Углерод (С) – типичный неметалл; в периодической системе находится в 2-м периоде IV группе, главной подгруппе. Порядковый номер 6, Ar = 12,011 а.е.м., заряд ядра +6. Физические свойства: углерод образует множество аллотропных модификаций: алмаз – одно из самых твердых веществ, графит, уголь, сажа .
Химические свойства: электронная конфигурация: 1s22 s22p2 . На электронной оболочке атома – 6 электронов; на внешнем валентном уровне – 4 электрона. Наиболее характерные степени окисления: +4, +2 – в неорганических соединениях, – 4, -2 – в органических. Углерод в любом гибридном состоянии способен использовать все свои валентные электроны и орбитали. У 4-валентного углерода нет неподеленных электронных пар и нет свободных орбиталей – углерод химически относительно устойчив. Характерно несколько типов гибридизации: sp, sp2 , s p3. При низких температурах углерод инертен, но при нагревании его активность возрастает. Углерод – хороший восстановитель, но соединяясь с металлами и образуя карбиды , он выступает окислителем:
Углерод (кокс) вступает в реакции с оксидами металлов:
Таким образом выплавляют металл из руды. При очень высоких температурах углерод реагирует со многими неметаллами. Огромное количество органических соединений он образует с водородом – углеводороды. В присутствии никеля (Ni) углерод, реагируя с водородом, образует предельный углеводород – метан: С + Н2 = СН4.
При взаимодействии с серой образует сероуглерод: С + 2S2 = СS2.
При температуре электрической дуги углерод соединяется с азотом, образуя ядовитый газ дициан : 2С + N2 = С2N2?.
В соединении с водородом дициан образует синильную кислоту – НСN. С галогенами углерод реагирует в зависимости от их химической активности, образуя галогениды. На холоде реагирует со фтором: С + 2F2 = СF2.
При 2000 °C в электропечи углерод соединяется с кремнием, образуя карборунд: Si + C = SiC.
Нахождение в природе: свободный углерод встречается в виде алмаза и графита. В виде соединений углерод находится в составе минералов: мела, мрамора, известняка – СаСО3, доломита – MgCO3?CaCO3; гидрокарбонатов – Mg(НCO3)2 и Са(НCO3)2, СО2 входит в состав воздуха; углерод является главной составной частью природных органических соединений – газа, нефти, каменного угля, торфа, входит в состав органических веществ, белков, жиров, углеводов, аминокислот, входящих в состав живых организмов.
Характеристика элемента
6 С 1s 2 2s 2 2p 2
Изотопы: 12 С (98,892 %); 13 С (1,108%); 14 С (радиоактивный)
Кларк в земной коре 0,48 % по массе. Формы нахождения:
в свободном виде (каменный уголь, алмазы);
в составе карбонатов (СаСO 3 , МgСO 3 и др.);
в составе горючих ископаемых (уголь, нефть, газ);
в виде СO 2 - в атмосфере (0,03 % по объему);
в Мировом океане - в виде анионов НСO 3 - ;
в составе живой материи (-18 % углерода).
Химия соединений углерода - это, в основном, органическая химия. В курсе неорганической химии изучаются следующие С-содержащие вещества: свободный углерод, оксиды (СО и СO 2), угольная кислота, карбонаты и гидрокарбонаты.
Свободный углерод. Аллотропия.
В свободном состоянии углерод образует 3 аллотропные модификации: алмаз, графит и искусственно получаемый карбин. Эти видоизменения углерода различаются кристаллохимическим строением и физическими характеристиками.
Алмаз
В кристалле алмаза каждый атом углерода связан прочными ковалентными связями с четырьмя другими, размещенными вокруг него на одинаковых расстояниях.
Все атомы углерода находятся в состоянии sp 3 -гибридизации. Атомная кристаллическая решетка алмаза имеет тетраэдрическое строение.
Алмаз - бесцветное, прозрачное, сильно преломляющее свет вещество. Отличается самой большой твердостью среди всех известных веществ. Алмаз хрупкий, тугоплавкий, плохо проводит тепло и электрический ток. Небольшие расстояния между соседними атомами углерода (0,154 нм) обусловливают довольно большую плотность алмаза (3,5 г/см 3).
Графит
В кристаллической решетке графита каждый атом углерода находится в состоянии sp 2 -гибридизации и образует три прочные ковалентные связи с атомами углерода, расположенными в том же слое. В образовании этих связей участвуют по три электрона каждого атома, углерода, а четвертые валентные электроны образуют л-связи и являются относительно свободными (подвижными). Они обусловливают электро- и теплопроводность графита.
Длина ковалентной связи между соседними атомами углерода в одной плоскости равна 0,152 нм, а расстояние между атомами С в различных слоях больше в 2,5 раза, поэтому связи между ними слабые.
Графит - непрозрачное, мягкое, жирное на ощупь вещество серо-черного цвета с металлическим блеском; хорошо проводит тепло и электрический ток. Графит имеет меньшую плотность по сравнению с алмазом, легко расщепляется на тонкие чешуйки.
Разупорядоченная структура мелкокристаллического графита лежит в основе строения различных форм аморфного углерода, важнейшими из которых являются кокс, бурые и каменные угли, сажа, активированный (активный) уголь.
Карбин
Эту аллотропную модификацию углерода получают каталитическим окислением (дегидрополиконденсацией) ацетилена. Карбин - цепочечный полимер, имеющий две формы:
С=С-С=С-... и...=С=С=С=
Карбин обладает полупроводниковыми свойствами.
Химические свойства углерода
При обычной температуре обе модификации углерода (алмаз и графит) химически инертны. Мелкокристаллические формы графита - кокс, сажа, активированный уголь - более реакционноспособны, но, как правило, после их предварительного нагревания до высокой температуры.
С - активный восстановитель:
1. Взаимодействие с кислородом
С + O 2 = СO 2 + 393,5 кДж (в избытке O 2)
2С + O 2 = 2СО + 221 кДж (при недостатке O 2)
Сжигание угля - один из важнейших источников энергии.
2. Взаимодействие с фтором и серой.
С + 2F 2 = CF 4 тетрафторид углерода
С + 2S = CS 2 сероуглерод
3. Кокс - один из важнейших восстановителей, используемых в промышленности. В металлургии с его помощью получают металлы из оксидов, например:
ЗС + Fe 2 O 3 = 2Fe + ЗСО
С + ZnO = Zn + СО
4. При взаимодействии углерода с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов восстановленный металл, соединяясь с углеродом, образует карбид. Например: ЗС + СаО = СаС 2 + СО карбид кальция
5. Кокс применяется также для получения кремния:
2С + SiO 2 = Si + 2СО
6. При избытке кокса образуется карбид кремния (карборунд) SiC.
Получение «водяного газа» (газификация твердого топлива)
Пропусканием водяного пара через раскаленный уголь получают горючую смесь СО и Н 2 , называемую водяным газом:
С + Н 2 О = СО + Н 2
7. Реакции с окисляющими кислотами.
Активированный или древесный уголь при нагревании восстанавливает анионы NO 3 - и SO 4 2- из концентрированных кислот:
С + 4HNO 3 = СO 2 + 4NO 2 + 2Н 2 О
С + 2H 2 SO 4 = СO 2 + 2SO 2 + 2Н 2 О
8. Реакции с расплавленными нитратами щелочных металлов
В расплавах KNO 3 и NaNO 3 измельченный уголь интенсивно сгорает с образованием ослепительного пламени:
5С + 4KNO 3 = 2К 2 СO 3 + ЗСO 2 + 2N 2
С - малоактивный окислитель:
1. Образование солеобразных карбидов с активными металлами.
Значительное ослабление неметаллических свойств у углерода выражается в том, что функции его как окислителя проявляются в гораздо меньшей степени, чем восстановительные функции.
2. Только в реакциях с активными металлами атомы углерода переходят в отрицательно заряженные ионы С -4 и (С=С) 2- , образуя солеобразные карбиды:
ЗС + 4Al = Аl 4 С 3 карбид алюминия
2С + Са = СаС 2 карбид кальция
3. Карбиды ионного типа - очень нестойкие соединения, они легко разлагаются под действием кислот и воды, что свидетельствует о неустойчивости отрицательно заряженных анионов углерода:
Аl 4 С 3 + 12Н 2 О = ЗСН 4 + 4Аl(ОН) 3
СаС 2 + 2Н 2 О = С 2 Н 2 + Са(ОН) 2
4. Образование ковалентных соединений с металлами
В расплавах смесей углерода с переходными металлами образуются карбиды преимущественно с ковалентный типом связи. Молекулы их имеют переменный состав, а вещества в целом близки к сплавам. Такие карбиды отличаются высокой устойчивостью, они химически инертны по отношению к воде, кислотам, щелочам и многим другим реагентам.
5. Взаимодействие с водородом
При высоких Т и Р, в присутствии никелевого катализатора, углерод соединяется с водородом:
С + 2НН 2 → СНН 4
Реакция очень обратима и не имеет практического значения.
Углерод способен образовывать несколько аллотропных модификаций. Это алмаз (наиболее инертная аллотропная модификация), графит, фуллерен и карбин.
Древесный уголь и сажа представляют собой аморфный углерод. Углерод в таком состоянии не имеет упорядоченной структуры и фактически состоит из мельчайших фрагментов слоев графита. Аморфный углерод, обработанный горячим водяным паром, называют активированным углем. 1 грамм активированного угля из-за наличия в нем множества пор имеет общую поверхность более трехсот квадратных метров! Благодаря своей способности поглощать различные вещества активированный уголь находит широкое применение как наполнитель фильтров, а также как энтеросорбент при различных видах отравлений.
С химической точки зрения аморфный углерод является наиболее активной его формой, графит проявляет среднюю активность, а алмаз является крайне инертным веществом. По этой причине, рассматриваемые ниже химические свойства углерода следует прежде всего относить к аморфному углероду.
Восстановительные свойства углерода
Как восстановитель углерод реагирует с такими неметаллами как, например, кислород, галогены, сера.
В зависимости от избытка или недостатка кислорода при горении угля возможно образование угарного газа CO или углекислого газа CO 2:
При взаимодействии углерода со фтором образуется тетрафторид углерода:
При нагревании углерода с серой образуется сероуглерод CS 2:
Углерод способен восстанавливать металлы после алюминия в ряду активности из их оксидов. Например:
Также углерод реагирует и с оксидами активных металлов, однако в этом случае наблюдается, как правило, не восстановление металла, а образование его карбида:
Взаимодействие углерода с оксидами неметаллов
Углерод вступает в реакцию сопропорционирования с углекислым газом CO 2:
Одним из наиболее важных с промышленной точки зрения процессов является так называемая паровая конверсия угля . Процесс проводят, пропуская водяной пар через раскаленный уголь. При этом протекает следующая реакция:
При высокой температуре углерод способен восстанавливать даже такое инертное соединение как диоксид кремния. При этом в зависимости от условия возможно образование кремния или карбида кремния (карборунда ):
Также углерод как восстановитель реагирует с кислотами окислителями, в частности, концентрированными серной и азотной кислотами:
Окислительные свойства углерода
Химический элемент углерод не отличается высокой электроотрицательностью, поэтому образуемые им простые вещества редко проявляют окислительные свойства по отношению к другим неметаллам.
Примером таких реакций является взаимодействие аморфного углерода с водородом при нагревании в присутствии катализатора:
а также с кремнием при температуре 1200-1300 о С:
Окислительные свойства углерод проявляет по отношению к металлам. Углерод способен реагировать с активными металлами и некоторыми металлами средней активности. Реакции протекают при нагревании:
| Карбиды активных металлов гидролизуются водой:
а также растворами кислот-неокислителей: При этом образуются углеводороды, содержащие углерод в той же степени окисления, что и в исходном карбиде. |
Химические свойства кремния
Кремний может существовать, как и углерод в кристаллическом и аморфном состоянии и, также, как и в случае углерода, аморфный кремний существенно более химически активен, чем кристаллический.
Иногда аморфный и кристаллический кремний, называют его аллотропными модификациями, что, строго говоря, не совсем верно. Аморфный кремний представляет собой по сути конгломерат беспорядочно расположенных друг относительно друга мельчайших частиц кристаллического кремния.
Взаимодействие кремния с простыми веществами
неметаллами
При обычных условиях кремний ввиду своей инертности реагирует только со фтором:
С хлором, бромом и йодом кремний реагирует только при нагревании. При этом характерно, что в зависимости от активности галогена, требуется и соответственно различная температура:
Так с хлором реакция протекает при 340-420 о С:
С бромом – 620-700 о С:
С йодом – 750-810 о С:
Реакция кремния с кислородом протекает, однако требует очень сильного нагревания (1200-1300 о С) ввиду того, что прочная оксидная пленка затрудняет взаимодействие:
При температуре 1200-1500 о С кремний медленно взаимодействует с углеродом в виде графита с образованием карборунда SiC – вещества с атомной кристаллической решеткой подобной алмазу и почти не уступающего ему в прочности:
С водородом кремний не реагирует.
металлами
Ввиду своей низкой электроотрицательности кремний может проявлять окислительные свойства лишь по отношению к металлам. Из металлов кремний реагирует с активными (щелочными и щелочноземельными), а также многими металлами средней активности. В результате такого взаимодействия образуются силициды:
Взаимодействие кремния со сложными веществами
С водой кремний не реагирует даже при кипячении, однако аморфный кремний взаимодействует с перегретым водяным паром при температуре около 400-500 о С. При этом образуется водород и диоксид кремния:
Из всех кислот кремний (в аморфном состоянии) реагирует только с концентрированной плавиковой кислотой:
Кремний растворяется в концентрированных растворах щелочей. Реакция сопровождается выделением водорода.
Органическая жизнь на Земле представлена соединениями углерода. Элемент входит в состав главных компонентов клеточных структур: белков, углеводов и жиров, а также составляет основу вещества наследственности - дезоксирибонуклеиновой кислоты. В неорганической природе карбон является одним из самых распространенных элементов, образующих земную кору и атмосферу планеты. Органическая химия как раздел химической науки полностью посвящен свойствам химического элемента углерода и его соединений. Наша статья рассмотрит физико-химическую характеристику карбона и особенности его свойств.
Место элемента в периодической системе Менделеева
Подгруппа углерода - это главная подгруппа IV группы, в которую, кроме карбона, входят также кремний, германий, олово и свинец. Все перечисленные элементы имеют одинаковое строение внешнего энергетического уровня, на котором расположены четыре электрона. Это обуславливает сходство их химических свойств. В обычном состоянии элементы подгруппы двухвалентны, а когда их атомы переходят в возбужденное состояние, они проявляют валентность равную 4. Физические и химические свойства углерода зависят от состояния электронных оболочек его атома. Так, в реакции с кислородом элемент, частицы которого находятся в невозбужденном состоянии, образует безразличный оксид CO. Атомы же углерода в возбужденном состоянии окисляются до диоксида углерода, проявляющего кислотные свойства.
Формы углерода в природе
Алмаз, графит и карбин - это три аллотропных видоизменения углерода как простого вещества. Прозрачные кристаллы с высокой степенью преломления световых лучей, являющиеся самым твердыми соединениями в природе - это алмазы. Они плохо проводят тепло и являются диэлектриками. Кристаллическая решетка - атомная, очень прочная. В ней каждый атом элемента окружен четырьмя другими частицами, образуя правильный тетраэдр.
Совершенно другие физико-химические свойства углерода, образующего графит. Это жирное на ощупь кристаллическое вещество темно-серого цвета. Имеет послойную структуру, расстояния между слоями атомов достаточно велики, тогда как их силы притяжения слабые. Поэтому при надавливании на графитовый стержень вещество расслаивается на тонкие чешуйки. Они оставляют на бумаге темный след. Графит теплопроводен и немного уступает металлам в электропроводности.
Способность проводить электрический ток объясняется строением кристалла вещества. В нем частицы карбона связываются с тремя другими с помощью прочных ковалентных химических связей. Четвертый валентный электрон каждого атома остается свободным и способен перемещаться в толще вещества. Направленное движение отрицательно заряженных частиц и обуславливает появление электрического тока. Сферы применения графита разнообразны. Так, его используют для изготовления электродов в электротехнике и для проведения процесса электролиза, с помощью которого получают, например, щелочные металлы в чистом виде. Графит нашел применение в ядерных реакторах для контроля скорости проходящих в них цепных реакций в качестве замедлителя нейтронов. Известно применение вещества в качестве грифельных стержней или смазки в трущихся частях механизмов.
Что такое карбин?
Черный кристаллический порошок со стеклянным блеском - это карбин. Он был синтезирован в середине XX века в России. Вещество превосходит графит по твердости, химически пассивно, обладает свойствами полупроводника и является самым стабильным видоизменением карбона. Соединение является более прочным, чем графит. Существуют еще и такие формы углерода, химические свойства которых отличаются между собой. Это сажа, древесный уголь и кокс.
Различные характеристики аллотропных модификаций углерода объясняются строением их кристаллической решеток. Он представляет собой тугоплавкое вещество без цвета и запаха. В органических растворителях нерастворим, зато способен образовывать твердые растворы - сплавы, например, с железом.
Химические свойства углерода
В зависимости от того, с каким веществом реагирует карбон, он может проявлять двойственные свойства: как восстановителя, так и окислителя. Например, сплавляя кокс с металлами, получают их соединения - карбиды. В реакции с водородом образуются углеводороды. Это органические соединения, например, метан, этилен, ацетилен, в которых, как и в случае с металлами, карбон имеет степень окисления, равную -4. Восстановительные химические реакции углерода, свойства которого мы изучаем, проявляются во время его взаимодействия с кислородом, галогенами, водой и основными оксидами.
Оксиды карбона
Сжигая уголь на воздухе с низким содержанием кислорода, получают угарный газ - оксид двухвалентного карбона. Он бесцветен, не имеет запахи и сильно токсичен. Соединяясь с гемоглобином крови в процессе дыхания, окись углерода разносится по всему человеческому организму, вызывая отравление, а затем смерть от удушья. В классификации вещество занимает место безразличных оксидов, не реагирует с водой, ему не соответствует ни основание, ни кислота. Химические свойства углерода, имеющего валентность, равную 4, отличаются от ранее рассмотренной характеристики.
Углекислый газ
Бесцветное газообразное вещество при температуре 15 и давлении в одну атмосферу переходит в твердую фазу. Она называется сухим льдом. Молекулы CO 2 неполярные, хотя ковалентная связь между атомами кислорода и карбона полярная. Соединение относится к кислотным оксидам. Взаимодействуя с водой, оно образует карбонатную кислоту. Известны реакции между углекислым газом и простыми веществами: металлами и неметаллами, например, с магнием, кальцием или коксом. В них он играет роль окислителя.
Качественная реакция на диоксид карбона
Чтобы убедиться, что исследуемый газ действительно является окисью углерода CO 2 , в неорганической химии проводят следующий опыт: вещество пропускают через прозрачный раствор известковой воды. Наблюдение помутнения раствора вследствие выпадения белого осадка карбоната кальция подтверждает присутствие в смеси реагентов молекул диоксида карбона. При дальнейшем пропускании газа через раствор гидроксида кальция осадок CaCO 3 растворяется вследствие его превращения в гидрокарбонат кальция - водорастворимую соль.
Роль углерода в доменном процессе
Химические свойства углерода используются в промышленном производстве железа из его руд: магнитного, красного или бурого железняка. Главными среди них будут восстановительные свойства углерода и оксидов - угарного и углекислого газа. Процессы, происходящие в домне, можно представить в виде следующей последовательности реакций:
- Вначале кокс сгорает в потоке воздуха, раскаленного до 1 850 °C с образованием углекислого газа: С + О 2 = СО 2 .
- Проходя через горячий углерод, он восстанавливается до монооксида карбона: СО 2 + С = 2СО.
- Угарный газ реагирует с железной рудой, в результате получаем оксид железа: 3Fe 2 O 3 + СО = 2Fe 3 O 4 + СО 2 , Fe 3 O 4 + СО = 3FeO + СО 2 .
- Реакция получения железа будет иметь следующий вид: FeO + СО = Fe + СО 2
Расплавленное железо растворяет в себе смесь углерода и угарного газа, получается вещество - цементит.
Чугун, выплавленный в домне, кроме железа, содержит до 4,5 % углерода и другие примеси: марганец, фосфор, серу. Сталь, которая отличается от чугуна рядом признаков, например, способностью к прокатыванию и ковке, имеет в своем составе всего от 0,3 до 1,7 % карбона. Стальные изделия нашли широкое применение практически во всех отраслях промышленности: машиностроении, металлургии, медицине.
В нашей статье мы выяснили, какие химические свойства углерода и его соединений используются в различных сферах человеческой деятельности.
Углерод (С) – типичный неметалл; в периодической системе находится в 2-м периоде IV группе, главной подгруппе. Порядковый номер 6, Ar = 12,011 а.е.м., заряд ядра +6.Физические свойства: углерод образует множество аллотропных модификаций: алмаз – одно из самых твердых веществ, графит, уголь, сажа .
Атом углерода имеет 6 электронов: 1s 2 2s 2 2p 2 . Последние два электрона располагаются на отдельных р-орбиталях и являются неспаренными. В принципе, эта пара могла бы занимать одну орбиталь, но в таком случае сильно возрастает межэлектронное отталкивание. По этой причине один из них занимает 2р х, а другой, либо 2р у , либо 2р z -орбитали.
Различие энергии s- и р-подуровней внешнего слоя невелико, поэтому атом довольно легко переходит в возбужденное состояние, при котором один из двух электронов с 2s-орбитали переходит на свободную 2р. Возникает валентное состояние, имеющее конфигурацию 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . Именно такое состояние атома углерода характерно для решетки алмаза — тетраэдрическое пространственное расположение гибридных орбиталей, одинаковая длина и энергия связей.
Это явление, как известно, называют sp 3 -гибридизацией, а возникающие функции – sp 3 -гибридными. Образование четырех sp 3 -cвязeй обеспечивает атому углерода более устойчивое состояние, чем три р-р- и одна s-s-связи. Помимо sp 3 -гибридизации у атома углерода наблюдается также sp 2 — и sp-гибридизация. В первом случае возникает взаимное наложение s- и двух р-орбиталей. Образуются три равнозначные sp 2 — гибридных орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу. Третья орбиталь р неизменна и направлена перпендикулярно плоскости sp 2 .
При sp-гибридизации происходит наложение орбиталей s и р. Между двумя образующимися равноценными гибридными орбиталями возникает угол 180°, при этом две р-орбитали у каждого из атомов остаются неизменными.
Аллотрорпия углерода. Алмаз и графит
В кристалле графита атомы углерода расположены в параллельных плоскостях, занимая в них вершины правильных шестиугольников. Каждый из атомов углерода связан с тремя соседними sp 2 -гибридными связями. Между параллельными плоскостями связь осуществляется за счет ван-дер-ваальсовых сил. Свободные р-орбитали каждого из атомов направлены перпендикулярно плоскостям ковалентных связей. Их перекрыванием объясняется дополнительная π-связь между атомами углерода. Таким образом, от валентного состояния, в котором находятся атомы углерода в веществе, зависят свойства этого вещества .
Химические свойства углерода
Наиболее характерные степени окисления: +4, +2.
При низких температурах углерод инертен, но при нагревании его активность возрастает.
Углерод как восстановитель:
— с кислородом
C 0 + O 2 – t° = CO 2 углекислый газ
при недостатке кислорода — неполное сгорание:
2C 0 + O 2 – t° = 2C +2 O угарный газ
— со фтором
С + 2F 2 = CF 4
— с водяным паром
C 0 + H 2 O – 1200° = С +2 O + H 2 водяной газ
— с оксидами металлов. Таким образом выплавляют металл из руды.
C 0 + 2CuO – t° = 2Cu + C +4 O 2
— с кислотами – окислителями:
C 0 + 2H 2 SO 4 (конц.) = С +4 O 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
С 0 + 4HNO 3 (конц.) = С +4 O 2 + 4NO 2 + 2H 2 O
— с серой образует сероуглерод:
С + 2S 2 = СS 2 .
Углерод как окислитель:
— с некоторыми металлами образует карбиды
4Al + 3C 0 = Al 4 C 3
Ca + 2C 0 = CaC 2 -4
— с водородом — метан (а также огромное количество органических соединений)
C 0 + 2H 2 = CH 4
— с кремнием, образует карборунд (при 2000 °C в электропечи):
Нахождение углерода в природе
Ссвободный углерод встречается в виде алмаза и графита. В виде соединений углерод находится в составе минералов: мела, мрамора, известняка – СаСО 3 , доломита – MgCO 3 *CaCO 3 ; гидрокарбонатов – Mg(НCO 3) 2 и Са(НCO 3) 2 , СО 2 входит в состав воздуха; углерод является главной составной частью природных органических соединений – газа, нефти, каменного угля, торфа, входит в состав органических веществ, белков, жиров, углеводов, аминокислот, входящих в состав живых организмов.
Неорганические соединения углерода
Ни ионы С 4+ , ни С 4- ‑ ни при каких обычных химических процессах не образуются: в соединениях углерода имеются ковалентные связи различной полярности.
Оксид углерода (II) СО
Угарный газ; бесцветный, без запаха, малорастворим в воде, растворим в органических растворителях, ядовит, t°кип = -192°C; t пл. = -205°C.
Получение
1) В промышленности (в газогенераторах):
C + O 2 = CO 2
2) В лаборатории — термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H 2 SO 4 (конц.):
HCOOH = H 2 O + CO
H 2 C 2 O 4 = CO + CO 2 + H 2 O
Химические свойства
При обычных условиях CO инертен; при нагревании – восстановитель; несолеобразующий оксид.
1) с кислородом
2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2
2) с оксидами металлов
C +2 O + CuO = Сu + C +4 O 2
3) с хлором (на свету)
CO + Cl 2 – hn = COCl 2 (фосген)
4) реагирует с расплавами щелочей (под давлением)
CO + NaOH = HCOONa (формиат натрия)
5) с переходными металлами образует карбонилы
Ni + 4CO – t° = Ni(CO) 4
Fe + 5CO – t° = Fe(CO) 5
Оксид углерода (IV) СO
2
Углекислый газ, бесцветный, без запаха, растворимость в воде — в 1V H 2 O растворяется 0,9V CO 2 (при нормальных условиях); тяжелее воздуха; t°пл.= -78,5°C (твёрдый CO 2 называется «сухой лёд»); не поддерживает горение.
Получение
- Термическим разложением солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка:
CaCO 3 – t° = CaO + CO 2
- Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:
CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2
NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2
Химические
свойства
СO
2
Кислотный оксид: реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты
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 повышенной температуре может проявлять окислительные свойства
С +4 O 2 + 2Mg – t° = 2Mg +2 O + C 0
Качественная реакция
Помутнение известковой воды:
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ¯(белый осадок) + H 2 O
Оно исчезает при длительном пропускании CO 2 через известковую воду, т.к. нерастворимый карбонат кальция переходит в растворимый гидрокарбонат:
CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Сa(HCO 3) 2
Угольная кислота и её соли
H 2 CO 3 — Кислота слабая, существует только в водном растворе:
CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3
Двухосновная:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 — Кислые соли — бикарбонаты, гидрокарбонаты
HCO 3 — ↔ H + + CO 3 2- Cредние соли — карбонаты
Характерны все свойства кислот.
Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:
2NaHCO 3 – t° = Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2
Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 = 2NaHCO 3
Карбонаты металлов (кроме щелочных металлов) при нагревании декарбоксилируются с образованием оксида:
CuCO 3 – t° = CuO + CO 2
Качественная реакция — «вскипание» при действии сильной кислоты:
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2
CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2
Карбиды
Карбид кальция:
CaO + 3 C = CaC 2 + CO
CaC 2 + 2 H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2 .
Ацетилен выделяется при реакции с водой карбидов цинка, кадмия, лантана и церия:
2 LaC 2 + 6 H 2 O = 2La(OH) 3 + 2 C 2 H 2 + H 2 .
Be 2 C и Al 4 C 3 разлагаются водой с образованием метана:
Al 4 C 3 + 12 H 2 O = 4 Al(OH) 3 = 3 CH 4 .
В технике применяют карбиды титана TiC, вольфрама W 2 C (твердые сплавы), кремния SiC (карборунд – в качестве абразива и материала для нагревателей).
Цианиды
получают при нагревании соды в атмосфере аммиака и угарного газа:
Na 2 CO 3 + 2 NH 3 + 3 CO = 2 NaCN + 2 H 2 O + H 2 + 2 CO 2
Синильная кислота HCN – важный продукт химической промышленности, широко применяется в органическом синтезе. Ее мировое производство достигает 200 тыс. т в год. Электронное строение цианид-аниона аналогично оксиду углерода (II), такие частицы называют изоэлектронными:
C= O: [:C= N:] –
Цианиды (0,1-0,2%-ный водный раствор) применяют при добыче золота:
2 Au + 4 KCN + H 2 O + 0,5 O 2 = 2 K + 2 KOH.
При кипячении растворов цианидов с серой или сплавлении твердых веществ образуются роданиды
:
KCN + S = KSCN.
При нагревании цианидов малоактивных металлов получается дициан: Hg(CN) 2 = Hg + (CN) 2 . Растворы цианидов окисляются до цианатов :
2 KCN + O 2 = 2 KOCN.
Циановая кислота существует в двух формах:
H-N=C=O; H-O-C= N:
В 1828 г. Фридрих Вёлер (1800-1882) получил из цианата аммония мочевину: NH 4 OCN = CO(NH 2) 2 при упаривании водного раствора.
Это событие обычно рассматривается как победа синтетической химии над «виталистической теорией».
Существует изомер циановой кислоты – гремучая кислота
H-O-N=C.
Ее соли (гремучая ртуть Hg(ONC) 2) используются в ударных воспламенителях.
Синтез мочевины (карбамида):
CO 2 + 2 NH 3 = CO(NH 2) 2 + H 2 O. При 130 0 С и 100 атм.
Мочевина является амидом угольной кислоты, существует и ее «азотный аналог» – гуанидин.
Карбонаты
Важнейшие неорганические соединения углерода – соли угольной кислоты (карбонаты). H 2 CO 3 – слабая кислота (К 1 =1,3·10 -4 ; К 2 =5·10 -11). Карбонатный буфер поддерживает углекислотное равновесие в атмосфере. Мировой океан обладает огромной буферной емкостью, потому что он является открытой системой. Основная буферная реакция – равновесие при диссоциации угольной кислоты:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 — .
При понижении кислотности происходит дополнительное поглощение углекислого газа из атмосферы с образованием кислоты:
CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .
При повышении кислотности происходит растворение карбонатных пород (раковины, меловые и известняковые отложения в океане); этим компенсируется убыль гидрокарбонатных ионов:
H + + CO 3 2- ↔ HCO 3 —
CaCO 3 (тв.) ↔ Ca 2+ + CO 3 2-
Твердые карбонаты переходят в растворимые гидрокарбонаты. Именно этот процесс химического растворения избыточного углекислого газа противодействует «парниковому эффекту» – глобальному потеплению из-за поглощения углекислым газом теплового излучения Земли. Примерно треть мирового производства соды (карбонат натрия Na 2 CO 3) используется в производстве стекла.