Углерод металл или неметалл
УГЛЕРО́Д (лат. Carboneum, от cаrbo — уголь), С (читается «це»), химический элемент с атомным номером 6, атомная масса 12,011. Природный углерод состоит из двух стабильных нуклидов: 12 С, 98,892% по массе и 13 C — 1,108%. В природной смеси нуклидов в ничтожных количествах всегда присутствует радиоактивный нуклид 14 C (b - -излучатель, период полураспада 5730 лет). Он постоянно образуется в нижних слоях атмосферы при действии нейтронов космического излучения на изотоп азота 14 N:
14 7N + 1 0n = 14 6C + 1 1H.
Углерод расположен в группе IVA, во втором периоде периодической системы. Конфигурация внешнего электронного слоя атома в основном состоянии 2s 2 p 2 . Важнейшие степени окисления +2 +4, –4, валентности IV и II.
Радиус нейтрального атома углерода 0,077 нм. Радиус иона C 4+ 0,029 нм (координационное число 4), 0,030 нм (координационное число 6). Энергии последовательной ионизации нейтрального атома равны 11,260, 24,382, 47,883, 64,492 и 392,09 эВ. Электроотрицательность по Полингу (см. ПОЛИНГ Лайнус) 2,5.
Историческая справка
Углерод известен с глубокой древности. Древесный уголь использовали для восстановления металлов из руд, алмаз (см. АЛМАЗ (минерал)) — как драгоценный камень. В 1789 французский химик А. Л. Лавуазье (см. ЛАВУАЗЬЕ Антуан Лоран) сделал вывод об элементарной природе углерода.
Искусственные алмазы впервые были получены в 1953 шведскими исследователями, но результаты они не успели опубликовать. В декабре 1954 искусственные алмазы получили, а в начале 1955 опубликовали результаты сотрудники компании «Дженерал электрик». (см. ДЖЕНЕРАЛ ЭЛЕКТРИК)
В СССР искусственные алмазы впервые были получены в 1960 группой ученых под руководством В. Н. Бакуля и Л. Ф. Верещагина (см. ВЕРЕЩАГИН Леонид Федорович) .
В 1961 группой советских химиков под руководством В. В. Коршака была синтезирована линейная модификация углерода — карбин. Вскоре карбин был обнаружен в метеоритном кратере Рис (Германия). В 1969 в СССР были синтезированы нитевидные кристаллы алмаза при обычном давлении, обладающие высокой прочностью и практически лишенные дефектов.
В 1985 Г. Крото (см. КРОТО Гаролд) обнаружил новую форму углерода —фуллерены (см. ФУЛЛЕРЕНЫ) С60 и С70 в масс-спектре испаряемого при облучении лазером графита. При высоких давлениях получен лонсдейлит.
Нахождение в природе
Содержание в земной коре 0,48% по массе. Накапливается в биосфере: в живом веществе 18% угля, в древесине 50%, торфе 62%, природных горючих газах 75%, горючих сланцах 78%, каменном и буром угле 80%, нефти 85%, антраците 96%. Значительная часть угля литосферы сосредоточена в известняках и доломитах. Углерод в степени окисления +4 входит в состав карбонатных пород и минералов (мел, известняк, мрамор, доломиты). Углекислый газ CO2 (0,046% по массе) постоянный компонент атмосферного воздуха. Углекислый газ в растворенном виде всегда присутствует в воде рек, озер и морей.
В атмосфере звезд, планет и в метеоритах обнаружены вещества, содержащие углерод.
Получение
С древности уголь получали при неполном сгорании древесины. В 19 веке древесный уголь в металлургии заменили каменным углем (коксом).
В настоящее время для промышленного получения чистого углерода используют крекинг (см. КРЕКИНГ) природного газа метана (см. МЕТАН) СН4:
СН4 = С + 2Н2
Уголь для медицинских целей готовят сжиганием кожуры кокосовых орехов. Для лабораторных нужд чистый уголь, не содержащий несгораемых примесей, получают неполным сжиганием сахара.
Физические и химические свойства
Углерод — неметалл.
Многообразие соединений углерода объясняется способностью его атомов связываться между собой, образуя объемные структуры, слои, цепи, циклы. Известны четыре аллотропические модификации углерода: алмаз, графит, карбин и фуллерит. Древесный уголь состоит из мельчайших кристалликов с неупорядоченной структурой графита. Его плотность 1,8—2,1 г/см 3 . Сажа представляет собой сильно измельченный графит.
Алмаз — минерал с кубической гранецентрированной решеткой. Атомы С в алмазе находятся в sp 3 -гибридизованном состоянии. Каждый атом образует 4 ковалентные s-связи с четырьмя соседними атомами С, расположенными по вершинам тетраэдра, в центре которого находится атом С. Расстояния между атомами в тетраэдре 0,154 нм. Электронная проводимость отсутствует, ширина запрещенной зоны 5,7 эВ. Из всех простых веществ алмаз имеет максимальное число атомов, приходящихся на единицу объема. Его плотность 3,51 г/см 3. . Твердость по минералогической шкале Мооса (см. МООСА ШКАЛА) принята за 10. Алмаз можно поцарапать только другим алмазом; но он хрупок и при ударе раскалывается на куски неправильной формы. Термодинамически устойчив лишь при высоких давлениях. Однако, при 1800 °C превращение алмаза в графит происходит быстро. Обратное превращение графита в алмаз происходит при 2700°C и давлении 11—12 ГПа.
Графит — слоистое темно-серое вещество с гексагональной кристаллической решеткой. Термодинамически устойчив в широком интервале температур и давлений. Состоит из параллельных слоев, образованных правильными шестиугольниками из атомов С. Углеродные атомы каждого слоя расположены против центров шестиугольников, находящихся в соседних слоях; положение слоев повторяется через один, а каждый слой сдвинут относительно другого в горизонтальном направлении на 0,1418 нм. Внутри слоя связи между атомами ковалентные, образованы sp 2 -гибридными орбиталями. Связи между слоями осуществляются слабыми ван-дер-ваальсовыми (см. МЕЖМОЛЕКУЛЯРНОЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ) силами, поэтому графит легко расслаивается. Такое состояние стабилизирует четвертая делокализованная p-связь. Графит обладает хорошей электрической проводимостью. Плотность графита 2,1—2,5 кг/дм 3 .
Во всех аллотропических модификациях при обычных условиях углерод химически малоактивен. В химические реакции вступает только при нагревании. При этом химическая активность углерода убывает в ряду сажа—древесный уголь—графит—алмаз. Сажа на воздухе воспламеняется при нагревании до 300°C, алмаз — при 850—1000°C. При горении образуется углекислый газ СО2 и CO. Нагревая СО2 с углем, также получают оксид углерода (II) CО:
СО2+ С = 2СО
С + Н2О (перегретый пар) = СО +Н2
Синтезирован оксид углерода С2О3.
СО2 — кислотный оксид, ему отвечает слабая неустойчивая, существующая только в сильно разбавленных холодных водных растворах угольная кислота Н2СО3. Соли угольной кислоты — карбонаты (см. КАРБОНАТЫ) (К2СО3, СаСО3) и гидрокарбонаты (см. ГИДРОКАРБОНАТЫ) (NaHCO3, Са(НСО3)2).
С водородом (см. ВОДОРОД) графит и древесный уголь реагируют при температуре выше 1200°C, образуя смесь углеводородов. Реагируя со фтором при 900°C, образует смесь фторуглеродных соединений. Пропуская электрический разряд между угольными электродами в атмосфере азота, получают газ циан (CN)2; если в газовой смеси присутствует водород, образуется синильная кислота HCN. При очень высоких температурах графит реагирует с серой, (см. СЕРА) кремнием, бором, образуя карбиды — CS2, SiC, В4С.
Карбиды получают взаимодействием графита с металлами при высоких температурах: карбид натрия Na2C2, карбид кальция CaC2, карбид магния Mg2C3, карбид алюминия Al4C3. Эти карбиды легко разлагаются водой на гидроксид металла и соответствующий углеводород:
Al4C3 + 12Н2О = 4Al(ОН)3 + 3СН4
С переходными металлами углерод образует металлоподобные химически стойкие карбиды, например, карбид железа (цементит) Fe3C, карбид хрома Cr2C3, карбид вольфрама WС. Карбиды — кристаллические вещества, природа химической связи может быть различной.
При нагревании уголь восстанавливает многие металлы из их оксидов:
FeO + C = Fe + CO,
2CuO+ C = 2Cu+ CO2
При нагревании восстанавливает серу(VI) до серы(IV) из концентрированной серной кислотой:
2H2SO4+ C = CO2+ 2SO2+ 2H2O
При 3500°C и нормальном давлении углерод сублимирует.
Применение
Свыше 90% всех первичных источников потребляемой в мире энергии приходится на органическое топливо. 10% добываемого топлива используется в качестве сырья для основного органического и нефтехимического синтеза, для получения пластмасс.
Физиологическое действие
Углерод — важнейший биогенный элемент, является структурной единицей органических соединений, участвующих в построении организмов и обеспечении их жизнедеятельности (биополимеры, витамины, гормоны, медиаторы и другие). Содержание углерода в живых организмах в расчете на сухое вещество составляет 34,5—40% у водных растений и животных, 45,4—46,5% у наземных растений и животных и 54% у бактерий. В процессе жизнедеятельности организмов происходит окислительный распад органических соединений с выделением во внешнюю среду CO2. Углекислый газ (см. УГЛЕРОДА ДИОКСИД) , растворенный в биологических жидкостях и природных водах, участвует в поддержании оптимальной для жизнедеятельности кислотности среды. В составе CaCO3 углерод образует наружный скелет многих беспозвоночных, содержится в кораллах, яичной скорлупе.
При различных производственных процессах частицы угля, сажи, графита, алмаза попадают в атмосферу и находятся в ней в виде аэрозолей. ПДК для углеродной пыли в рабочих помещениях 4,0 мг/м 3 , для каменного угля 10 мг/м 3 .
Химические свойства металлов
Свойства металлов начинают изучать на уроках химии в 8–9 классе. В этом материале мы подробно разберем химические свойства этой группы элементов, а в конце статьи вы найдете удобную таблицу-шпаргалку для запоминания.
20 декабря 2021
· Обновлено 20 декабря 2021
Ждём вас 8 октября в 13:00. Вместе с педагогами, психологами и другими экспертами в образовании и воспитании ответим на главные вопросы мам и пап.
Металлы — это химические элементы, атомы которых способны отдавать электроны с внешнего энергетического уровня, превращаясь в положительные ионы (катионы) и проявляя восстановительные свойства.
В окислительно-восстановительных реакциях металлы способны только отдавать электроны, являясь сильными восстановителями. В роли окислителей выступают простые вещества — неметаллы (кислород, фосфор) и сложные вещества (кислоты, соли и т. д.).
Металлы в природе встречаются в виде простых веществ и соединений. Активность металла в химических реакциях определяют, используя электрохимический ряд, который предложил русский ученый Н. Н. Бекетов. По химической активности выделяют три группы металлов.
Ряд активности металлов
Металлы средней активности
Общие химические свойства металлов
Взаимодействие с неметаллами
Щелочные металлы сравнительно легко реагируют с кислородом, но каждый металл проявляет свою индивидуальность:
оксид образует только литий
натрий образует пероксид
калий, рубидий и цезий — надпероксид
Остальные металлы с кислородом образуют оксиды:
2Zn + O2 = 2ZnO (при нагревании)
Металлы, которые в ряду активности расположены левее водорода, при контакте с кислородом воздуха образуют ржавчину. Например, так делает железо:
С галогенами металлы образуют галогениды:
Медный порошок реагирует с хлором и бромом (в эфире):
При взаимодействии с водородом образуются гидриды:
Взаимодействие с серой приводит к образованию сульфидов (реакции протекают при нагревании):
Реакции с фосфором протекают до образования фосфидов (при нагревании):
Основной продукт взаимодействия металла с углеродом — карбид (реакции протекают при нагревании).
Из щелочноземельных металлов с углеродом карбиды образуют литий и натрий:
Калий, рубидий и цезий карбиды не образуют, могут образовывать соединения включения с графитом:
С азотом из металлов IA группы легко реагирует только литий. Реакция протекает при комнатной температуре с образованием нитрида лития:
Взаимодействие с водой
Все металлы I A и IIA группы реагируют с водой, в результате образуются растворимые основания и выделяется H2. Литий реагирует спокойно, держась на поверхности воды, натрий часто воспламеняется, а калий, рубидий и цезий реагируют со взрывом:
Металлы средней активности реагируют с водой только при условии, что металл нагрет до высоких температур. Результат данной реакции — образование оксида.
Неактивные металлы с водой не взаимодействуют.
Взаимодействие с кислотами
Если металл расположен в ряду активности левее водорода, то происходит вытеснение водорода из разбавленных кислот. Данное правило работает в том случае, если в реакции с кислотой образуется растворимая соль.
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2
При взаимодействии с кислотами-окислителями, например, азотной, образуется продукт восстановления кислоты, хотя протекание реакции также неоднозначно.
Металлы IА группы:
Металлы IIА группы
Такие металлы, как железо, хром, никель, кобальт на холоде не взаимодействуют с серной кислотой, но при нагревании реакция возможна.
Взаимодействие с солями
Металлы способны вытеснять из растворов солей другие металлы, стоящие в ряду напряжений правее, и могут быть вытеснены металлами, расположенными левее:
Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu
На металлы IА и IIА группы это правило не распространяется, так как они реагируют с водой.
Реакция между металлом и солью менее активного металла возможна в том случае, если соли — как вступающие в реакцию, так и образующиеся в результате — растворимы в воде.
Взаимодействие с аммиаком
Щелочные металлы реагируют с аммиаком с образованием амида натрия:
Взаимодействие с органическими веществами
Металлы IА группы реагируют со спиртами и фенолами, которые проявляют в данном случае кислотные свойства:
Также они могут вступать в реакции с галогеналканами, галогенпроизводными аренов и другими органическими веществами.
Взаимодействие металлов с оксидами
Для металлов при высокой температуре характерно восстановление неметаллов или менее активных металлов из их оксидов.
3Са + Cr2O3 = 3СаО + 2Cr (кальциетермия)
Бесплатный курс для современных мам и пап от Екатерины Мурашовой. Запишитесь и участвуйте в розыгрыше 8 уроков
Вопросы для самоконтроля
С чем реагируют неактивные металлы?
С чем связаны восстановительные свойства металлов?
Верно ли утверждение, что щелочные и щелочноземельные металлы легко реагируют с водой, образуя щелочи?
Методом электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции по схеме:
Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + NH4NO3 + Н2O
Как металлы реагируют с кислотами?
Подведем итоги
От активности металлов зависит их химические свойства. Простые вещества — металлы в окислительно-восстановительных реакциях являются восстановителями. По положению металла в электрохимическом ряду можно судить о том, насколько активно он способен вступать в химические реакции (т. е. насколько сильно у металла проявляются восстановительные свойства).
Напоследок поделимся таблицей, которая поможет запомнить, с чем реагируют металлы, и подготовиться к контрольной работе по химии.
УГЛЕРОД
(лат. Carboneum), C,- хим. элемент IV группы периодич. системы элементов, ат. номер 6, ат. масса 12,011; относится к неметаллам. В природе представлен стабильными 12 C (98,90%) и 13 C (1,10%); в земной атмосфере постоянно присутствует в ничтожных концентрациях (ок. 10 -14 ат%) b-радиоактивный 14 C (T 1/2 = 5717 лет), образующийся в ядерной реакции с участием космич. нейтронов: 14 N(n, р) 14 С. Электронная конфигурация 1s 2 2s 2 p 2 . Энергии последоват. ионизации 11,260; 24,382; 47,883; 64,492 и 392,09 эВ. Радиус атома С 77 пм, иона C 4+ 20 пм. Значение электроотрицательности 2,5. Масса нуклида 12 C принята равной точно 12, a 1 / 12 её наз. атомной единицей массы. Эфф. сечение захвата тепловых нейтронов природного У. мало (0,0034 · 10 -28 м 2 ).
У. существует в неск. модификациях, свойства к-рых резко различны: графит, алмаз, карбин (получен искусственно), лонсдейлит (получен искусственно, затем обнаружен в метеоритах) и фуллерит (см. Фуллерены); наиб. важны графит и алмаз. Графит-серо-чёрный, мягкий, жирный на ощупь, слоистый материал. Структура гексагональная с параметрами решётки а= 245,6 пм и с =669,6 пм. t пл ок. 4000 o C (наивысшая среди всех известных веществ), t кип oк. 4200 o C. В тройной точке "твёрдый графит-пар - жидкость" давление ок. 10,5 МПа, темп-ра 4492 o C. Значение уд. теплоёмкости с р =8,736 Дж/(моль · К). Уд. элек-трич. сопротивление при 20 o C 13,0 мкОм . м, при 2500 o C 15,0 мкОм·м, температурный коэф. электрич. сопротивления 0,4 . 10 -3 K -1 . Магн. восприимчивость графита c= - 1,22 · 10 -9 . Многие характеристики графита анизотропны. Так, вдоль оси с ивперпендикулярном направлении характеристич. темп-ры Дебая соответственно равны 2280 и 760 К, теплопроводность при 300 o C 1,56 и 281 Вт/(м . К), коэф. линейного расширения при 0 o C 27,2·10 -6 и 12,7·10 -6 K -1 . TB. графита по шкале Мооса равна 1; временное сопротивление при растяжении графита лежит в интервале 0,3-17 МПа в зависимости от его качества.
Алмаз- прозрачный, твёрдый, сильно преломляющий свет (показатель преломления n= 2,407-2,465) кристалл, окраска к-рого определяется примесями и др. дефектами структуры. Решётка алмаза - кубическая, её параметр 356,679 пм. Плотн. 3,515 кг/дм . При нагревании до 1800 o C в отсутствие кислорода превращается в графит. В тройной точке "алмаз - графит - жидкость" давление 12,4 ГПа и темп-ра 3000 o C. TB. алмаза - наибольшая из всех известных веществ, по шкале Мооса она равна 10. Диэлектрик, хорошо проводит тепло. Магн. восприимчивость c=-0,492 · 10 -9 . Характеристич. темп-pa Дебая 1860 К. Драгоценный камень, спец. образом огранённые алмазы - бриллианты; существует спец. единица массы алмаза - карат (равна 0,2 г); природные алмазы достигают 1000 карат. Искусств. алмазы получают в аппаратах высокого давления при темп-рах 1300-1600 o C и давлениях 4,5-8,0 ГПа.
У. во всех модификациях химически относительно инертен. В соединениях проявляет степени окисления +4, -4 и реже +2 и -2. При взаимодействии с кислородом образует углекислый газ (диоксид У.) CO 2 и сильно ядовитый угарный газ (монооксид У.) СО. При растворении в воде CO 2 образует слабую угольную кислоту H 2 CO 3 , соли к-рой (карбонаты) широко представлены в природе (мрамор, доломит и др.) и применяются в технике (сода Na 2 CO 3 , поташ K 2 CO 3 и др.). Важная особенность атомов У.- образовывать цепочки атомов -С-С-С-, возможны также многоатомные шарообразные и цилинд-рич. образования У.- фуллерены. Химия У. наз. органической, к соединениям У. относятся углеводы, белки, жиры и др. вещества, составляющие организмы и продукты их жизнедеятельности.
У. образует с др. элементами твёрдые соединения - карбиды (напр., близкий по твёрдости к алмазу карборунд SiC, карбид бора B 4 C, также обладающий высокой твёрдостью карбид железа Fe 3 C, входящий в состав сталей). У.- осн. элемент углей, он составляет 91-99,5% кокса, к-рый применяется в металлургии. Из графита изготовляют электроды, мембраны микрофонов, грифели карандашей, графитовые смазки. Специально обработанный У.- т. н. активированный У., характеризующийся высокой уд. поверхностью (до 100 м 2 /г и выше), используют как сорбент. Высокочистый графит служит замедлителем нейтронов в ядерных реакторах. Алмаз применяют как абразивный материал для обработки металлов и др. материалов. Искусств. радионуклид 14 C в форме разл. соединений используют в хим., биол. и медицинских исследованиях.
С. С. Бердоносов.
Физическая энциклопедия. В 5-ти томах. — М.: Советская энциклопедия . Главный редактор А. М. Прохоров . 1988 .
Углерод
Углерод - неметаллический элемент IV группы периодической таблицы Д.И. Менделеева, является важнейшей частью всех органических веществ в природе.
Общая характеристика элементов IVa группы
От C к Pb (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.
Из элементов IVа группы углерод и кремний относятся к неметаллам, германий, олово и свинец - металлы.
- C - 2s 2 2p 2
- Si - 3s 2 3p 2
- Ge - 4s 2 4p 2
- Sn - 5s 2 5p 2
- Pb - 6s 2 6p 2
Природные соединения
- Аллотропных модификаций - графит, алмаз, фуллерен
- MgCO3 - магнезит
- CaCO3 - кальцит (мел, мрамор)
- CaCO3*MgCO3 - доломит
Получение
Углерод получают в ходе пиролиза углеводородов (пиролиз - нагревание без доступа кислорода). Также применяется получение углеродистых соединений: древесины и каменного угля.
Химические свойства
При нагревании углерод реагирует со многими неметаллами: водородом, кислородом, фтором.
2С + O2 → (t) 2CO (угарный газ - продукт неполного окисления углерода, образуется при недостатке кислорода)
С + O2 → (t) CO2 (углекислый газ - продукт полного окисления углерода, образуется при достаточном количестве кислорода)
При нагревании углерод реагирует с металлами, проявляя свои окислительные свойства. Напомню, что металлы могут принимать только положительные степени окисления.
Ca + C → CaC2 (карбид кальция, СО углерода = -1)
Al + C → Al4C3 (карбид алюминий, СО углерода -4)
Очевидно, что степень окисления углерода в соединении с различными металлами может отличаться.
Углерод - хороший восстановитель. С помощью него металлургическая промышленность справляется с задачей получения чистых металлов из их оксидов:
Углерод восстанавливает не только металлы из их оксидов, но и неметаллы подобным образом:
SiO2 + C → (t) Si + CO
Может восстановить и собственный оксид:
Известная реакция взаимодействия угля с водяным паром, называемая также газификацией угля, торфа, сланца - крайне важна в промышленности:
В реакциях с кислотами углерод проявляет себя как восстановитель:
Оксид углерода II - СO
Оксид углерода II - продукт неполного окисления углерода. Несолеобразующий оксид. Это чрезвычайно опасное вещество часто образуется при пожарах в замкнутых помещениях, при прогревании машины в гараже.
Растворяясь в крови угарный газ (имеющий в 300 раз большее сродство к гемоглобину, чем кислород) легко выигрывает конкуренцию у кислорода и занимает его место в эритроцитах. Отравление угарным газом нередко заканчивается летальным исходом.
В промышленности угарный газ получают восстановлением оксида углерода IV или газификацией угля (t = 1000 °С).
В лаборатории угарный газ получают при разложении муравьиной кислоты в присутствии серной:
Химические свойства
Полностью окисляется до углекислого газа в реакции с кислородом, восстанавливает оксиды металлов.
FeO + CO → Fe + CO2
Образование карбонилов - чрезвычайно токсичных веществ.
Оксид углерода IV - CO2
Продукт полного окисления углерода. Относится к кислотным оксидам, соответствует угольной кислоте H2CO3. Бесцветный газ, без запаха.
В промышленности углекислый газ получают при разложении известняка, в ходе производства алкоголя, при спиртовом брожении глюкозы.
В лабораторных условиях используют реакцию мела (мрамора) с соляной кислотой.
Углекислый газ образуется при горении органических веществ:
Химические свойства
- Реакция с водой
В результате реакции с водой образуется нестойкая угольная кислота, которая сразу же распадается на воду и углекислый газ.
В ходе реакций с основаниями и основными оксидами углекислый газ образует соли угольной кислоты: средние - карбонаты (при избытке основания), кислые - гидрокарбонаты (при избытке кислотного оксида).
2KOH + CO2 → K2CO3 + H2O (соотношение основание - кислотный оксид 2:1)
KOH + CO2 → KHCO3 (соотношение основание - кислотный оксид 1:1)
При нагревании способен окислять металлы до их оксидов.
Zn + CO2 → (t) ZnO + CO
Угольная кислота
Слабая двухосновная кислота, существующая только в растворах, разлагается на воду и углекислый газ.
Химические свойства
Определить наличие карбонат-иона можно с помощью кислоты: такая реакция сопровождается "закипанием" - появлением пузырьков бесцветного газа без запаха.
Я не раз встречал описание реакций, связанных с этой кислотой, которое заслуживает нашего внимания. В задании было сказано, что при добавлении к раствору гидроксида кальция углекислого газа осадок появлялся, при дальнейшем пропускании углекислого газа - помутнение исчезало.
Это можно легко объяснить, вспомнив про способность угольной кислоты образовывать кислые соли, которые растворимы.
Чтобы сделать из средней соли (карбоната) - кислую соль (гидрокарбонат) нужно добавить угольную кислоту. Однако написать ее формулу H2CO3 - ошибка. Ее следует записать в виде воды и углекислого газа.
Li2CO3 + CO2 + H2O → LiHCO3 (средняя соль + кислота = кислая соль)
Чтобы вернуть среднюю соль, следует добавить к кислой соли щелочь.
При нагревании карбонаты распадаются на соответствующий оксид металла и углекислый газ, гидрокарбонаты - на карбонат металла, углекислый газ и воду.
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Читайте также: