Какое свойство углерода выделяет его из совокупности других хим элементов
Характеристика углерода. Свойства простых веществ и соединений
Углерод (С) – типичный неметалл; в периодической системе находится в 2-м периоде IV группе, главной подгруппе. Порядковый номер 6, Ar = 12,011 а.е.м., заряд ядра +6.
Физические свойства: углерод образует множество аллотропных модификаций: алмаз – одно из самых твердых веществ, графит, уголь, сажа.
Атом углерода имеет 6 электронов: 1s22s22p2. Последние два электрона располагаются на отдельных р-орбиталях и являются неспаренными. В принципе, эта пара могла бы занимать одну орбиталь, но в таком случае сильно возрастает межэлектронное отталкивание. По этой причине один из них занимает 2рх, а другой, либо 2ру, либо 2рz-орбитали.
Различие энергии s- и р-подуровней внешнего слоя невелико, поэтому атом довольно легко переходит в возбужденное состояние, при котором один из двух электронов с 2s-орбитали переходит на свободную 2р. Возникает валентное состояние, имеющее конфигурацию 1s22s12px12py12pz1. Именно такое состояние атома углерода характерно для решетки алмаза — тетраэдрическое пространственное расположение гибридных орбиталей, одинаковая длина и энергия связей.
Это явление, как известно, называют sp3-гибридизацией, а возникающие функции – sp3-гибридными. Образование четырех sp3-cвязeй обеспечивает атому углерода более устойчивое состояние, чем три р—р- и одна s—s-связи. Помимо sp3-гибридизации у атома углерода наблюдается также sp2— и sp-гибридизация. В первом случае возникает взаимное наложение s- и двух р-орбиталей. Образуются три равнозначные sp2— гибридных орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу. Третья орбиталь р неизменна и направлена перпендикулярно плоскости sp2.
При sp-гибридизации происходит наложение орбиталей s и р. Между двумя образующимися равноценными гибридными орбиталями возникает угол 180°, при этом две р-орбитали у каждого из атомов остаются неизменными.
Аллотрорпия углерода. Алмаз и графит
В кристалле графита атомы углерода расположены в параллельных плоскостях, занимая в них вершины правильных шестиугольников. Каждый из атомов углерода связан с тремя соседними sp2-гибридными связями. Между параллельными плоскостями связь осуществляется за счет ван-дер-ваальсовых сил. Свободные р-орбитали каждого из атомов направлены перпендикулярно плоскостям ковалентных связей. Их перекрыванием объясняется дополнительная π-связь между атомами углерода. Таким образом, от валентного состояния, в котором находятся атомы углерода в веществе, зависят свойства этого вещества.
Химические свойства углерода
Наиболее характерные степени окисления: +4, +2.
При низких температурах углерод инертен, но при нагревании его активность возрастает.
Углерод как восстановитель:
— с кислородом
C0 + O2 –t°= CO2 углекислый газ
при недостатке кислорода — неполное сгорание:
2C0 + O2 –t°= 2C+2O угарный газ
— со фтором
С + 2F2 = CF4
— с водяным паром
C0 + H2O –1200°= С+2O + H2 водяной газ
— с оксидами металлов. Таким образом выплавляют металл из руды.
C0 + 2CuO –t°= 2Cu + C+4O2
— с кислотами – окислителями:
C0 + 2H2SO4(конц.) = С+4O2 + 2SO2 + 2H2O
С0 + 4HNO3(конц.) = С+4O2 + 4NO2 + 2H2O
— с серой образует сероуглерод:
С + 2S2 = СS2.
Углерод как окислитель:
— с некоторыми металлами образует карбиды
4Al + 3C0 = Al4C3
Ca + 2C0 = CaC2-4
— с водородом — метан (а также огромное количество органических соединений)
C0 + 2H2 = CH4
— с кремнием, образует карборунд (при 2000 °C в электропечи):
Si + C = SiC.
Нахождение углерода в природе
Ссвободный углерод встречается в виде алмаза и графита. В виде соединений углерод находится в составе минералов: мела, мрамора, известняка – СаСО3, доломита – MgCO3*CaCO3; гидрокарбонатов – Mg(НCO3)2 и Са(НCO3)2, СО2 входит в состав воздуха; углерод является главной составной частью природных органических соединений – газа, нефти, каменного угля, торфа, входит в состав органических веществ, белков, жиров, углеводов, аминокислот, входящих в состав живых организмов.
Неорганические соединения углерода
Ни ионы С4+ , ни С4- ‑ ни при каких обычных химических процессах не образуются: в соединениях углерода имеются ковалентные связи различной полярности.
Оксид углерода (II) СО
Угарный газ; бесцветный, без запаха, малорастворим в воде, растворим в органических растворителях, ядовит, t°кип = -192°C; t пл. = -205°C.
Получение
1) В промышленности (в газогенераторах):
C + O2 = CO2
CO2 + C = 2CO
2) В лаборатории — термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H2SO4(конц.):
HCOOH = H2O + CO
H2C2O4 = CO + CO2 + H2O
Химические свойства
При обычных условиях CO инертен; при нагревании – восстановитель; несолеобразующий оксид.
1) с кислородом
2C+2O + O2 = 2C+4O2
2) с оксидами металлов
C+2O + CuO = Сu + C+4O2
3) с хлором (на свету)
CO + Cl2 –hn= COCl2(фосген)
4) реагирует с расплавами щелочей (под давлением)
CO + NaOH = HCOONa (формиат натрия)
5) с переходными металлами образует карбонилы
Ni + 4CO –t°= Ni(CO)4
Fe + 5CO –t°= Fe(CO)5
Оксид углерода (IV) СO2
Углекислый газ, бесцветный, без запаха, растворимость в воде — в 1V H2O растворяется 0,9V CO2 (при нормальных условиях); тяжелее воздуха; t°пл.= -78,5°C (твёрдый CO2 называется «сухой лёд»); не поддерживает горение.
Получение
- Термическим разложением солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка:
CaCO3 –t°= CaO + CO2
- Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2
NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2
Химические свойства СO2
Кислотный оксид: реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты
Na2O + CO2 = Na2CO3
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O
NaOH + CO2 = NaHCO3
При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства
С+4O2 + 2Mg –t°= 2Mg+2O + C0
Качественная реакция
Помутнение известковой воды:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3¯(белый осадок) + H2O
Оно исчезает при длительном пропускании CO2 через известковую воду, т.к. нерастворимый карбонат кальция переходит в растворимый гидрокарбонат:
CaCO3 + H2O + CO2 = Сa(HCO3)2
Угольная кислота и её соли
H2CO3 — Кислота слабая, существует только в водном растворе:
CO2 + H2O ↔ H2CO3
Двухосновная:
H2CO3 ↔ H+ + HCO3— Кислые соли — бикарбонаты, гидрокарбонаты
HCO3— ↔ H+ + CO32- Cредние соли — карбонаты
Характерны все свойства кислот.
Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:
2NaHCO3 –t°= Na2CO3 + H2O + CO2
Na2CO3 + H2O + CO2 = 2NaHCO3
Карбонаты металлов (кроме щелочных металлов) при нагревании декарбоксилируются с образованием оксида:
CuCO3 –t°= CuO + CO2
Качественная реакция — «вскипание» при действии сильной кислоты:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2
CO32- + 2H+ = H2O + CO2
Карбиды
Карбид кальция:
CaO + 3 C = CaC2 + CO
CaC2 + 2 H2O = Ca(OH)2 + C2H2 .
Ацетилен выделяется при реакции с водой карбидов цинка, кадмия, лантана и церия:
2 LaC2 + 6 H2O = 2La(OH)3 + 2 C2H2 + H2.
Be2C и Al4C3 разлагаются водой с образованием метана:
Al4C3 + 12 H2O = 4 Al(OH)3 = 3 CH4.
В технике применяют карбиды титана TiC, вольфрама W2C (твердые сплавы), кремния SiC (карборунд – в качестве абразива и материала для нагревателей).
Цианиды
получают при нагревании соды в атмосфере аммиака и угарного газа:
Na2CO3 + 2 NH3 + 3 CO = 2 NaCN + 2 H2O + H2 + 2 CO2
Синильная кислота HCN – важный продукт химической промышленности, широко применяется в органическом синтезе. Ее мировое производство достигает 200 тыс. т в год. Электронное строение цианид-аниона аналогично оксиду углерода (II), такие частицы называют изоэлектронными:
C=O: [:C=N:]–
Цианиды (0,1-0,2%-ный водный раствор) применяют при добыче золота:
2 Au + 4 KCN + H2O + 0,5 O2 = 2 K[Au(CN)2] + 2 KOH.
При кипячении растворов цианидов с серой или сплавлении твердых веществ образуются роданиды:
KCN + S = KSCN.
При нагревании цианидов малоактивных металлов получается дициан: Hg(CN)2 = Hg + (CN)2. Растворы цианидов окисляются до цианатов:
2 KCN + O2 = 2 KOCN.
Циановая кислота существует в двух формах:
H-N=C=O; H-O-C=N:
В 1828 г. Фридрих Вёлер (1800-1882) получил из цианата аммония мочевину: NH4OCN = CO(NH2)2 при упаривании водного раствора.
Это событие обычно рассматривается как победа синтетической химии над «виталистической теорией».
Существует изомер циановой кислоты – гремучая кислота
H-O-N=C.
Ее соли (гремучая ртуть Hg(ONC)2) используются в ударных воспламенителях.
Синтез мочевины (карбамида):
CO2 + 2 NH3 = CO(NH2)2 + H2O. При 1300С и 100 атм.
Мочевина является амидом угольной кислоты, существует и ее «азотный аналог» – гуанидин.
Карбонаты
Важнейшие неорганические соединения углерода – соли угольной кислоты (карбонаты). H2CO3 – слабая кислота (К1 =1,3·10-4; К2 =5·10-11). Карбонатный буфер поддерживает углекислотное равновесие в атмосфере. Мировой океан обладает огромной буферной емкостью, потому что он является открытой системой. Основная буферная реакция – равновесие при диссоциации угольной кислоты:
H2CO3 ↔ H+ + HCO3— .
При понижении кислотности происходит дополнительное поглощение углекислого газа из атмосферы с образованием кислоты:
CO2 + H2O ↔ H2CO3 .
При повышении кислотности происходит растворение карбонатных пород (раковины, меловые и известняковые отложения в океане); этим компенсируется убыль гидрокарбонатных ионов:
H+ + CO32-↔ HCO3—
CaCO3(тв.) ↔ Ca2+ + CO32-
Твердые карбонаты переходят в растворимые гидрокарбонаты. Именно этот процесс химического растворения избыточного углекислого газа противодействует «парниковому эффекту» – глобальному потеплению из-за поглощения углекислым газом теплового излучения Земли. Примерно треть мирового производства соды (карбонат натрия Na2CO3) используется в производстве стекла.
Источник
Полный курс химии вы можете найти на моем сайте CHEMEGE.RU. Чтобы получать актуальные материалы и новости ЕГЭ по химии, вступайте в мою группу в ВКонтакте или на Facebook. Если вы хотите подготовиться к ЕГЭ по химии на высокие баллы, приглашаю на онлайн-курс “40 шагов к 100 баллам на ЕГЭ по химии“.
1. Положение углерода в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение углерода
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Качественные реакции
5. Химические свойства
5.1. Взаимодействие с простыми веществами
5.1.1. Взаимодействие с галогенами
5.1.2. Взаимодействие с серой и кремнием
5.1.3. Взаимодействие с водородом и фосфором
5.1.4. Взаимодействие с азотом
5.1.5. Взаимодействие с активными металлами
5.1.6. Горение
5.2. Взаимодействие со сложными веществами
5.2.1. Взаимодействие с водой
5.2.2. Взаимодействие с оксидами металлов
5.2.3. Взаимодействие с серной кислотой
5.2.4. Взаимодействие с азотной кислотой
5.2.5. Взаимодействие с солями
Бинарные соединения углерода – карбиды
Оксид углерода (II)
1. Строение молекулы и физические свойства
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Взаимодействие с кислородом
3.2. Взаимодействие с хлором
3.3. Взаимодействие с водородом
3.4. Взаимодействие с щелочами
3.5. Взаимодействие с оксидами металлов
3.6. Взаимодействие с прочими окислителями
Оксид углерода (IV)
1. Строение молекулы и физические свойства
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Взаимодействие с основными оксидами и основаниями
2.3. Взаимодействие с карбонатами и гидрокарбонатами
2.4. Взаимодействие с восстановителями
Карбонаты и гидрокарбонаты
Углерод
Положение в периодической системе химических элементов
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
Электронная конфигурация углерода в возбужденном состоянии
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 sp³-гибридизации.
Алмаз
Кристаллы алмаза
Графит – это аллотропная модификация, в которой атомы углерода находятся в состоянии sp² -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.
Графит
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
Карбин
Карбин
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.
Фуллерен
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 CO₃²⁻ – 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:
CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂
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:
CO₂ + Ca(OH)₂ → CaCO₃ + H₂O
При дальнейшем пропускании углекислого газа осадок растворяется, т.к. карбонат кальция под действием избытка углекислого газа переходит в растворимый гидрокарбонат кальция:
CaCO₃ + CO₂ + H₂O → Ca(HCO₃)₂
Карбонат кальция с углекислым газом
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.
Горение угарного газа
Соединения углерода
Основные степени окисления углерода – +4, +2, 0, -1 и -4.
Наиболее типичные соединения углерода:
Химические свойства
При нормальных условиях углерод существует, как правило, в виде атомных кристаллов (алмаз, графит), поэтому химическая активность углерода – невысокая.
- 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:
C + 2F₂ → CF₄
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:
С + 2Н₂ → СН₄
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:
4C + 3Al → Al₄C₃
2C + Ca → CaC₂
1.6. При нагревании с избытком воздуха графит горит, образуя оксид углерода (IV):
C + O₂ → CO₂
при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:
2C + O₂ → 2CO
Алмаз горит при высоких температурах:
Горение алмаза в жидком кислороде
Графит также горит
Графитовые стержни под напряжением:
2. Углерод взаимодействует со сложными веществами:
2.1. Раскаленный уголь взаимодействует с водяным паром с образованием угарного газа и водорода:
CO + H₂ + O → C + 2O + H₂O
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:
2ZnO + C → 2Zn + 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
9С + 2Al₂O₃ → Al₄C₃ + 6CO
2.3. Концентрированная серная кислота окисляет углерод при нагревании. При этом образуются оксид серы (IV), оксид углерода (IV) и вода:
C + 2H₂SO₄(конц) → CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O
2.4. Концентрированная азотная кислотой окисляет углерод также при нагревании. При этом образуются оксид азота (IV), оксид углерода (IV) и вода:
C + 4HNO₃ (конц) → CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O
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:
4C + Na₂SO₄ → Na₂S + 4CO
Карбиды
Карбиды – это соединения элементов с углеродом. Карбиды разделяют на ковалентные и ионные в зависимости от типа химической связи между атомами.
Создать карусель Добавьте описание
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
H₂C₂O₄ → CO + CO₂ + H₂O
В промышленности угарный газ получают в газогенераторах при пропускании воздуха через раскаленный уголь:
C + O₂ → CO₂
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:
СН₄ + Н₂O → СО + 3Н₂
Также возможна паровая конверсия угля:
CO + H₂ + O → C + 2O + H₂O
Угарный газ в промышленности также можно получать неполным окислением метана:
2СН₄ + О₂ → 2СО + 4Н₂
Химические свойства
Оксид углерода (II) – несолеобразующий оксид. За счет углерода со степенью окисления +2 проявляет восстановительные свойства.
- Угарный газ горит в атмосфере кислорода. Пламя окрашено в синий цвет:
2СO + O₂ → 2CO₂
2. Оксид углерода (II) окисляется хлором в присутствии катализатора или под действием света с образованием фосгена. Фосген – ядовитый газ.
CO + Cl₂ → COCl₂
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:
СО + 2Н₂ → СН₃ОН
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:
3CO + Fe₂O₃ → 2Fe + 3CO₂
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:
CO + Na₂O₂ → Na₂CO₃
Оксид углерода (IV)
Строение молекулы и физические свойства
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.
Способы получения
В лаборатории углекислый газ можно получить разными способами:
- Углекислый газ образуется при действии сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты металлов. При этом взаимодействуют с кислотами и нерастворимые карбонаты, и растворимые.
Например, карбонат кальция растворяется в соляной кислоте:
CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂
Видеоопыт взаимодействия карбоната кальция с соляной кислотой можно посмотреть здесь.
Еще один пример: гидрокарбонат натрия реагирует с бромоводородной кислотой:
NaHCO₃ + HBr → NaBr + H₂O + CO₂
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:
2AlCl₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O → 2Al(OH)₃↓ + CO₂↑ + 6KCl
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:
CaCO₃ → CaO + CO₂
Химические свойства
Углекислый газ – типичный кислотный оксид. За счет углерода со степенью окисления +4 проявляет слабые окислительные свойства.
- 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.
CO₂ + H₂O ↔ H₂CO₃
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:
KOH + CO₂ → KHCO₃
При избытке щелочи образуется средняя соль, карбонат калия:
2KOH + CO₂ → K₂CO₃ + H₂O
Помутнение известковой воды – качественная реакция на углекислый газ:
Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O
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:
Na₂CO₃ + CO + H₂O → 2NaHCO₃
4. Как слабый окислитель, углекислый газ взаимодействует с некоторыми восстановителями.
Например, углекислый газ взаимодействует с углеродом с образованием угарного газа:
CO₂ + C → 2CO
Магний горит в атмосфере углекислого газа:
2Мg + CO₂ → C + 2MgO
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:
2CO₂ + 2Na₂O₂ → 2Na₂CO₃ + O₂
Карбонаты и гидрокарбонаты
При нагревании карбонаты (все, кроме карбонатов щелочных металлов и аммония) разлагаются до оксида металла и оксида углерода (IV).
CaCO₃ → CaO + CO₂
Карбонат аммония при нагревании разлагается на аммиак, воду и углекислый газ:
(NH₄)₂CO₃ → 2NH₃ + 2H₂O + CO₂
Гидрокарбонаты при нагревании переходят в карбонаты:
2NaHCO₃ → Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O
Качественной реакцией на ионы СО₃²⁻ 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:
Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + CO₂↑ + H₂O
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:
I ступень: CO₃²⁻ + H₂O = HCO₃⁻ + OH⁻
II ступень: HCO₃⁻ + H₂O = H₂CO₃ + OH⁻
Однако карбонаты и гидрокарбонаты алюминия, хрома (III) и железа (III) гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:
Al₂(SO₄)₃ + 6NaHCO₃ → 2Al(OH)₃ + 6CO₂ + 3Na₂SO₄
2AlBr₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O → 2Al(OH)₃↓ + CO₂↑ + 6NaBr
Al₂(SO₄)₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑ + 3K₂SO₄
Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.
Источник