Угольная кислота с металлами

Обновлено: 07.01.2025

При растворении в водной среде углекислый газ образует слабую двухосновную угольную кислоту. Угольная кислота характеризуется наличием ряда органических и неорганических производных: соли, гидрокарбонаты и карбонаты. Соединение является неустойчивым и при обычных условиях не выделяется в свободном состоянии из водных растворов.

Угольной кислотой называют слабую двухосновную кислоту, химическая формула которой имеет вид H 2 C O 3 , образуется в малых количествах в процессе растворения углекислого газа в воде.

С помощью угольной кислоты получают:

соли (карбонаты и гидрокарбонаты);
другие более слабые органические и неорганические кислоты (например, кремниевую);
разнообразные органические производные.

При рассмотрении структурной (графической) формулы угольной кислоты можно сделать вывод о последовательности связей между атомами внутри молекулы:

Молекула угольной кислоты характеризуется плоским строением. Центральный углеродный атом имеет s p 2 -гибридизацию. В гидрокарбонат- и карбонат-анионах можно наблюдать делокализацию π -связи. Длина связи C — O в карбонат-ионе равна 130 пм.

Химическая формула угольной кислоты:

Молекула угольной кислоты включает в состав:

два атома водорода (Ar = 1 а.е.м.);
один атом углерода (Ar = 12 а.е.м.);
три атома кислорода (Ar = 16 а.е.м.).

Исходя из химической формулы, определяют молекулярную массу угольной кислоты:

M r ( H 2 C O 3 ) = 2 × A r ( H ) + A r ( C ) + 3 × A r ( O ) ;

M r ( H 2 C O 3 ) = 2 × 1 + 12 + 3 × 16 = 2 + 12 + 48 = 62

Угольную кислоту формально допустимо рассматривать в виде карбоновой кислоты. При этом гидроксильная группа заменяет углеводородный остаток. В данной форме вещество способно образовывать все производные, которые характерны для карбоновых кислот. Некоторые из подобных соединений:

Угольная кислота, являясь слабым электролитом, обладает способностью в небольшой степени диссоциировать на ионы в водном растворе по уравнению:

H 2 C O 3 ↔ H + + ( H C O 3 ) -

Ионная формула угольной кислоты:

Электронная формула угольной кислоты:

Физические и химические свойства

Физические свойства угольной кислоты:

безводная угольная кислота имеет вид кристаллического вещества без цвета;
вещество является устойчивым только при низких температурах;
температура сублимации кристаллов составляет –30 °C. Если повышение температуры продолжается, кристаллы разлагаются в полной степени;
молярная масса 62,025 г/моль;
плотность 1 , 668 г / с м 3 ;
характеристика растворимости в воде 0,21 г/100 мл.

Угольная кислота может существовать в виде раствора водной среды. При этом вещество уравновешивает гидрат диоксида углерода С О 2 . В данном случае можно наблюдать сдвиг равновесного состояния в достаточно сильной степени в сторону разложения кислоты:

C O 2 · H 2 O ( p ) ⇄ H 2 C O 3 ( p ) C O 2 · H 2 O ( p ) ⇄ H 2 C O 3 ( p )

Постоянная состояния равновесия при температурном режиме в 25 °C:

K p = [ H 2 C O 3 ] [ C O 2 · H 2 O ] = 1 , 70 · 10 - 3 K p = [ H 2 C O 3 ] [ C O 2 · H 2 O ] = 1 , 70 · 10 - 3

Прямая реакция протекает со скоростью 0,039 с−1, обратная — 23 с−1.

С другой стороны, растворенный гидрат диоксида углерода пребывает в состоянии равновесия с газообразным диоксидом углерода С О 2 :

C O 2 · H 2 O ( p ) ⇄ C O 2 ↑ + H 2 O C O 2 · H 2 O ( p ) ⇄ C O 2 ↑ + H 2 O

Рассматриваемое равновесие при нагревании сдвигается в правую сторону, а при повышении давления — в левую сторону.

Угольная кислота является слабым электролитом. Это объясняется тем, что в водном растворе вещество диссоциирует частично, то есть обладает небольшой степенью диссоциации:

H 2 C O 3 + H 2 O ⇄ H C O 3 - + H 3 O + H 2 C O 3 + H 2 O ⇄ H C O 3 - + H 3 O +

Константа кислотности при 25 °C:

K a 1 = [ H C O 3 - ] · [ H 3 O + ] [ H 2 C O 3 ] = 2 , 5 · 10 - 4 K a 1 = [ H C O 3 - ] · [ H 3 O + ] [ H 2 C O 3 ] = 2 , 5 · 10 - 4

Стоит отметить, что на практике при расчетах применяют кажущуюся постоянную кислотности с учетом равновесного состояния угольной кислоты и гидрата диоксида углерода:

K a ' = [ H C O 3 - ] · [ H 3 O + ] [ C O 2 · H 2 O ] = 4 , 27 · 10 - 7 K a ' = [ H C O 3 - ] · [ H 3 O + ] [ C O 2 · H 2 O ] = 4 , 27 · 10 - 7

Гидрокарбонат-ион подвергается дальнейшей диссоциации в соответствии с уравнением реакции:

H C O 3 - + H 2 O ⇄ C O 3 2 - + H 3 O + H C O 3 - + H 2 O ⇄ C O 3 2 - + H 3 O +

Константа кислотности при 25 °C:

K a 2 = [ C O 3 2 - ] · [ H 3 O + ] [ H C O 3 - ] = 4 , 68 · 10 - 11 K a 2 = [ C O 3 2 - ] · [ H 3 O + ] [ H C O 3 - ] = 4 , 68 · 10 - 11

В результате в растворах, которые содержат угольную кислоту, формируется система в равновесном состоянии сложной структуры, которую можно записать в общем виде таким образом:

C O 2 ⇄ H 2 O C O 2 · H 2 O ⇄ H 2 C O 3 ⇄ - H + H C O 3 - ⇄ - H + C O 3 2 - ( * ) C O 2 ⇄ H 2 O C O 2 · H 2 O ⇄ H 2 C O 3 ⇄ - H + H C O 3 - ⇄ - H + C O 3 2 - ( * )

Характеристика водородного показателя pH в рассматриваемой системе, которая соответствует насыщенному раствору диоксида углерода в воде при 25 °C и давлении 760 мм рт. ст., определяют по формуле:

pH ≈ - 1 2 lg ( K a ' · L ) = 3 , 9 p H ≈ - 1 2 lg ( K a ' · L ) = 3 , 9

где L = 0 , 034 моль/л — определяется, как показатель растворимости C O 2 в водной среде при заданных параметрах.

Когда раствор нагревают и/или снижают парциальное давление диоксида углерода, наблюдается смещение равновесия в сторону разложения угольной кислоты на воду и диоксид углерода. В процессе кипения раствора происходит полное разложение угольной кислоты:

H 2 C O 3 ⟶ H 2 O + C O 2 ↑ H 2 C O 3 ⟶ H 2 O + C O 2 ↑

Угольная кислота вступает в реакции нейтрализации с растворами оснований. В результате такого взаимодействия образуются средние и кислые соли в виде карбонатов (например, N a 2 C O 3 ) и гидрокарбонатов (например, N a H C O 3 ):

H 2 C O 3 + 2 N a O H H 2 C O 3 + 2 N a O H

⟶ N a 2 C O 3 + 2 H 2 O ⟶ N a 2 C O 3 + 2 H 2 O

H 2 C O 3 + N a O H H 2 C O 3 + N a O H ( р а з б . )

⟶ N a H C O 3 + H 2 O ⟶ N a H C O 3 + H 2 O

H 2 C O 3 + C a ( O H ) 2 ⟶ C a C O 3 ↓ + 2 H 2 O H 2 C O 3 + C a ( O H ) 2 ⟶ C a C O 3 ↓ + 2 H 2 O

H 2 C O 3 + N H 3 · H 2 O ⟶ N H 4 H C O 3 + H 2 O H 2 C O 3 + N H 3 · H 2 O ⟶ N H 4 H C O 3 + H 2 O

Химическая реакция угольной кислоты с карбонатами сопровождается образованием гидрокарбонатов:

H 2 C O 3 + N a 2 C O 3 ⟶ 2 N a H C O 3 H 2 C O 3 + N a 2 C O 3 ⟶ 2 N a H C O 3

H 2 C O 3 + C a C O 3 ⟶ C a ( H C O 3 ) 2 H 2 C O 3 + C a C O 3 ⟶ C a ( H C O 3 ) 2

Способы получения и сфера применения

Образование угольной кислоты в процессе растворения в воде диоксида углерода:

C O 2 + H 2 O ⇄ C O 2 · H 2 O ⇄ H 2 C O 3 C O 2 + H 2 O ⇄ C O 2 · H 2 O ⇄ H 2 C O 3

Концентрация угольной кислоты в растворе повышается в условиях понижения температуры раствора и увеличения давления углекислого газа.

Другим способом получения угольной кислоты является взаимодействие ее солей (карбонатов и гидрокарбонатов) с более сильной кислотой. В результате образовавшаяся угольная кислота в большей степени при разложении образует воду и диоксид углерода:

N a 2 C O 3 + 2 H C l ⟶ 2 N a C l + H 2 C O 3 N a 2 C O 3 + 2 H C l ⟶ 2 N a C l + H 2 C O 3

H 2 C O 3 → H 2 O + C O 2 ↑ H 2 C O 3 → H 2 O + C O 2 ↑

Угольная кислота всегда присутствует в водных растворах углекислого газа.

В области биохимии высоко ценится способность равновесной системы изменять давление углекислого газа С О 2 (диоксида углерода) пропорционально изменению содержания ионов гидроксония H 3 O + (кислотности среды) в условиях постоянной температуры. Данное свойство позволяет регистрировать в реальном времени ход ферментативных реакций, протекающих с изменением pH раствора.

Угольная кислота нашла широкое применение в пищевой промышленности, является важным компонентом в производстве разнообразных шипучих напитков.

Физические и химические свойства угольной кислоты

С помощью угольной кислоты получают:

соли (карбонаты и гидрокарбонаты);
другие более слабые органические и неорганические кислоты (например, кремниевую);
разнообразные органические производные.

Химическая формула угольной кислоты:

Молекула угольной кислоты включает в состав:

два атома водорода (Ar = 1 а.е.м.);
один атом углерода (Ar = 12 а.е.м.);
три атома кислорода (Ar = 16 а.е.м.).

Исходя из химической формулы, определяют молекулярную массу угольной кислоты:

M r ( H 2 C O 3 ) = 2 × A r ( H ) + A r ( C ) + 3 × A r ( O ) ;

M r ( H 2 C O 3 ) = 2 × 1 + 12 + 3 × 16 = 2 + 12 + 48 = 62

H 2 C O 3 ↔ H + + ( H C O 3 ) -

Ионная формула угольной кислоты:

Электронная формула угольной кислоты:

Физические и химические свойства

Физические свойства угольной кислоты:

безводная угольная кислота имеет вид кристаллического вещества без цвета;
вещество является устойчивым только при низких температурах;
температура сублимации кристаллов составляет –30 °C. Если повышение температуры продолжается, кристаллы разлагаются в полной степени;
молярная масса 62,025 г/моль;
плотность 1 , 668 г / с м 3 ;
характеристика растворимости в воде 0,21 г/100 мл.

C O 2 · H 2 O ( p ) ⇄ H 2 C O 3 ( p ) C O 2 · H 2 O ( p ) ⇄ H 2 C O 3 ( p )

Постоянная состояния равновесия при температурном режиме в 25 °C:

K p = [ H 2 C O 3 ] [ C O 2 · H 2 O ] = 1 , 70 · 10 - 3 K p = [ H 2 C O 3 ] [ C O 2 · H 2 O ] = 1 , 70 · 10 - 3

Прямая реакция протекает со скоростью 0,039 с−1, обратная — 23 с−1.

C O 2 · H 2 O ( p ) ⇄ C O 2 ↑ + H 2 O C O 2 · H 2 O ( p ) ⇄ C O 2 ↑ + H 2 O

H 2 C O 3 + H 2 O ⇄ H C O 3 - + H 3 O + H 2 C O 3 + H 2 O ⇄ H C O 3 - + H 3 O +

Константа кислотности при 25 °C:

K a 1 = [ H C O 3 - ] · [ H 3 O + ] [ H 2 C O 3 ] = 2 , 5 · 10 - 4 K a 1 = [ H C O 3 - ] · [ H 3 O + ] [ H 2 C O 3 ] = 2 , 5 · 10 - 4

K a ' = [ H C O 3 - ] · [ H 3 O + ] [ C O 2 · H 2 O ] = 4 , 27 · 10 - 7 K a ' = [ H C O 3 - ] · [ H 3 O + ] [ C O 2 · H 2 O ] = 4 , 27 · 10 - 7

Гидрокарбонат-ион подвергается дальнейшей диссоциации в соответствии с уравнением реакции:

H C O 3 - + H 2 O ⇄ C O 3 2 - + H 3 O + H C O 3 - + H 2 O ⇄ C O 3 2 - + H 3 O +

Константа кислотности при 25 °C:

K a 2 = [ C O 3 2 - ] · [ H 3 O + ] [ H C O 3 - ] = 4 , 68 · 10 - 11 K a 2 = [ C O 3 2 - ] · [ H 3 O + ] [ H C O 3 - ] = 4 , 68 · 10 - 11

C O 2 ⇄ H 2 O C O 2 · H 2 O ⇄ H 2 C O 3 ⇄ - H + H C O 3 - ⇄ - H + C O 3 2 - ( * ) C O 2 ⇄ H 2 O C O 2 · H 2 O ⇄ H 2 C O 3 ⇄ - H + H C O 3 - ⇄ - H + C O 3 2 - ( * )

pH ≈ - 1 2 lg ( K a ' · L ) = 3 , 9 p H ≈ - 1 2 lg ( K a ' · L ) = 3 , 9

где L = 0 , 034 моль/л — определяется, как показатель растворимости C O 2 в водной среде при заданных параметрах.

H 2 C O 3 ⟶ H 2 O + C O 2 ↑ H 2 C O 3 ⟶ H 2 O + C O 2 ↑

H 2 C O 3 + 2 N a O H H 2 C O 3 + 2 N a O H

⟶ N a 2 C O 3 + 2 H 2 O ⟶ N a 2 C O 3 + 2 H 2 O

H 2 C O 3 + N a O H H 2 C O 3 + N a O H ( р а з б . )

⟶ N a H C O 3 + H 2 O ⟶ N a H C O 3 + H 2 O

H 2 C O 3 + C a ( O H ) 2 ⟶ C a C O 3 ↓ + 2 H 2 O H 2 C O 3 + C a ( O H ) 2 ⟶ C a C O 3 ↓ + 2 H 2 O

H 2 C O 3 + N H 3 · H 2 O ⟶ N H 4 H C O 3 + H 2 O H 2 C O 3 + N H 3 · H 2 O ⟶ N H 4 H C O 3 + H 2 O

Химическая реакция угольной кислоты с карбонатами сопровождается образованием гидрокарбонатов:

H 2 C O 3 + N a 2 C O 3 ⟶ 2 N a H C O 3 H 2 C O 3 + N a 2 C O 3 ⟶ 2 N a H C O 3

H 2 C O 3 + C a C O 3 ⟶ C a ( H C O 3 ) 2 H 2 C O 3 + C a C O 3 ⟶ C a ( H C O 3 ) 2

Способы получения и сфера применения

Образование угольной кислоты в процессе растворения в воде диоксида углерода:

C O 2 + H 2 O ⇄ C O 2 · H 2 O ⇄ H 2 C O 3 C O 2 + H 2 O ⇄ C O 2 · H 2 O ⇄ H 2 C O 3

N a 2 C O 3 + 2 H C l ⟶ 2 N a C l + H 2 C O 3 N a 2 C O 3 + 2 H C l ⟶ 2 N a C l + H 2 C O 3

H 2 C O 3 → H 2 O + C O 2 ↑ H 2 C O 3 → H 2 O + C O 2 ↑

Угольная кислота всегда присутствует в водных растворах углекислого газа.

Угольная кислота. Свойства, получение, применение и цена угольной кислоты

Ее сложно увидеть. Угольная кислота известна науке в форме раствора. В воде размешен углекислый газ . Последнее вещество – это диоксид углерода с формулой CO₂. Химическая запись воды, как известно, — H₂O.

Вместе получается угольная кислота. Формула вещества записывается как H₂CO₃. Однако, выделить кислоту в виде порошка, как многие, не получается. Максимум – льдинки. Почему? Давайте разбираться.

Свойства угольной кислоты

Раствор угольной кислоты легко составляется и столь же просто распадается на изначальные компоненты. Особенно активно углекислый газ выделяется при нагреве. При пониженных температурах диссоциация угольной кислоты замедляется.

Вещество превращается в прозрачные кристаллы . Но, температуры, делающие кислоту стабильной, нетипичны для обычных условий. Поэтому, героиню статьи считают слабой, не способной сохранить собственную структуру и с трудом взаимодействующей с другими веществами.

Так, с растворами щелочей, металлами и их оксидами угольная кислота реагирует минимум в 2-е ступени. Сильная угольная кислота лишь в связке с еще более слабыми кислотами . Их героиня статьи вытесняет из растворов солей . «Капитулировать» приходится, к примеру, метакремниевой кислоте .

Химические свойства угольной кислоты являются робким выражением свойств двухосновных кислот . Героиня статьи относится к ним, поскольку содержит в структуре 2 атома водорода . Если точнее, в молекуле угольного соединения есть 2-е группы COOH.

Это, в частности, заставляет героиню статьи проявлять электролитические свойства. Проводить ток позволяет частичное распадение кислоты на ионы. У твердых электролитов они движутся внутри кристаллических решеток. Угольная кислота выделяет ионы только в растворах.

Как и прочие двухосновные вещества, угольная кислота в реакции вступает, дающие два ряда солей . Это бикарбонаты и простые карбонаты. Последние нерастворимы в воде и известны людям под видом мрамора , мела , известняка . Все три камня основаны на карбонате кальция с формулой CaCO₃.

Угольная кислота и ее соли бесцветны. Помните, что мел, известняк и мрамор, зачастую, белые ? В растворе героиня кислоты тоже белеса, находится, в основном, в свободном виде.

Так именуют отдельное существование молекул воды и распределенного в ней углекислого газа. Но, встречаются в растворах и карбонатные ионы CO 32- и бикарбонатные частицы HCO₃. Все вместе представляет долю кислоты в воде.

Система отличается кинетическим равновесием, то есть, неизменной концентрацией составляющих. Если допускается избыточное содержание диоксида углерода, вода становится агрессивной. Такой раствор расщепляет металлы , бетоны, различные конструкции и камни .

В обычных условиях доля угольной кислоты в воде мала, как и в воздухе, почве. В земле вещества, к примеру, от 0,0002 до 0,0005 частей. Ученые считают, что так было не всегда.

Ища причины гигантских размеров древних растений, исследователи пришли к выводу, что в прошлые эпохи и в почве, и в атмосфере, героини статьи было в несколько раз больше.

Растения способны усваивать вещество и пользуются его влиянием на растворимость в земле минеральных веществ, необходимых травам, кустам и деревьям для питания.

Проводились опыты выращивания растений в атмосферах с разным содержанием угольной кислоты. Рекорды показали экземпляры, находящие в воздухе с содержанием H₂CO₃ от 5-ти до 10-ти процентов.

Получение угольной кислоты

Важно не столько получение угольной кислоты, сколько ее соединений. Одно из них, к примеру, сода . Она является солью угольного соединения. Сода – кристаллическое вещество.

Но, как засечь образование чистой кислоты , раз она бесцветна? Отличить раствор от простой воды поможет лакмусовая бумажка . Она фиолетовая . В нейтральной среде цвет не меняется. Кислота окрасит лакмус в красный .

Раз героиня статьи получается добавлением в воду диоксида углерода, для начала нужно получить его. Поможет соляная кислота . Она сильная, с легкостью растворяет многие камни, в том числе и мрамор. Реакция ведет к выделению углекислого газа. С водой он смешается самостоятельно.

Получение углекислой кислоты , кстати, налажено в человеческом организме. Героиня статьи входит в буферные системы крови . Они контролируют постоянный pH организма.

Если извне поступают продукты с явной кислотностью или щелочной средой, буферные агенты удерживают нужный pH, пока «гости» переработаются и выведутся с потом, калом, мочой.

Лишние ионы блокируются и нейтрализуются. Это делают белковый, бикарбонатный, фосфатный и гемоглобиновый буферы. Каждый из них состоит из слабой кислоты , одной из ее солей и сильного основания.

В промышленности углекислоту получают 5-ю путями. Первый – извлечение вещества, как сопутствующего углеводородам при их откачке из скважин. При сжигании нефти , угля , кокса, кислоту тоже получают. Получается углекислота и при производстве аммиака . Героиня статьи становится побочным продуктом реакции.

Побочным продуктом углекислота является, так же, при брожении. Так что, соединением запасаются, к примеру, во время изготовления вина. Еще один источник углекислоты – выпуск гашеной извести.

Правда, от нее «отлетают» еще и азот, прочие примеси. Они же затрудняют получение реагента при сжигании углеводородов и на аммиачных заводах . Так что, эффективными способами промышленного получения героини статьи считаются лишь три из перечисленных.

Применение угольной кислоты

В чистом виде угольная кислота нужна не только организму человека растениям, но и на производствах. В процессе сварки, к примеру, героиня статьи служит защитной средой, подобно аргону.

Правда, углекислое соединение приходится раскислять. Для этого используют марганец и кремний . Иначе, нагрев при сварке провоцирует выделение из диоксида углерода активного кислорода.

Он провоцирует коррозию металлов. Именно из-за необходимости обработки угольной кислоты в качестве защитной среды чаще выбирают газ аргон. В пищевой промышленности углекислота – антиокислитель. Его добавляют в чаи , сыры, кофе . Примесь консервирует их, способствуя продолжительному хранению.

Пожарные бригады знают героиню статьи, как средство борьбы с огнем . Кислотой заполняют емкости, из которых соединение поступает к соплам. Для этого используют распределительные трубопроводы. Сопла находятся в защищаемых помещениях.

Выходя «на свободу» кислота превращается в пар, поглощая тепло окружающей среды, заполняя площади. В открытых помещениях системы углекислого пожаротушения не используют, лишь в трюмах, кладовых, насосных, отсеках электростанций. Принцип действия сводится к снижению уровня кислорода до 8%. Горение при таком показатели прекращается.

Раз угольная кислота нужна организму, ее используют медики, фармацевты. Вещество применяется в производстве аспирина, добавляется при некоторых видах анестезии, к примеру, в кислородные маски .

К угнетению дыхательного центра прибегают, в основном, при отравлениях летучими ядами и асфиксии новорожденных. Асфиксия – удушение. У младенцев вызывается, обычно, рвотными массами и первородным калом. Углекислота способствует сокращению легочных тканей, восстановлению их функции.

Применяют медики и углекислый снег. Это те самые кристаллы кислоты , которые получают при низких температурах. Так что, врачам удается увидеть героиню статьи в кристаллическом виде.

Удается это, так же, больным волчанкой, бородавками, лепрозными узлами. Соприкасаясь с кислотным льдом, пораженные участки кожи разрушаются. Грубо говоря, угольная кислота вырезает лишнее, подобно лазеру.

В жидком виде углекислота тоже может выступать хладагентом, используется в морозильном оборудовании. Еще одно поле применения – умягчение воды. Ее, правда, улучшает не чистая кислота, а одна из ее солей – атронная известь.

Цена угольной кислоты

Структурная формула угольной кислоты вмещается промышленниками в баллоны и цистерны. Прежде чем поместить героиню статьи в них, ее охлаждают. Это помогает сгустить вещество.

Предложений купить его единицы. Чаще, реализуют углекислые соединения. За димитилкарбонат, к примеру, просят около 1 500 рублей за килограмм. Вещество растворяет эфиры целлюлозы, а посему, применяется в органическом синтезе.

За натриевую соль, а попросту соду, приходится выкладывать 80-200 рублей за килограмм. Ценники разнятся в зависимости от производителей и добавок к продукту. Так, бывает, к примеру, кальцированная сода.

Если смотреть в глобальных масштабах, угольная кислота бесценна. Именно она является источником углерода для живых материй, причем, единственным. Углерод есть и в нефти, вулканических выбросах.

Элемент составляет ряд минералов, к примеру, графит и алмаз . Но, там элемент непотребен для животных . Они, как и растения, развиваются за счет угольной кислоты.

Есть даже мнение, что атланты – не чудо-люди или пришельцы из космоса, а всего лишь достойные «дети» атмосферы, насыщенной соединением воды и углекислого газа. Но, это теория в стиле «РенТВ». Сосредоточимся на научных фактах.

Роль угольной кислоты в жизни человека , животных, растений, ученые осознали и изучили около 3-ех столетий назад. С тех пор соединение и стали именовать бесценным. Наибольший вклад в изучение углекислоты внес Ян Ингенхоуз.

Угольная кислота и ее соли

Диоксид углеродаСО₂ (углекислый газ) - при обычных условиях это газ без цвета и запаха, слегка кисловатого вкуса, тяжелее воздуха примерно в 1,5 раза, растворим в воде, достаточно легко сжижается (при комнатной температуре под давлением около 60 ∙ 10 5 Па его можно превратить в жидкость). При охлаждении до −56,2ºС жидкий диоксид углерода затвердевает и превращается в снегообразную массу.

Во всех агрегатных состояниях состоит из неполярных линейных молекул. Химическое строение молекулы СО₂ определяется sp-гибридизацией центрального атома углерода и образованием дополнительных π_р-р-связей: О = С = О.

Некоторая часть растворенного в воле СО₂ взаимодействует с ней сообразованием угольной кислоты:

Углекислый газ очень легко поглощается растворами щелочей с образованием карбонатов и гидрокарбонатов:

Молекулы СО₂ очень устойчивы термически, распад начинается только при температуре 2000ºС. Поэтому диоксид углерода не горит и не поддерживает горения обычного топлива. Но в его атмосфере горят некоторые простые вещества, атомы которых проявляют большое сродство к кислороду, например, магний при нагревании загорается в атмосфере СО₂.

Угольная кислота H₂CO₃ – соединение непрочное, существует только в водных растворах. Большая часть растворенного в воде углекислого газа находится в виде гидратированных молекул CO₂, меньшая – образует угольную кислоту.

Водные растворы, находящиеся в равновесии с CO₂ атмосферы, являются кислыми: [CO₂] = 0,04 М и рН ≈ 4.

Угольная кислота – двухосновная, относится к слабым электролитам, диссоциирует ступенчато (К₁ = 4, 4 ∙ 10 −7 ; К₂ = 4, 8 ∙ 10 −11 ). При растворении CO₂ в воде устанавливается следующее динамическое равновесие:

При нагревании водного раствора углекислого газа растворимость газа понижается, CO₂ выделяется из раствора, и равновесие смещается влево.

Будучи двухосновной, угольная кислота образует два ряда солей: средние соли (карбонаты) и кислые (гидрокарбонаты). Большинство солей угольной кислоты бесцветны. Из карбонатов растворимы в воде лишь соли щелочных металлов и аммония.

В воде карбонаты подвергаются гидролизу, и поэтому их растворы имеют щелочную реакцию:

Дальнейший гидролиз с образованием угольной кислоты в обычных условиях практически не идет.

Растворение в воде гидрокарбонатов также сопровождается гидролизом, но в значительно меньшей степени, и среда создается слабощелочная (рН ≈ 8).

Карбонат аммония (NH₄)₂CO₃ отличается большой летучестью при повышенной и даже при обычной температуре, особенно в присутствии паров воды, которые вызывают сильный гидролиз.

Сильные кислоты и даже слабая уксусная кислота вытесняют из карбонатов угольную кислоту:

В отличие от большинства карбонатов, все гидрокарбонаты в воде растворимы. Они менее устойчивы, чем карбонаты тех же металлов и при нагревании легко разлагаются, превращаясь в соответствующие карбонаты:

Сильными кислотами гидрокарбонаты разлагаются, как и карбонаты:

Из солей угольной кислоты наибольшее значение имеют карбонат натрия (сода), карбонат калия (поташ), карбонат кальция (мел, мрамор, известняк), гидрокарбонат натрия (питьевая сода) и основной карбонат меди (CuOH)₂CO₃ (малахит).

Основные соли угольной кислоты в воде практически нерастворимы и при нагревании легко разлагаются:

Термическая устойчивость карбонатов зависит от поляризационных свойств ионов, входящих в состав карбоната. Чем больше поляризующее действие оказывает катион на карбонат-ион, тем ниже температура разложения соли. Если катион способен легко деформироваться, то карбонат-ион сам также будет оказывать поляризующее действие на катион, что приведет к резкому снижению температуры разложения соли.

Карбонаты натрия и калия плавятся без разложения, а большинство остальных карбонатов при нагревании разлагаются на оксид металла и углекислый газ:

Оксид углерода (II)

Молекула СО имеет следующую структуру

:С≡О:

Две связи образованы за счет спаривания 2р-электронов атомов углерода и кислорода, третья связь образована по донорно-акцепторному механизму за счет свободной 2р-орбитали углерода и 2р-электронной пары атома кислорода. Дипольный момент молекулы незначителен, при этом эффективный заряд на атоме углерода отрицательный, а на атоме кислорода – положительный.

Поскольку строение молекулы СО сходно со строением молекулы азота, похожи их физические свойства. СО имеет очень низкие температуры плавления (- 204ºС) и кипения (- 191,5ºС), это бесцветный, очень ядовитый газ, без запаха, совсем немного легче воздуха. Плохо растворим в воде, и с ней не взаимодействует.

СО считается несолеобразующим оксидом, т.к. при обычных условиях не взаимодействует ни с кислотами, ни со щелочами. Он образуется при горении угля и углеродистых соединений при ограниченном доступе кислорода, также при взаимодействии углекислого газа с раскаленным углем: СО₂ + С = 2СО.

В лаборатории его получают из мурвьиной кислоты действием на нее концентрированной серной кислоты при нагревании:

Можно использовать также и щавелевую кислоту. Серная кислота в этих реакциях выступает как водоотнимающее средство.

В обычных условиях СО химически достаточно инертен, но при нагревании проявляет восстановительные свойства, что широко используется в пирометаллургии для получения некоторых металлов: Fe₂O₃ + 3CO = 2Fe + 3CO₂.

На воздухе СО горит голубоватым пламенем с выделением большого количества теплоты: 2СО + О₂ = 2СО₂ + 569 кДж.

Помимо кислорода на прямом солнечном свету или в присутствии катализатора (активного угля) СО соединяется с хлором, образуя фосген:

Фосген – бесцветный газ с характерным запахом. В воде он малорастворим, но как хлорангидрид угольной кислоты постепенно гидролизуется по схеме: COCl₂ + 2H₂O = 2HCl + H₂CO₃. Вследствие высокой токсичности фосген применяли как боевое отравляющее средство в первую мировую войну. Обезвредить его можно с помощью гашеной извести.

При нагревании СО окисляется и серой: СО + S = COS.

Молекула СО может выступать в качестве лиганда в различных комплексных соединениях. За счет несвязывающей электронной пары углерода она проявляет σ-донорные свойства, а за счет свободных π-разрыхляющих орбиталей проявляет π-акцепторные свойства. Особый интерес представляют карбонильные комплексы d-металлов, т.к. термическим разложением карбонилов получают металлы высокой чистоты.

Гидроксиды угольной и кремневой кислот

Формулы угольной и кремниевой кислот, их химические свойства по отношению к металлам,оксидам,основаниям, специфические свойства.

Н₂СО₃ — существует только в растворе:

Н₂SiO₃— твердое вещество, практически нерастворимо в воде, поэтому катионы водорода в воде практически не отщепляются. В связи с этим такое общее свойство кислот, как действие на индикаторы, Н₂SiO₃ не обнаруживает, она еще слабее угольной кислоты.

Н₂SiO₃ — непрочная кислота и при нагревании постепенно разлагается:

Н₂CO₃ реагирует с металлами, оксидами металлов, основаниями:

б) Н₂CO₃ + СаО = СаСO_{3 + Н₂0}

Карбонаты, соли угольной кислоты H₂CO₃.

Различают нормальные (средние) карбонаты, с анионом СО₃ 2- (например, KHCO₃), кислые карбонаты (гидрокарбонаты или бикарбонаты), с анионом НСО - ₃ (например, КНСОз) и основные карбонаты [например, Cu₂(OH)₂СО_з — минерал малахит]. В воде растворимы только нормальные карбонаты щелочных металлов, аммония и таллия. В результате значительного гидролизарастворы их показывают щелочную реакцию. Наиболее трудно растворимы нормальные карбонаты кальция,стронция, бария и свинца (2-валентного). Кислые карбонаты хорошо растворимы в воде.

При нагревании карбонаты, как правило, разлагаются (CaCO₃ = CaO + CO₂) ещё до достижения точки плавления; исключение представляют карбонаты щелочных металлов и таллия. Гидрокарбонаты при нагревании переходят в нормальные карбонаты (2NaHCO₃ = Na₂CO₃ + H₂O + CO₂). Сильными кислотами нормальные и кислые карбонаты разлагаются с выделением CO₂ (K₂CO₃ + H₂SO₄ = K₂SO₄ + H₂O + CO₂).

Углерод (С), кремний (Si), германий (Ge), олово (Sn), свинец (РЬ): ns2np2.Углерод и кремний углерод …2s2 2p2 кремния … 2S22P63S23p2 Со:-4,+2,+4 Оксиды 2С+О2=2СО 2СО+О2=2СО2 при восстановлении диоксида углерода раскалённым углём: СО2+С2CO Кислотные свойства: СО2 восст-ые св-ва СО: 2Mg + CO2 = 2MgO + C PdCl2+CO+H2OPd+CO2+2HCl CO2 + H2O ↔ H2CO3 Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O Fe2O3+CO2Fe+3CO2 KOH + CO2 → KHCO3 SiO2+ C=CO+ SiO Гидроксид: формально C(OH)4(H4CO4) моментально отщепляет воду и превращается вH2CO3 SiO неустойчив,диспропорционирование: 2 SiO(г)= SiO2(кр)+ Si(кр) Si+O2=SiO2 Na2SiO3(HCl,-NaCl)H4SiO4(H2O)mSiO2*nH2O(осадок,гидроксид) Кислотные свойства: SiO2— кислотный оксид, не реагирующий с водой.SiO2+CaO=CaSiO3 SiO2+MgSi+MgO SiO2+4NaOH=Na4SiO4+2H2O SiO2+4HF=SiF4+2H2O SiO2+Na2CO3(сплав)Na2SiO3(жидкое стекло)+CO2 Примеры растворимых и малорастворимых карбонатов Растворимые карбонаты: K2CO3, Na2CO3, Li2CO3,(NH4)2CO3 Сa(HCO3)2(определяет времен.жесткость воды)CaCO3+CO2+H2O Малорастворимые карбонаты: BaCO3, СaCO3, СоCO3

44. Получение и химические свойства галогеноводородных кислот
Галогеноводороды

Соединения галогенов с водородом НХ, где X — любой галоген, называются галогеноводородами. Вследствие высокой электроотрицательности галогенов связующая электронная пара смещена в их сторону, поэтому молекулы этих соединений полярны.

Галогеноводороды — бесцветные газы, с резким запахом, легко растворимы в воде. 1При 0°С в 1 объеме воды растворяете 500 объемов НС1, 600 объемов HBr и 450 объемов HI. Фтороводород смешивается с водой в любых соотношениях. Высокая растворимость этих соединений в воде позволяет получать концентрированные растворы.

При растворении в воде галогеноводороды диссоциируют по типу кислот. HF относится к слабо диссоциированным соединениям, что объясняется особой прочностью связи в куле. Остальные же растворы галогеноводородов относятся к числу сильных кислот. HF — фтороводородная (плавиковая) кислота НС1 — хлороводородная (соляная) кислота HBr — бромоводородная кислота HI — иодоводородная кислота

Сила кислот в ряду HF — НСl — HBr — HI возрастает, что объясняется уменьшением в том же направлении энергии связи и увеличением межъядерного расстояния. HI — самая сильная кислота из ряда галогеноводородных кислот.

Поляризуемость растет вследствие того, что вода поляризует

больше ту связь, чья длина больше. Соли галогеноводородных кислот носят соответственно следующие названия: фториды, хлориды, бромиды, иодиды.

Химические свойства галогеноводородных кислот

В сухом виде галогеноводороды не действуют на большинство металлов.

1. Водные растворы галогеноводородов обладают свойствами бескислородных кислот. Энергично взаимодействуют со многими металлами, их оксидами и гидроксидами; на металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов после водорода, не действуют. Взаимодействуют с некоторыми солями и газами.

Фтороводородная кислота разрушает стекло и силикаты:

Поэтому она не может храниться в стеклянной посуде.

2. В окислительно-восстановительных реакциях галогеноводородные кислоты ведут себя как восстановители, причем восстановительная активность в ряду Сl-, Br-, I- повышается.

Фтороводород получают действием концентрированной серной кислоты на плавиковый шпат:

Хлороводород получают непосредственным взаимодействием водорода с хлором:

Это синтетический способ получения.

Сульфатный способ основан на реакции концентрированной

серной кислоты с NaCl.

При небольшом нагревании реакция протекает с образованием НСl и NaHSO4.

При более высокой температуре протекает вторая стадия реакции:

Но аналогичным способом нельзя получить HBr и HI, т.к. их соединения с металлами при взаимодействии с концентрировавной серной кислотой окисляются, т.к. I- и Br- являются сильными восстановителями.

Бромоводород и иодоводород получают гидролизом PBr3 и PI3: PBr3+3Н2O=3HBr+Н3PO3 PI3+3Н2О=3HI+Н3РO3

45. Гибридизация атомных орбиталей. Геометрическое строение молекул и ионов. Влия- ние неподеленной электронной пары на геометрическую конфигурацию и химические свойства молекул и ионов. (из прошлого экзамена взято)
Гибридизация орбиталей — гипотетический процесс смешения разных (s, p, d, f) орбиталей центрального атома многоатомной молекулы с возникновением одинаковых орбиталей, эквивалентных по своим характеристикам.

Читайте также: