Какой из оксидов углерода проявляет кислотные свойства

Какой из оксидов углерода проявляет кислотные свойства thumbnail

Характеристики и физические свойства оксида углерода

Углерод образует два чрезвычайно устойчивых оксида (СО и СO2), три значительно менее устойчивых оксида (С3O2, С5O2 и С12O9), ряд неустойчивых или плохо изученных оксидов (С2O, С2O3 и др.) и нестехиометрический оксид графита. Среди перечисленных оксидов особую роль играют СО и СO2.

Он довольно токсичен из-за его способности образовывать комплекс с гемоглобином, который примерно в 300 раз устойчивее, чем комплекс кислород-гемоглобин.

Масса 1 л CO2 при нормальных условиях составляет 1,98 г. Растворимость диоксида углерода в воде невелика: 1 объем воды при 20oС растворяет 0,88 объема CO2, а при 0oС – 1,7 объема.

Прямое окисление углерода при недостатке кислорода или воздуха приводит к образованию СО, при достаточном их количестве образуется СO2. Некоторые свойства этих оксидов представлены в табл. 1.

Таблица 1. Физические свойства оксидов углерода.

Свойство

СО

СO2

Температура плавления, oС

-205,1

-56,6 (5,2 атм)

Температура кипения, oС

-191,5

-78,5 (возг.)

Расстояние (С-О), нм

0,1128

0,1163

Энергия связи (С-О), кДж/моль

1070,3

531,4

Получение оксида углерода

Чистый СО может быть получен в лаборатории дегидратированием муравьиной кислоты (НСООН)концентрированной серной кислотой при ~140 °С:

HCOOH = CO + H2O.

В небольших количествах диоксид углерода можно легко получить действием кислот на карбонаты:

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2.

В промышленном масштабе CO2 получают главным образом как побочный продукт в процессе синтеза аммиака:

CH4 + 2H2O = CO2 + 4H2;

CO + H2O = CO2 + H2.

Большие количества углекислого газа получают при обжиге известняка:

CaCO3 = CaO + CO2.

Химические свойства оксида углерода

Монооксид углерода химически активен при высоких температурах. Он проявляет себя как сильный восстановитель. Реагирует с кислородом, хлором, серой, аммиаком, щелочами, металлами.

CO + NaOH = Na(HCOO) (t = 120 – 130oC, p);

CO + H2 = CH4 + H2O (t = 150 — 200oC, kat. Ni);

CO + 2H2 = CH3OH (t = 250 — 300oC, kat. CuO/Cr2O3);

2CO + O2 = 2CO2 (kat. MnO2/CuO);

CO + Cl2 = CCl2O(t = 125 — 150oC, kat. C);

4CO + Ni = [Ni(CO)4] (t = 50 — 100oC);

5CO + Fe = [Fe(CO)5] (t = 100 — 200oC, p).

Диоксид углерода проявляет кислотные свойства: реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается активными металлами, водородом, углеродом.

CO2 + NaOHdilute = NaHCO3;

CO2 + 2NaOHconc = Na2CO3 + H2O;

CO2 + Ba(OH)2 = BaCO3 + H2O;

CO2 + BaCO3 + H2O = Ba(HCO3)2;

CO2 + NH3×H2O = NH4HCO3;

CO2 + 4H2 = CH4 + 2H2O (t = 200oC, kat. Cu2O);

CO2 + C = 2CO (t > 1000oC);

CO2 + 2Mg = C + 2MgO;

2CO2 + 5Ca = CaC2 + 4CaO (t = 500oC);

2CO2 + 2Na2O2 = 2Na2CO3 + O2.

Применение оксида углерода

Монооксид углерода широко используется как топливо в виде генераторного газа или водяного газа и образуется также привыделении многих металлов из их оксидов восстановлением углем. Генераторный газ получают, пропуская воздух черезраскаленный уголь. В его состав входит около 25% СО, 4% СO2 и 70% N2 со следами Н2 и СН462.

Применение диоксида углерода чаще всего обусловлено его физическими свойствами. Его используют как охлаждающий агент, для газирования напитков, при получении облегченных(вспененных) пластмасс, а также как газ для создания инертной атмосферы.

Примеры решения задач

Источник

         Оксид углерода (II) – СО    (угарный газокись углеродамонооксид углерода)

Физические свойства: бесцветный ядовитый газ без вкуса и запаха, горит голубоватым пламенем, легче воздуха, плохо растворим в воде. Концентрация угарного газа в воздухе 12,5—74 % взрывоопасна. 

Строение молекулы:

Формальная степень окисления углерода +2 не отражает строение молекулы СО, в которой помимо двойной связи, обра­зованной обобществлением электронов С и О, имеется дополнительная, образованная по донорно-акцепторному механизму за счет неподеленной пары электронов кислорода:

Какой из оксидов углерода проявляет кислотные свойства

В связи с этим молекула СО очень прочна и способна вступать в реакции окисления-восстановления только при высоких темпера­турах. При обычных условиях СО не взаимодействует с водой, щелочами или кислотами.

Получение:

Основным антропогенным источником угарного газа CO в настоящее время служат выхлопные газы двигателей внутреннего сгорания. Угарный газ образуется при сгорании топлива в двигателях внутреннего сгорания при недостаточных температурах или плохой настройке системы подачи воздуха (подается недостаточное количество кислорода для окисления угарного газа CO в углекислый газ CO2). В естественных условиях, на поверхности Земли, угарный газ CO образуется при неполном анаэробном разложении органических соединений и при сгорании биомассы, в основном в ходе лесных и степных пожаров.

1)     Получение в  промышленности (в газогенераторах):

Видео – опыт “Получение угарного газа”

    В газогенераторах иногда через раскалённый уголь продувают водяной пар:

            С + Н2О = СО + Н2 – Q,

смесь СО + Н2 – называется синтез – газом.

2)     Получение СО в лаборатории – термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H2SO4(конц.): 

HCOOH  t˚C, H2SO4 → H2O + CO­

H2C2O4 t˚C,H2SO4→  CO­ + CO2­ + H2O

Химические свойства:

При обычных условиях CO инертен; при нагревании – восстановитель;  

Характер свойств угарного газа CO – несолеобразующий оксид

1)    Взаимодействие с кислородом:                    

         2C+2O + O2 t˚C →   2C+4O2↑

2)   Взаимодействие с оксидами металлов:       CO + MexOy = CO2 + Me

        C+2O + CuO t˚C →    Сu + C+4O2↑ 

3)    Взаимодействие с хлором (на свету)

        CO + Cl2  свет → COCl2 (фосген – ядовитый газ)

4)   Взаимодействие с расплавами щелочей (под давлением)

 CO + NaOH Pасплав→  HCOONa (формиат натрия)

Влияние угарного газа на живые организмы:

Угарный газ опасен, потому что он лишает возможности кровь нести кислород к жизненно важным органам, таким как сердце и мозг. Угарный газ объединяется с гемоглобином, который переносит кислород к клеткам организма, в следствии чего тот становится непригодным для транспортировки кислорода. В зависимости от вдыхаемого количества, угарный газ ухудшает координацию, обостряет сердечно-сосудистые заболевания и вызывает усталость, головную боль, слабость, Влияние угарного газа на здоровье человека зависит от его концентрации и времени воздействия на организм. Концентрация угарного газа в воздухе более 0,1% приводит к смерти в течение одного часа, а концентрация более 1,2% в течении трех минут.

Применение оксида углерода:

Главным образом угарный газ применяют, как горючий газ в смеси с азотом, так называемый генераторный или воздушный газ, или же в смеси с водородом водяной газ. В металлургии для восстановления металлов из их руд. Для получения металлов высокой чистоты при разложении карбонилов.

Оксид углерода (IV) СO2 – углекислый газ

Физические свойства: 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 и дыхание.

Строение молекулы: Углекислый газ имеет следующие электронную и структурную формулы – 

Все четыре связи ковалентые полярные. 

Получение углекислого газа: 

1.      В промышленности: Термическим разложением солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка.

            CaCO3  t=1200˚C→ CaO + CO2­ 

2.      В лаборатории.  Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты – 

Видео: получение СО2  в лаборатории

                CaCO3 (мрамор) + 2HCl  CaCl2 + H2O + CO2­

              NaHCO3 + HCl  NaCl + H2O + CO2­

3. Сгорание углеродсодержащих веществ:

                СН4 + 2О2  2H2O + CO2­

4. При медленном окислении в биохимических процессах (дыхание, гниение, брожение)

Способы собирания

вытеснением воздуха

Химические свойства СО2:

Видео “Химические свойства углекислого газа”

Характер свойств углекислого газа – это Кислотный оксид:

1) Взаимодействие с водой с образованием непрочной угольной кислоты:

                        СО2 + Н2О ↔ Н2СО3

2) Взаимодействие с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты – карбонаты 

                    Na2O + CO2  Na2CO3

                    2NaOH + CO2  Na2CO3 + H2O

                    NaOH + CO2 (избыток)  NaHCO3 

3) При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства – окисляет металлы  – СOMe = MexOy + C

                        С+4O2 + 2Mg  t˚C 2Mg+2O + C0

Видео “Горение магния в углекислом газе”

Качественная реакция на углекислый газ: помутнение известковой воды Ca(OH)2 за счёт образования белого осадка – нерастворимой соли  CaCO3:

                        Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 ↓+ H2O

Применение углекислого газа:

Какой из оксидов углерода проявляет кислотные свойства

 Видео “Тушение пламени углекислым газом”

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.

Напримеркарбонат кальция растворяется в соляной кислоте:

CaCO+ 2HCl → CaCl+ HO + CO

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:

CO+ Ca(OH)→ CaCO+ HO

При дальнейшем пропускании углекислого газа осадок растворяется, т.к. карбонат кальция под действием избытка углекислого газа переходит в растворимый гидрокарбонат кальция:

CaCO+ CO+ HO → Ca(HCO)

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 + 2F→ CF

1.2. При сильном нагревании углерод реагирует с серой и кремнием с образованием бинарного соединения сероуглерода и карбида кремния соответственно:

C + 2S → CS

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 + 2Н→ СН

1.4. С азотом углерод реагирует при действии электрического разряда, образуя дициан:

2С + N→ N≡C–C≡N

1.5. В реакциях с активными металлами углерод проявляет свойства окислителя. При этом образуются карбиды:

4C + 3Al → AlC

2C + Ca → CaC

1.6. При нагревании с избытком воздуха графит горит, образуя оксид углерода (IV):

C + O→ CO

при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C + O→ 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 + HO

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 + FeO→ 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 → СаС+ СО

9С + 2AlO→ AlC+ 6CO

2.3. Концентрированная серная кислота окисляет углерод при нагревании. При этом образуются оксид серы (IV)оксид углерода (IV) и вода:

C + 2HSO(конц) → CO+ 2SO+ 2HO

2.4. Концентрированная азотная кислотой окисляет углерод также при нагревании. При этом образуются оксид азота (IV)оксид углерода (IV) и вода:

C + 4HNO₃ (конц) → CO+ 4NO+ 2HO

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 + NaSO→ NaS + 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 газаоксида кремния (IV) и оксида азота (II):

SiC + 8HNO₃ → 3SiO+ 3CO+ 8NO + 4HO

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 + HO

HCO→ CO + CO+ HO

В промышленности угарный газ получают в газогенераторах при пропускании воздуха через раскаленный уголь:

C + O→ CO

CO+ 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:

СН+ НO → СО + 3Н

Также возможна паровая конверсия угля:

CO + H₂ + O → C + 2O + HO

Угарный газ в промышленности также можно получать неполным окислением метана:

2СН+ О→ 2СО + 4Н

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 + O→ 2CO

2. Оксид углерода (II) окисляется хлором в присутствии катализатора или под действием света с образованием фосгена. Фосген – ядовитый газ.

CO + Cl→ COCl

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 метанолметан, 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 + 2Н→ СНОН

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 + FeO→ 2Fe + 3CO

Оксиды меди (II) и никеля (II) также восстанавливаются угарным газом:

СО + CuO → Cu + CO

СО + NiO → Ni + CO

6. Угарный газ окисляется и другими сильными окислителями до углекислого газа или карбонатов.

Например, пероксидом натрия:

CO + NaO→ NaCO

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:

CaCO+ 2HCl → CaCl+ HO + CO

Видеоопыт взаимодействия карбоната кальция с соляной кислотой можно посмотреть здесь.

Еще один пример: гидрокарбонат натрия реагирует с бромоводородной кислотой:

NaHCO+ HBr → NaBr + HO + CO

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:

2AlCl+ 3KCO+ 3HO → 2Al(OH)↓ + CO↑ + 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:

CaCO→ CaO + CO

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.

CO+ HO ↔ HCO

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 + CO→ KHCO

При избытке щелочи образуется средняя солькарбонат калия:

2KOH + CO→ KCO+ HO

Помутнение известковой воды – качественная реакция на углекислый газ:

Ca(OH)+ CO→ CaCO+ HO

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:

NaCO+ CO + HO → 2NaHCO

4. Как слабый окислитель, углекислый газ взаимодействует с некоторыми восстановителями.

Например, углекислый газ взаимодействует с углеродом с образованием угарного газа:

CO+ C → 2CO

Магний горит в атмосфере углекислого газа:

2Мg + CO→ 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:

2CO+ 2NaO→ 2NaCO+ O

Карбонаты и гидрокарбонаты

При нагревании карбонаты (все, кроме карбонатов щелочных металлов и аммония) разлагаются до оксида металла и оксида углерода (IV).

CaCO→ CaO + CO

Карбонат аммония при нагревании разлагается на аммиак, воду и углекислый газ:

(NH)CO→ 2NH+ 2HO + CO

Гидрокарбонаты при нагревании переходят в карбонаты:

2NaHCO→ NaCO+ CO+ H

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:

NaCO+ 2HCl → 2NaCl + CO↑ + HO

Гидрокарбонат натрия также взаимодействует с соляной кислотой:

NaHCO+ HCl → NaCl + CO↑ + HO

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 необратимополностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:

Al(SO)+ 6NaHCO→ 2Al(OH)+ 6CO+ 3NaSO

2AlBr+ 3NaCO+ 3HO → 2Al(OH)↓ + CO↑ + 6NaBr

Al(SO)+ 3KCO+ 3HO → 2Al(OH)↓ + 3CO↑ + 3KSO

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Источник