Взаимодействие угольной кислоты с металлами
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.
Физические и химические свойства угольной кислоты
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 +
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.
Углерод. Химия углерода и его соединений
Углерод расположен в главной подгруппе IV группы (или в 14 группе в современной форме ПСХЭ) и во втором периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Электронное строение углерода
Электронная конфигурация углерода в основном состоянии :
+6С 1s 2 2s 2 2p 2 1s 2pЭлектронная конфигурация углерода в возбужденном состоянии :
+6С * 1s 2 2s 1 2p 3 1s 2p
Атом углерода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 1 неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии и 4 неспаренных электрона в возбужденном энергетическом состоянии.
Степени окисления атома углерода — от -4 до +4. Характерные степени окисления -4, 0, +2, +4.
Физические свойства
Углерод в природе существует в виде нескольких аллотропных модификаций: алмаз, графит, карбин, фуллерен.
Алмаз — это модификация углерода с атомной кристаллической решеткой. Алмаз — самое твердое минеральное кристаллическое вещество, прозрачное, плохо проводит электрический ток и тепло. Атомы углерода в алмазе находятся в состоянии sp 3 -гибридизации.
Графит — это аллотропная модификация, в которой атомы углерода находятся в состоянии sp 2 -гибридизации. При этом атомы связаны в плоские слои, состоящие из шестиугольников, как пчелиные соты. Слои удерживаются между собой слабыми связями. Это наиболее устойчивая при нормальных условиях аллотропная модификация углерода.
Графит — мягкое вещество серо-стального цвета, с металлическим блеском. Хорошо проводит электрический ток. Жирный на ощупь.
Карбин — вещество, в составе которого атомы углерода находятся в sp-гибридизации. Состоит из цепочек и циклов, в которых атомы углерода соединены двойными и тройными связями. Карбин — мелкокристаллический порошок серого цвета.
[=C=C=C=C=C=C=]n или [–C≡C–C≡C–C≡C–]n
Фуллерен — это искусственно полученная модифицикация углерода. Молекулы фуллерена — выпуклые многогранники С60, С70 и др. Многогранники образованы пяти- и шестиугольниками, в вершинах которых расположены атомы углерода.
Фуллерены — черные вещества с металлическим блеском, обладающие свойствами полупроводников.
В природе углерод встречается как в виде простых веществ (алмаз, графит), так и в виде сложных соединений (органические вещества — нефть, природные газ, каменный уголь, карбонаты).
Качественные реакции
Качественная реакция на карбонат-ионы CO3 2- — взаимодействие солей-карбонатов с сильными кислотами . Более сильные кислоты вытесняют угольную кислоту из солей. При этом выделяется бесцветный газ, не поддерживающий горение – углекислый газ.
Например , карбонат кальция растворяется в соляной кислоте:
Видеоопыт взаимодействия карбоната кальция с соляной кислотой можно посмотреть здесь.
Качественная реакция на углекислый газ CO2 – помутнение известковой воды при пропускании через нее углекислого газа:
При дальнейшем пропускании углекислого газа осадок растворяется, т.к. карбонат кальция под действием избытка углекислого газа переходит в растворимый гидрокарбонат кальция:
Видеоопыт взаимодействия гидроксида кальция с углекислым газом (качественная реакция на углекислый газ) можно посмотреть здесь.
Углекислый газ СО2 не поддерживает горение . Угарный газ CO горит голубым пламенем.
Соединения углерода
Основные степени окисления углерода — +4, +2, 0, -1 и -4.
Наиболее типичные соединения углерода:
карбиды металлов (карбид алюминия Al4C3)
Химические свойства
При нормальных условиях углерод существует, как правило, в виде атомных кристаллов (алмаз, графит), поэтому химическая активность углерода — невысокая.
1. Углерод проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому углерод реагирует и с металлами , и с неметаллами .
1.1. Из галогенов углерод при комнатной температуре реагирует с фтором с образованием фторида углерода:
1.2. При сильном нагревании углерод реагирует с серой и кремнием с образованием бинарного соединения сероуглерода и карбида кремния соответственно:
C + 2S → CS2
C + Si → SiC
1.3. Углерод не взаимодействует с фосфором .
При взаимодействии углерода с водородом образуется метан. Реакция идет в присутствии катализатора (никель) и при нагревании:
1.4. С азотом углерод реагирует при действии электрического разряда, образуя дициан:
2С + N2 → N≡C–C≡N
1.5. В реакциях с активными металлами углерод проявляет свойства окислителя. При этом образуются карбиды:
2C + Ca → CaC2
1.6. При нагревании с избытком воздуха графит горит , образуя оксид углерода (IV):
при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:
2C + O2 → 2CO
Алмаз горит при высоких температурах:
Горение алмаза в жидком кислороде:
Графит также горит:
Графит также горит, например, в жидком кислороде:
Графитовые стержни под напряжением:
2. Углерод взаимодействует со сложными веществами:
2.1. Раскаленный уголь взаимодействует с водяным паром с образованием угарного газа и водорода:
C 0 + H2 + O → C +2 O + H2 0
2.2. Углерод восстанавливает многие металлы из основных и амфотерных оксидов . При этом образуются металл и угарный газ. Получение металлов из оксидов с помощью углерода и его соединений называют пирометаллургией.
Например , углерод взаимодействует с оксидом цинка с образованием металлического цинка и угарного газа:
ZnO + C → Zn + CO
Также углерод восстанавливает железо из железной окалины:
4С + Fe3O4 → 3Fe + 4CO
При взаимодействии с оксидами активных металлов углерод образует карбиды.
Например , углерод взаимодействует с оксидом кальция с образованием карбида кальция и угарного газа. Таким образом, углерод диспропорционирует в данной реакции:
3С + СаО → СаС2 + СО
2.3. Концентрированная серная кислота окисляет углерод при нагревании. При этом образуются оксид серы (IV), оксид углерода (IV) и вода:
2.4. Концентрированная азотная кислотой окисляет углерод также при нагревании. При этом образуются оксид азота (IV), оксид углерода (IV) и вода:
2.5. Углерод проявляет свойства восстановителя и при сплавлении с некоторыми солями , в которых содержатся неметаллы с высокой степенью окисления.
Например , углерод восстанавливает сульфат натрия до сульфида натрия:
Карбиды
Карбиды – это соединения элементов с углеродом . Карбиды разделяют на ковалентные и ионные в зависимости от типа химической связи между атомами.
Например :
Это соединения с металлами, при гидролизе которых образуется пропин
Например : Mg2C3
Например:
СаС2+ 2Н2O →
Пропиниды разлагаются водой или кислотами с образованием пропина и гидроксида или соли
Все карбиды проявляют свойства восстановителей и могут быть окислены сильными окислителями .
Например , карбид кремния окисляется концентрированной азотной кислотой при нагревании до углекислого газа, оксида кремния (IV) и оксида азота (II):
SiC + 8HNO3 → 3SiO2 + 3CO2 + 8NO + 4H2O
Оксид углерода (II)
Строение молекулы и физические свойства
Оксид углерода (II) («угарный газ») – это газ без цвета и запаха. Сильный яд. Небольшая концентрация угарного газа в воздухе может вызвать сонливость и головокружение. Большие концентрации угарного газа вызывают удушье.
Строение молекулы оксида углерода (II) – линейное. Между атомами углерода и кислорода образуется тройная связь, за счет дополнительной донорно-акцепторной связи:
Способы получения
В лаборатории угарный газ можно получить действием концентрированной серной кислоты на муравьиную или щавелевую кислоты:
НСООН → CO + H2O
В промышленности угарный газ получают в газогенераторах при пропускании воздуха через раскаленный уголь:
CO2 + C → 2CO
Еще один важный промышленный способ получения угарного газа — паровая конверсия метана. При взаимодействии перегретого водяного пара с метаном образуется угарный газ и водород:
Также возможна паровая конверсия угля:
Угарный газ в промышленности также можно получать неполным окислением метана:
Химические свойства
Оксид углерода (II) – несолеобразующий оксид . За счет углерода со степенью окисления +2 проявляет восстановительные свойства.
1. Угарный газ горит в атмосфере кислорода . Пламя окрашено в синий цвет:
2. Оксид углерода (II) окисляется хлором в присутствии катализатора или под действием света с образованием фосгена. Фосген – ядовитый газ.
3. Угарный газ взаимодействует с водородом при повышенном давлении . Смесь угарного газа и водорода называется синтез-газ. В зависимости от условий из синтез-газа можно получить метанол, метан, или другие углеводороды.
Например , под давлением больше 20 атмосфер, при температуре 350°C и под действием катализатора угарный газ реагирует с водородом с образованием метанола:
4. Под давлением оксид углерода (II) реагирует с щелочами. При этом образуется формиат – соль муравьиной кислоты.
Например , угарный газ реагирует с гидроксидом натрия с образованием формиата натрия:
CO + NaOH → HCOONa
5. Оксид углерода (II) восстанавливает металлы из оксидов .
Например , оксид углерода (II) реагирует с оксидом железа (III) с образованием железа и углекислого газа:
Оксиды меди (II) и никеля (II) также восстанавливаются угарным газом:
СО + CuO → Cu + CO2
СО + NiO → Ni + CO2
6. Угарный газ окисляется и другими сильными окислителями до углекислого газа или карбонатов.
Например , пероксидом натрия:
Оксид углерода (IV)
Оксид углерода (IV) (углекислый газ) — газ без цвета и запаха. Тяжелее воздуха. Замороженный углекислый газ называют также «сухой лед». Сухой лед легко подвергается сублимации — переходит из твердого состояния в газообразное.
Смешивая сухой лед и различные вещества, можно получить интересные эффекты. Например, сухой лед в пиве:
Углекислый газ не горит, поэтому его применяют при пожаротушении.
Молекула углекислого газа линейная , атом углерода находится в состоянии sp-гибридизации, образует две двойных связи с атомами кислорода:
Обратите внимание! Молекула углекислого газа не полярна. Каждая химическая связь С=О по отдельности полярна, а вся молекула не будет полярна. Объяснить это очень легко. Обозначим направление смещения электронной плотности в полярных связях стрелочками (векторами):
Теперь давайте сложим эти векторы. Сделать это очень легко. Представьте, что атом углерода — это покупатель в магазине. А атомы кислорода — это консультанты, которые тянут его в разные стороны. В данном опыте консультанты одинаковые, и тянут покупателя в разные стороны с одинаковыми силами. Несложно увидеть, что покупатель двигаться не будет ни влево, ни вправо. Следовательно, сумма этих векторов равна нулю. Следовательно, полярность молекулы углекислого газа равна нулю.
В лаборатории углекислый газ можно получить разными способами:
1. Углекислый газ образуется при действии сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты металлов. При этом взаимодействуют с кислотами и нерастворимые карбонаты, и растворимые.
Еще один пример : гидрокарбонат натрия реагирует с бромоводородной кислотой:
2. Растворимые карбонаты реагируют с растворимыми солями алюминия, железа (III) и хрома (III) . Карбонаты трехвалентных металлов необратимо гидролизуются в водном растворе.
Например: хлорид алюминия реагирует с карбонатом калия. При этом выпадает осадок гидроксида алюминия, выделяется углекислый газ и образуется хлорид калия:
3. Углекислый газ также образуется при термическом разложении нерастворимых карбонатов и при разложении растворимых гидрокарбонатов.
Например , карбонат кальция разлагается при нагревании на оксид кальция и углекислый газ:
Углекислый газ — типичный кислотный оксид . За счет углерода со степенью окисления +4 проявляет слабые окислительные свойства .
1. Как кислотный оксид, углекислый газ взаимодействует с водой . Реакция очень сильно обратима, поэтому мы считаем, что в реакциях угольная кислота распадается почти полностью при образовании.
2. Как кислотный оксид, углекислый газ взаимодействует с основными оксидами и основаниями . При этом углекислый газ реагирует только с сильными основаниями (щелочами) и их оксидами . При взаимодействии углекислого газа с щелочами возможно образование как кислых, так и средних солей.
Например , гидроксид калия взаимодействует с углекислым газом. В избытке углекислого газа образуется кислая соль, гидрокарбонат калия:
При избытке щелочи образуется средняя соль, карбонат калия:
Помутнение известковой воды — качественная реакция на углекислый газ:
Видеоопыт взаимодействия гидроксида кальция (известковая вода) с углекислым газом можно посмотреть здесь.
3. Углекислый газ взаимодействует с карбонатами . При пропускании СО2 через раствор карбонатов образуются гидрокарбонаты.
Например , карбонат натрия взаимодействует с углекислым газом. В избытке углекислого газа образуется кислая соль, гидрокарбонат натрия:
4. Как слабый окислитель, углекислый газ взаимодействует с некоторыми восстановителями .
Например , углекислый газ взаимодействует с углеродом с образованием угарного газа:
Магний горит в атмосфере углекислого газа:
2М g + CO 2 → C + 2 MgO
Видеоопыт взаимодействия магния с углекислым газом можно посмотреть здесь.
Поэтому углекислый газ нельзя применять для пожаротушения горящего магния.
Углекислый газ взаимодействует с пероксидом натрия. При этом пероксид натрия диспропорционирует:
Карбонаты и гидрокарбонаты
При нагревании карбонаты (все, кроме карбонатов щелочных металлов и аммония) разлагаются до оксида металла и оксида углерода (IV).
Карбонат аммония при нагревании разлагается на аммиак, воду и углекислый газ:
Гидрокарбонаты при нагревании переходят в карбонаты:
Качественной реакцией на ионы СО3 2─ и НСО3 − является их взаимодействие с более сильными кислотами , последние вытесняют угольную кислоту из солей, а та разлагается с выделением СО2.
Например , карбонат натрия взаимодействует с соляной кислотой:
Гидрокарбонат натрия также взаимодействует с соляной кислотой:
NaHCO3 + HCl → NaCl + CO2 ↑ + H2O
Гидролиз карбонатов и гидрокарбонатов
Растворимые карбонаты и гидрокарбонаты гидролизуются по аниону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. чуть-чуть:
Однако карбонаты и гидрокарбонаты алюминия, хрома (III) и железа (III) гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:
Химические свойства карбоновых кислот
Карбоновые кислоты реагируют с большинством оснований. При взаимодействии карбоновых кислот с основаниями образуются соли карбоновых кислот и вода.
CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O
Карбоновые кислоты реагируют с щелочами, амфотерными гидроксидами, водным раствором аммиака и нерастворимыми основаниями.
| Например, уксусная кислота растворяет осадок гидроксида меди (II) |
| Например, уксусная кислота реагирует с водным раствором аммиака с образованием ацетата аммония |
1.2. Взаимодействие с металлами
Карбоновые кислоты реагируют с активными металлами. При взаимодействии карбоновых кислот с металлами образуются соли карбоновых кислот и водород.
| Например, уксусная кислота взаимодействует с кальцием с образованием ацетата кальция и водорода . |
1.3. Взаимодействие с основными оксидами
Карбоновые кислоты реагируют с основными оксидами с образованием солей карбоновых кислот и воды.
| Например, уксусная кислота взаимодействует с оксидом бария с образованием ацетата бария и воды . |
| Например, уксусная кислота реагирует с оксидом меди (II) |
2СН3СООН + CuO = H 2О + ( CH 3 COO )2 Cu
1.4. Взаимодействие с с солями более слабых и летучих (или нерастворимых) кислот
Карбоновые кислоты реагируют с солями более слабых, нерастворимых и летучих кислот.
| Например, уксусная кислота растворяет карбонат кальция |
| Качественная реакция на карбоновые кислоты: взаимодействие с содой (гидрокарбонатом натрия) или другими гидрокарбонатами. В результате наблюдается выделение углекислого газа |
2. Реакции замещения группы ОН
| Для карбоновых кислот характерны реакции нуклеофильного замещения группы ОН с образованием функциональных производных карбоновых кислот: сложных эфиров, амидов, ангидридов и галогенангидридов. |
2.1. Образование галогенангидридов
Под действием галогенагидридов минеральных кислот-гидроксидов (пента- или трихлорид фосфора) происходит замещение группы ОН на галоген.
| Например, уксусная кислота реагирует с пентахлоридом фосфора с образованием хлорангидрида уксусной кислоты |
2.2. Взаимодействие с аммиаком
При взаимодействии аммиака с карбоновыми кислотами образуются соли аммония:
При нагревании карбоновые соли аммония разлагаются на амид и воду:
2.3. Этерификация (образование сложных эфиров)
Карбоновые кислоты вступают в реакции с одноатомными и многоатомными спиртами с образованием сложных эфиров.
| Например, этанол реагирует с уксусной кислотой с образованием этилацетата (этилового эфира уксусной кислоты): |
2.4. Получение ангидридов
С помощью оксида фосфора (V) можно дегидратировать (то есть отщепить воду) карбоновую кислоту – в результате образуется ангидрид карбоновой кислоты.
| Например, при дегидратации уксусной кислоты под действием оксида фосфора образуется ангидрид уксусной кислоты |
3. Замещение атома водорода при атоме углерода, ближайшем к карбоксильной группе
| Карбоксильная группа вызывает дополнительную поляризацию связи С–Н у соседнего с карбоксильной группой атома углерода (α-положение). Поэтому атом водорода в α-положении легче вступает в реакции замещения по углеводородному радикалу. |
В присутствии красного фосфора карбоновые кислоты реагируют с галогенами.
| Например, уксусная кислота реагирует с бромом в присутствии красного фосфора |
4. Свойства муравьиной кислоты
| Особенности свойств муравьиной кислоты обусловлены ее строением, она содержит не только карбоксильную, но и альдегидную группу и проявляет все свойства альдегидов. |
4.1. Окисление аммиачным раствором оксида серебра (I) и гидроксидом меди (II)
Как и альдегиды, муравьиная кислота окисляется аммиачным раствором оксида серебра. При этом образуется осадок из металлического серебра.
При окислении муравьиной кислоты гидроксидом меди (II) образуется осадок оксида меди (I):
4.2. Окисление хлором, бромом и азотной кислотой
Муравьиная кислота окисляется хлором до углекислого газа.
4.3. Окисление перманганатом калия
Муравьиная кислота окисляется перманганатом калия до углекислого газа:
4.4. Разложение при нагревании
При нагревании под действием серной кислоты муравьиная кислота разлагается с образованием угарного газа:
5. Особенности бензойной кислоты
5.1. Разложение при нагревании
При нагревании бензойная кислота разлагается на бензол и углекислый газ:
4.2. Реакции замещения в бензольном кольце
| Карбоксильная группа является электроноакцепторной группой, она уменьшает электронную плотность бензольного кольца и является мета-ориентантом. |
6. Особенности щавелевой кислоты
6.1. Разложение при нагревании
При нагревании щавелевая кислота разлагается на угарный газ и углекислый газ:
6.2. Окисление перманганатом калия
Щавелевая кислота окисляется перманганатом калия до углекислого газа:
7. Особенности непредельных кислот (акриловой и олеиновой)
7.1. Реакции присоединения
Присоединение воды и бромоводорода к акриловой кислоте происходит против правила Марковникова, т.к. карбоксильная группа является электроноакцепторной:
К непредельным кислотам можно присоединять галогены и водород. Например, олеиновая кислота присоединяет водород:
6.2. Окисление непредельных карбоновых кислот
Непредельные кислоты обесцвечивают водный раствор перманганатов. При этом окисляется π-связь и у атомов углерода при двойной связи образуются две гидроксогруппы:
Читайте также: