 карбід кальцію
3. Карбіди іонного типу - дуже нестійкі сполуки, вони легко розкладаються під дією кислот та води, що свідчить про нестійкість негативно заряджених аніонів вуглецю:
Аl 4 З 3 + 12Н 2 О = ЗСН 4 + 4Аl(ОН) 3
СаС 2 + 2Н 2 О = С 2 Н 2 + Са(ОН) 2
4. Утворення ковалентних з'єднань із металами
У розплавах сумішей вуглецю з перехідними металами утворюються карбіди переважно з ковалентним типом зв'язку. Молекули їх мають змінний склад, а речовини загалом близькі до сплавів. Такі карбіди відрізняються високою стійкістю, вони хімічно інертні по відношенню до води, кислот, лугів та багатьох інших реагентів.
5. Взаємодія з воднем
При високих Т і Р, у присутності нікелевого каталізатора, вуглець з'єднується з воднем:
С + 2Н 2 → СН 4
Реакція дуже оборотна і не має практичного значення.
Оксид вуглецю(II)- СО
(чадний газ, окис вуглецю, монооксид вуглецю)
Фізичні властивості:безбарвний отруйний газ без смаку та запаху, горить блакитним полум'ям, легше за повітря, погано розчинний у воді. Концентрація чадного газу повітря 12,5-74 % вибухонебезпечна.
Отримання:
1) У промисловості
C + O 2 = CO 2 + 402 кДж
CO 2 + C = 2CO - 175 кДж
У газогенераторах іноді через розпечене вугілля продують водяну пару:
З + Н 2 О = СО + Н 2 - Q,
суміш СО + Н 2 – називається синтез – газом.
2) У лабораторії- термічним розкладанням мурашиної чи щавлевої кислоти у присутності H 2 SO 4 (конц.):
HCOOH t˚C, H2SO4 → H 2 O + CO
H 2 C 2 O 4 t˚C,H2SO4 → CO + CO 2 + H 2 O
Хімічні властивості:
За звичайних умов CO інертний;при нагріванні – відновник;
CO - несолетворний оксид.
1) із киснем
2C +2 O + O 2 t ˚ C → 2C +4 O 2
2) із оксидами металів CO + Me x O y = CO 2 + Me
C +2 O + CuO t C → Сu + C +4 O 2
3) із хлором (на світлі)
CO + Cl 2 світло → COCl 2 (фосген – отруйний газ)
4)* реагує з розплавами лугів (під тиском)
CO + NaOH P → HCOONa (форміат натрію)
Вплив чадного газу на живі організми:
Чадний газ небезпечний, тому що він позбавляє можливості кров нести кисень до життєво важливих органів, таких як серце та мозок. Чадний газ поєднується з гемоглобіном, який переносить кисень до клітин організму, внаслідок чого той стає непридатним для транспортування кисню. Залежно від кількості, що вдихається, чадний газ погіршує координацію, загострює серцево-судинні захворювання і викликає втому, головний біль, слабкість, Вплив чадного газу на здоров'я людини залежить від його концентрації та часу впливу на організм. Концентрація чадного газу повітря більше 0,1% призводить до смерті протягом однієї години, а концентрація понад 1,2% протягом трьох хвилин.
Застосування оксиду вуглецю:
Головним чином чадний газ застосовують, як горючий газ у суміші з азотом, так званий генераторний або повітряний газ, або ж у суміші з воднем водяний газ. У металургії для відновлення металів з їхньої руд. Для отримання металів високої чистоти під час розкладання карбонілів.
Оксид вуглецю (IV) СO2 – вуглекислий газ
Фізичні властивості:Вуглекислий газ, безбарвний, без запаху, розчинність у воді - у 1V H 2 O розчиняється 0,9V CO 2 (за нормальних умов); важче за повітря; t°пл.= -78,5°C (твердий CO 2 називається "сухий лід"); не підтримує горіння.
Будова молекули:
Вуглекислий газ має наступні електронну та структурну формули -
3. Згоряння вуглецевмісних речовин:
СН 4 + 2О 2 → 2H 2 O + CO 2
4. При повільному окисленні у біохімічних процесах (дихання, гниття, бродіння)
Хімічні властивості: