Вуглекислий газ, відомий також як 4, реагує з рядом речовин, утворюючи різні за своїм складом і хімічними властивостями сполуки. Складається з неполярних молекул, він має дуже слабкі міжмолекулярні зв'язки і може перебувати тільки якщо температура вище, ніж 31 градус за Цельсієм. Вуглекислий газ є хімічною сполукою, що складається з одного атома вуглецю і двох атомів кисню.

Оксид вуглецю 4: формула та основна інформація

Вуглекислий газ присутня в атмосфері Землі при низькій концентрації та діє як парниковий газ. Його хімічна формула СО2. При високій температурівін може існувати виключно у газоподібному стані. У своєму твердому стані його називають сухим льодом.

Вуглекислий газ є важливим компонентом вуглецевого циклу. Він виходить із безлічі природних джерел, включаючи вулканічну дегазацію, спалювання органічної речовини та дихальні процеси живих аеробних організмів. Антропогенні джерела Вуглекислий газв основному пов'язані зі спалюванням різних викопних видів палива для виробництва електроенергії та транспорту.

Він також продукується різними мікроорганізмами із ферментації та клітинного дихання. Рослини перетворюють вуглекислий газ на кисень під час процесу, званого фотосинтезом, використовуючи як вуглець, так і кисень для утворення вуглеводів. Крім того, рослини також виділяють кисень в атмосферу, яка потім використовується для дихання гетеротрофними організмами.

Вуглекислий газ (СО2) в організмі

Оксид вуглецю 4 реагує з різними речовинами та є газоподібним продуктом відходів від метаболізму. Існує більш ніж 90% його в крові у формі бікарбонату (НСО3). Решта - це розчинений СО 2, або вугільна кислота (H2CO 3). За балансування цих сполук у крові відповідають такі органи, як печінка та нирки. Бікарбонат – це хімічна речовина, що діє як буфер. Вона утримує рівень рН крові на необхідному рівні, уникаючи підвищення кислотності.

Структура та властивості вуглекислого газу

Двоокис вуглецю (CO 2) є хімічною сполукою, яка є газом при кімнатній температурі і вище. Він складається з одного атома вуглецю та двох атомів кисню. Люди та тварини виділяють вуглекислий газ, коли видихають. Крім того, він утворюється завжди, коли щось органічне спалюється. Рослини використовують вуглекислий газ для продуктів харчування. Цей процес називається фотосинтез.

Властивості вуглекислого газу вивчали шотландський вчений Джозеф Блек ще в 1750-х роках. здатний вловлювати теплову енергію і впливати на клімат та погоду на нашій планеті. Саме він є причиною глобального потепління та підвищення температури поверхні Землі.

Біологічна роль

Оксид вуглецю 4 реагує з різними речовинами і є кінцевим продуктом в організмах, які одержують енергію від руйнування цукрів, жирів та амінокислот. Цей процес відомий як характерний для всіх рослин, тварин, багатьох грибів та деяких бактерій. У вищих тварин вуглекислий газ переміщається в крові з тканин тіла у легені, де він видихається. Рослини одержують його з атмосфери для використання при фотосинтезі.

Сухий лід

Сухий лід або твердий діоксид вуглецю є твердим станом газу CO 2 з температурою -78,5 °C. У природному вигляді ця речовина не зустрічається у природі, але виробляється людиною. Воно безбарвне і може використовуватися для приготування газованих напоїв, як охолодний елемент у ємностях з морозивом та в косметології, наприклад, для заморожування бородавок. Пари сухого льоду викликають ядуху і можуть призвести до смерті. При використанні сухого льоду варто виявляти обережність та професіоналізм.

При звичайному тиску він не буде плавитися з рідина, а замість цього переходить безпосередньо з твердої речовини в газ. Це називається сублімацією. Він змінюватиметься безпосередньо від твердого тіла до газу за будь-якої температури, що перевищує екстремально низькі температури. Сухий лід сублімується за нормальної температури повітря. При цьому виділяється вуглекислий газ, який не має запаху та кольору. Двоокис вуглецю може бути зріджений при тиску вище 5,1 атм. Газ, що виділяється із сухого льоду, настільки холодний, що при змішуванні з повітрям він охолоджує водяну пару в повітрі до туману, який виглядає як густий білий дим.

Отримання, хімічні властивості та реакції

У промисловості оксид вуглецю 4 одержують двома способами:

1. Шляхом спалювання палива (C + O 2 = CO 2).
2. Шляхом термічного розкладання вапняку (CaCO3 = CaO+CO2).

Отриманий обсяг оксиду вуглецю 4 піддається очищенню, зріджується та закачується у спеціальні балони.

Будучи кислотним, оксид вуглецю 4 реагує з такими речовинами, як:

• Вода. При розчиненні утворюється вугільна кислота (H2CO3).
• Лужні розчини. Оксид вуглецю 4 (формула CO 2) входить у реакцію з лугами. При цьому утворюються середні та кислі солі (NaHCO 3).
• При цих реакціях утворюються солі карбонати (CaCO3 та Na2CO3).
• Вуглець. Коли оксид вуглецю 4 реагує з гарячим вугіллям, утворюється оксид вуглецю 2 (чадний газ), який може спричинити отруєння. (CO 2 + C = 2CO).
• Магній. Як правило, вуглекислий газ не підтримує горіння, тільки за дуже високих температур він може реагувати з деякими металами. Наприклад, запалений магній продовжуватиме горіти в CO 2 під час окислювально-відновної реакції (2Mg + CO 2 = 2MgO + C).

Якісна реакція оксиду вуглецю 4 проявляється при пропусканні його через вапнякову воду (Ca(OH) 2 або через баритову воду (Ba(OH) 2). Якщо після цього продовжувати далі пропускати вуглекислий газ, вода знову стане прозорою , оскільки нерозчинні карбонати перетворюються на розчинні гідрокарбонати (кислі солі вугільної кислоти).

Двоокис вуглецю також утворюється при спалюванні всього вуглецевмісного палива, такого, як метан (природний газ), нафтові дистиляти (бензин, дизельне паливо, гас, пропан), вугілля або деревина. Найчастіше вода також виділяється.

Вуглекислий газ (двоокис вуглецю) складається з одного атома вуглецю та двох атомів кисню, які утримуються разом ковалентними зв'язками (або розподілом електронів). Чистий вуглець дуже рідкісний. Він зустрічається в природі лише у вигляді мінералів, графіту та алмазу. Незважаючи на це, він є будівельним блоком життя, який у поєднанні з воднем та киснем утворює основні сполуки, з яких складається все на планеті.

Такі вуглеводні, як вугілля, нафта та природний газ - це сполуки, що складаються з водню та вуглецю. Цей елемент міститься в кальциті (CaCo 3), мінералах в осадових та метаморфічних породах, вапняку та мармурі. Це елемент, який містить усі органічні речовини – від викопного палива до ДНК.

• Позначення – C (Carbon);
• Період – II;
• Група – 14 (IVa);
• Атомна маса – 12,011;
• Атомний номер – 6;
• Радіус атома = 77 пм;
• Ковалентний радіус = 77 пм;
• Розподіл електронів - 1s 2 2s 2 2p 2;
• t плавлення = 3550 ° C;
• t кипіння = 4827 ° C;
• Електронегативність (по Полінгу/по Алпреду та Рохову) = 2,55/2,50;
• Ступінь окиснення: +4, +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3, -4;
• Щільність (н. у.) = 2,25 г/см3 (графіт);
• Молярний об'єм = 5,3 см3/моль.

З'єднання вуглецю:

Вуглець у вигляді деревного вугілля відомий людині з незапам'ятних часів, тому про дату його відкриття говорити не має сенсу. Власне свою назву "вуглець" отримав у 1787 році, коли була опублікована книга "Метод хімічної номенклатури", в якій замість французької назви"чисте вугілля" (charbone pur) з'явився термін "вуглець" (carbone).

Вуглець має унікальну здатність утворювати полімерні ланцюжки необмеженої довжини, породжуючи тим самим величезний клас сполук, вивченням яких займається окремий розділ хімії. органічна хімія. Органічні сполуки вуглецю лежать в основі земного життя, тому про важливість вуглецю як хімічного елемента говорити не має сенсу - він є основою життя на Землі.

Зараз розглянемо вуглець з погляду неорганічної хімії.

Мал. Будова атома вуглецю.

Електронна конфігурація вуглецю - 1s22s22p2 (див. Електронна структура атомів). На зовнішньому енергетичному рівні у вуглецю знаходяться 4 електрони: 2 спарених на s-підрівні + 2 неспарені на p-орбіталях. При переході атома вуглецю в збуджений стан (вимагає енергетичних витрат) один електрон з s-підрівня "залишає" свою пару і переходить на p-підрівень, де є одна вільна орбіталь. Т. о., у збудженому стані електронна конфігурація атома вуглецю набуває наступного вигляду: 1s 2 2s 1 2p 3 .

Мал. Перехід атома вуглецю у збуджений стан.

Таке "рокування" суттєво розширює валентні можливості атомів вуглецю, які можуть приймати ступінь окислення від +4 (у сполуках з активними неметалами) до -4 (у сполуках з металами).

У незбудженому стані атом вуглецю в сполуках має валентність 2, наприклад, CO(II), а збудженому - 4: CO 2 (IV).

"Унікальність" атома вуглецю полягає в тому, що на його зовнішньому енергетичному рівні знаходяться 4 електрони, тому для завершення рівня (до чого, власне, прагнуть атоми будь-якого хімічного елемента) він може з однаковим "успіхом", як віддавати, так і приєднувати електрони з утворенням ковалентних зв'язків (див. Ковалентний зв'язок).

Вуглець, як проста речовина

Як проста речовина вуглець може бути у вигляді декількох алотропних модифікацій:

• Алмаз
• Графіт
• Фуллерен
• Карбін

Алмаз

Мал. Кристалічні грати алмазу.

Властивості алмазу:

• безбарвна кристалічна речовина;
• найтвердіша речовина в природі;
• має сильний заломлюючий ефект;
• погано проводить тепло та електрику.

Мал. Тетраедр алмазу.

Виняткова твердість алмазу пояснюється будовою його кристалічної решітки, яка має форму тетраедра - у центрі тетраедра знаходиться атом вуглецю, який пов'язаний рівноцінно міцними зв'язками з чотирма сусідніми атомами, що утворюють вершини тетраедра (див. малюнок вище). Така "конструкція" у свою чергу пов'язана із сусідніми тетраедрами.

Графіт

Мал. Кристалічні грати графіту.

Властивості графіту:

• м'яка кристалічна речовина сірого кольорушаруватої структури;
• має металевий блиск;
• добре проводить електрику.

У графіті атоми вуглецю утворюють правильні шестикутники, що у одній площині, організовані в нескінченні верстви.

У графіті хімічні зв'язки між сусідніми атомами вуглецю утворені за рахунок трьох валентних електронів кожного атома (зображені синім кольором на малюнку нижче), при цьому четвертий електрон (зображений червоним кольором) кожного атома вуглецю, розташований на p-орбіталі, перпендикулярно до площини шару графіту, не бере участі у освіті ковалентних зв'язків у площині шару. Його "призначення" полягає в іншому - взаємодіючи зі своїм "собратом", що лежить у сусідньому шарі, він забезпечує зв'язок між шарами графіту, а висока рухливість p-електронів зумовлює хорошу електропровідність графіту.

Мал. Розподіл орбіталей атома вуглецю у графіті.

Фуллерен

Мал. Кристалічні грати фулерену.

Властивості фулерену:

• молекула фулерену являє собою сукупність атомів вуглецю, замкнутих у порожнисті сфери типу футбольного м'яча;
• це дрібнокристалічна речовина жовто-жовтогарячого кольору;
• температура плавлення = 500-600 ° C;
• напівпровідник;
• входить до складу мінералу шунгіту.

Карбін

Властивості карбину:

• інертна речовина чорного кольору;
• складається з полімерних лінійних молекул, в яких атоми пов'язані одинарними і потрійними зв'язками, що чергуються;
• напівпровідник.

Хімічні властивості вуглецю

За нормальних умов вуглець є інертною речовиною, але при нагріванні може реагувати з різноманітними простими та складними речовинами.

Вище вже було сказано, що на зовнішньому енергетичному рівні вуглецю знаходиться 4 електрони (ні туди, ні сюди), тому вуглець може, як віддавати електрони, так і приймати їх, виявляючи в одних сполуках відновлювальні властивості, а в інших окислювальні.

Вуглець є відновникому реакціях з киснем та іншими елементами, що мають вищу електронегативність (див. таблицю електронегативності елементів):

• при нагріванні на повітрі горить (при надлишку кисню з утворенням вуглекислого газу; при його нестачі - оксиду вуглецю(II)):
  C + O 2 = CO 2;
  2C + O2 = 2CO.
• реагує при високих температурах з парами сірки, легко взаємодіє із хлором, фтором:
  C + 2S = CS 2
  C + 2Cl 2 = CCl 4
  2F 2 + C = CF 4
• при нагріванні відновлює з оксидів багато металів і неметалів:
  C0+Cu+2O = Cu0+C+2O;
  C 0 +C +4 O 2 = 2C +2 O
• при температурі 1000°C реагує з водою (процес газифікації), з утворенням водяного газу:
  C + H 2 O = CO + H 2;

Вуглець виявляє окисні властивостіу реакціях з металами та воднем:

• реагує з металами з утворенням карбідів:
  Ca + 2C = CaC 2
• взаємодіючи з воднем, вуглець утворює метан:
  C + 2H 2 = CH 4

Вуглець одержують термічним розкладанням його сполук або піролізом метану (за високої температури):
CH 4 = C + 2H 2 .

Застосування вуглецю

З'єднання вуглецю знайшли найширше застосування в народному господарстві, перерахувати всі їх неможливо, вкажемо лише деякі:

• графіт застосовується виготовлення грифелів олівців, електродів, плавильних тиглів, як сповільнювач нейтронів в ядерних реакторах, як мастильний матеріал;
• алмази застосовуються в ювелірній справі, як ріжучий інструмент, у буровому обладнанні, як абразивний матеріал;
• як відновник вуглець використовують для отримання деяких металів і неметалів (заліза, кремнію);
• вуглець становить основну масу активованого вугілля, який знайшов найширше застосування, як у побуті (наприклад, як адсорбент для очищення повітря і розчинів), так і в медицині (таблетки активованого вугілля) і в промисловості (як носій для каталітичних добавок, каталізатора полімеризації та ін.).

(IV) (СО 2, діоксид вуглецю, вуглекислий газ)є безбарвним газом без смаку і запаху, який важчий за повітря і 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 у різних галузях промисловості. 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; у періодичній системі знаходиться 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 перебувають у паралельних площинах, займаючи у яких 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 ступеня окиснення: +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 складовою природних органічних сполук – газу, нафти, кам'яного вугілля, торфу, входить до складу органічних речовин, білків, 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 у 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 - 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

1. Термічне розкладання солей вугільної кислоти (карбонатів). Випалення вапняку:

CaCO 3 - t ° = CaO + CO 2

1. 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" - глобальному потеплінню через поглинання вуглекислим газом теплового випромінювання Землі. Приблизно третина світового виробництва соди (карбонат натрію Na2CO3) використовується у виробництві скла.

Оксид вуглецю (IV), вугільна кислота та 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.

Усі елементи підгрупи вуглецю утворюють оксиди із загальною формулою ЕО 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 та запаху, злегка кислуватого смаку, важчий за повітря приблизно в 1,5 рази, розчинний у воді, досить легко зріджується - при кімнатній температурі його 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 будова СО 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 у 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 кислотами гідрокарбонати 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.