Неорганическая химия

 Главная   Общая  Неорганическая  Органическая  Физическая  Поиск реакции 

УГЛЕРОД

Общая характеристика

Углерод (символ С - от латинского Carboneum) - элемент главной подгруппы 4 группы, порядковый номер 6, электронное строение атома 1s22s22p2.степени окисления в соединениях -4, +2, +4.

Углерод имеет два стабильных изотопа - 12С и 13С.

В природе встречается как в свободном состоянии - алмаз, графит, так и в виде соединений. Большинство соединений углерода - органические вещества, углерод является основой органической жизни на Земле. Значительные количества углерода входят в состав ископаемых углеводородов - нефти, природного газа, каменного угля. Из неорганических соединений имеют практическое значение следующие минералы, в состав которых входдит углерод: MgCO3 - магнезит, CaCO3 - известняк, мел, мрамор,CaMg(CO3)2 - доломит, FeCO3 - сидерит, MnCO3 - родохрозит. Массовая доля элемента углерода в земной коре составляет 0,001.

Простые вещества.

Углерод имеет три аллотропные модификации - алмаз, графит и карбин. Алмаз - изотропный атомный кристалл, атомы углерода в алмазе находятся в состоянии sp3-гибридизации, связи между атомами углерода ковалентные и одинаковые по длине. Графит - анизитропный атомный кристалл, углерод в графите sp2-гибридизирован. Графит имеет слоистую структуру, причем прочность углерод-углеродных связей в одном слое значительно превышает прочность связей между слоями. Карбин состоит из линейных цепочек атомов углерода, гибридизация углерода в карбине - sp. Аморфный углерод (часто называемый просто уголь) не является самостоятельной аллотропной модификацией, а представляет собой мелкодисперстный (с очень маленькими размерами кристаллов) графит.

Аллотропные модификации могут переходить одна в другую, например алмаз превращается в графит при нагревании до 1500oС без доступа воздуха, графит можно превратить в алмаз при 2000oС и давлении 55000 ат.

Физические свойства.

Алмаз - бесцветные или слабоокрашенные кристаллы, плотность 3,5 г/см3, сильно преломляет свет. Алмаз - самое твердое вещество, нерастворим в воде, не проводит электрического тока.

Графит - серо-черное мягкое вещество, плотность 2,2 г/см3, в воде нерастворим, хороший проводник. Графит при 3800oС переходит в пар (сублимирует) минуя жидкое состояние.

Карбин - вещество белого цвета, плотность 3,3 г/см3, в воде нерастворим, полупроводник.

УГЛЕРОД

Химические свойства

Аллотропные модификации углерода отличаются по химической активности. Наименьшей активностью обладает алмаз, выше активность у графита, очень высокая у аморфного углерода (сажи). Графит и сажа реагируют с простыми веществами:

а) водородом в присутствии никелевого катализатора:

C + 2H2 = CH4 - при 600-800оС
2C + H2 = C2H2 - при 1000-1200оС

б) с фтором:

C + 2F2 = CF4 - при 900оС

в) кислородом:

C + O2 = CO2

С алмазом реакция начинается при 1000оС, графитом - при 700-800оС, сажей - при 400-500оС. При недостатке кислорода или температуре выше 1000оС образуется СО:

2C + O2 = 2CO

г) серой:

C + 2S = CS2 - при 700-800оС

д) азотом - в пламени электрической дуги (2500-3000оС):

2C + N2 = C2N2

е) с щелочными, щелочноземельными металлами и алюминием при нагревании, образуя карбиды, например:

2Li + 2C = Li2C2
Ca + 2C = CaC2
4Al + 3C = Al4C3

Все карбиды можно разделить на три группы:

1. Ионные карбиды - карбиды щелочных, щелочноземельных металлов и алюминия, разлагаются водой, например:

CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2
Al4C3 + 12H2O = Al(OH)3 + 3CH4

2. Ковалентные карбиды - карбиды бора и кремния - химически стойкие алмазоподобные вещества.

3. Карбиды переходных металлов - образуются за счет внедрения атомов углерода в кристаллическую решетку металла. Электропроводны, обладают высокой твердостью, химически устойчивы.

Углерод реагирует со сложными веществами, проявляя восстановительные свойства:

а) восстанавливает оксиды металлов при нагревании, например:

CuO + C = Cu + CO
SnO2 + 2C = Sn + 2CO

б) восстанавливает накоторые соли при нагревании:

Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 2P + 5CO

в) окисляется концентрированной серной и азотной кислотой:

C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O
3C + 4HNO3 = 3CO2 + 4NO + 2H2O


Получение и применение углерода.

Алмазы добывают из природных месторождений и получают искусственно из графита при 2000оС и 100000 ат. Природные алмазы после специальной обработки - огранки - называются бриллиантами и используются в ювелирной технике. Синтетические алмазы используются в качестве абразивного материала и для изготовления металлорежущего инструмента - сверл, фрез и т.д.

Графит получают нагреванием сажи без доступа воздуха при 2000-2500оС. Применяют графит для изготовления карандашей, электродов, щеток электродвигателей, в качестве смазочного материала, как замедлитель нейтронов в ядерных реакторах.

Сажу получают пиролизом метана при 2000оС:

CH4 = C + 2H2

Сажу используют при изготовлении резины (в качестве наполнителя), туши, типографской краски.

Активированный уголь получают обугливанием древесины без доступа воздуха с последующей обработкой перегретым водяным паром. Благодаря высокой удельной поверхности (до 1000 м2/г) активированный уголь обладает очень высокой сорбционной способностью - способностью поглощать газообразные и жидкие вещества. Активированный уголь применяется в качестве сорбента в противогазах и в здушных фильтрах.

СОЕДИНЕНИЯ УГЛЕРОДА

Подавляющая часть соединений углерода - органические и изучаются в курсе органической химии. К неорганическим соединениям углерода можно условно отнести метан, СО, СО2, угольную кислоту и ее соли - карбонаты.

МЕТАН

Степень окисления углерода в метане -4, гибридизации атома - sp3, молекула имеет форму тетраэдра, в вершинах которого находятся атомы водорода. Молекула метана неполярна.

Физические свойства.

Метан - бесцветный газ, без вкуса запаха, температура плавления -183oС, кипения -162oС, в воде практически нерастворим. При температуре ниже 0oС образует гидрат состава СН4*nH2O.

Химические свойства.

Вследствие низкой полярности связей С-Н и отсутствием у атома углерода свободных электронных пар, метан не проявляет ни кислотных, ни основных свойств. Метан является восстановителем.

а) горит в кислороде и на воздухе почти бесцветным пламенем с выделением большого количества теплоты:

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

Смеси метана с воздухом чрезвычайно взрывчаты.

б) восстанавливает при нагревании оксиды металлов:

CH4 + 4CuO = CO2 + 4Cu + 2H2O

в) с фтором реагирует со взрывом:

CH4 + 2F2 = C + 4HF


Получение метана.

Метан - основной компонент природного газа (объемная доля 0,9-0,95). В лаборатории метан можно получить сплавлением безводного ацетата натрия со щелочью:

CH3COONa + NaOH = CH4 + Na2CO3


Применение метана.

Метан применяется:

а) в качестве топлива

б) для получения сажи

в) для получения водорода (конверсия метана при 800-900oС):

2CH4 + O2 + 2H2O = 2CO2 + 6H2

д) в качестве сырья для получения ацетилена

ОКСИД УГЛЕРОДА (2)

В молекуле СО атом углерода находится состоянии sp-гибридизации, связь С-О тройная. Две связи возникают за счет неспаренных электронов атомов углерода и кислорода, третья - по донорно-акцепторному механизму за счет электронной пары кислорода и свободной орбитали атома углерода:

С О

Энергия связи в молекуле СО составляет 1076 кДж/моль.

Физические свойства.

СО - бесцветный газ без запаха и вкуса, температура плавления -205oС, кипения -192oС, очень ядовит, так как связывается с гемоглобином прочнее, чем кислород, в результате чего СО блокирует перенос кислорода в организме. В воде СО растворим плохо.

Химические свойства.

СО - несолеобразующий оксид. В обычных условиях не взаимодействует с водой и щелочами, в жестких условиях - под давлением 6-8 ат (0,6-0,8 МПа) и 120-130oС взаимодействует с гидроксидом натрия:

NaOH + CO = HCOONa

однако вода в этой реакции не образуется даже при избытке щелочи, поэтому эта реакция не позволяет причислить СО к кислотным оксидам.

Оксид углерода (2) взаимодействует:

а) с переходными металлами, образуя карбонилы, например:

Fe + 5CO = Fe(CO)5
Ni + 4CO = Ni(CO)4

Карбонилы железа и никеля - летучие ядовитые жидкости, атом металла в карбониле находится в нулевой степени окисления.

б) с водородом при 250-300oС и 60 ат (6 МПа) в присутствии катализаторов CuO и Cr2O3:

CO + 2H2 = CH3OH

в) с хлором в присутствии активированного угля в качестве катализатора:

СO + Cl2 = COCl2

при этом образуется фосген.

г) горит с выделением большого количества тепла:

CO + O2 = 2CO2           Н = -283 кДж/моль

д) восстанавливает при нагревании оксиды металлов (стоящих в ряду напряжений правее алюминия), например:

Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2


Получение СО

В промышленности СО получают:

а) сжиганием углерода при температуре выше 1000oС и недостатке кислорода:

2C + O2 = 2CO

б) взаимодействием углекислого газа с раскаленным коксом:

CO2 + C = 2CO

в) взаимодействием водяного пара с раскаленным коксом:

C + H2O = CO + H2

при этом образуется смесь СО и водорода, которая называется “водяной газ”.

В лаборатории СО можно получить обезвоживанием муравьиной кислоты концентрированной серной кислотой при нагревании:

H2SO4 конц.
HCOOH ------------------> CO + H2O


Применение СО.

Оксид углерода (2) применяют:

а) в качестве топлива

б) в синтезе метанола, спиртов, альдегидов, кислот

в) для получения карбонилов металлов

г) в качестве восстановителя

ОКСИД УГЛЕРОДА (4). УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА. КАРБОНАТЫ.

Молекула оксида углерода (4) - СО2 - линейна, атом углерода находится в состоянии sp-гибридизации, молекула в целом неполярна, хотя связи С-О - ковалентные полярные.

Физические свойства.

СО2 - бесцветный газ со слабым кислым запахом и вкусом, при 20оС и 50 ат (5 МПа) сжижается. При испарении жидкий углекислый газ затвердевает, образуя снегообразную массу, которая при -78оС сублимирует - испаряется, минуя жидкое состояние. спресованный твердый СО2 называют “сухой лед”. Растворимость СО2 при 20oС равна 0,9 объема СО2 в одном объеме воды. Углекислый газ неядовит, но дыхания не поддерживает.

Химические свойства.

Углекислый газ - кислотный оксид:

а) взаимодействует с водными растворами щелочей, например:

CO2 + 2KOH = K2 CO3 + H2 O
CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2 O

б) раскаленным магнием восстанавливается до углерода:

CO2 + 2Mg = C + 2MgO

в) взаимодействует с аммиаком при 150-200оС и 100-200 ат (10-20 МПа) с образованием карбамида (мочевины):

2NH3 + CO2 = NH2 -C(О)-NH2 + H2 O

При обычных условиях (комнатная температура, атмосферное давление) СО2 взаимодействует с аммиаком в присутствии воды:

NH3 + CO2 + H2 O = NH4 HCO3
2NH3 + CO2 + H2 O = (NH4 )2 CO3

то, какая соль получится, определяется соотношением между количествами реагирующих NH3 и СО2 .

г) с водой образует нестойкую угольную кислоту, причем в H2 CO3 переходит около 0,01 растворенного СО2 :

CO2 + H2 О = H2 CO3

Угольная кислота - слабая двухосновная кислота:

H2 CO3 = H+ + HCO3- 1-ая ступень
HCO2 - = H+ + CO2 2- 2-ая ступень

Диссоциация назначительна уже по первой ступени. Угольная кислота известна только в разбавленных водных растворах. при подкислении растворов, содержащих угольную кислоту, она разрушается:

H2 CO3 = CO2 + H2 O

Однако угольная кислота (и СО2 ) может вытеснить более слабые кислоты ( например HCN, H2 SiO3 , C6 H5 OH) из их солей:

KCN + CO2 + H2 O = KHCO3 + HCN

Угольная кислота образует два ряда солей: кислые - гидрокарбонаты и средние - карбонаты. Большинство гидрокарбонатов растворимо в воде, из карбонатов в воде растворимы только карбонаты щелочных металлов и аммония. Карбонаты образуются при пропускании СО2 в раствор щелочи, например:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + 2H2 O

при этом раствор мутнеет, однако о мере дальнейшего пропускания СО2 снова становится прозрачным за счет образования хорошо растворимого гидрокарбоната кальция:

CaCO3 + CO2 + H2 O = Ca(HCO3 )2

В безводном состоянии выделены только гидрокарбонаты щелочных металлов и аммония. Гидрокарбонаты щелочноземельных металлов разлагаются при нагревании раствора:

Ca(HCO3 )2 = CaCO3 + CO2 + H2O

твердые гидрокарбонаты щелочных металлов разлагаются при несильном нагревании (100-1200С):

2NaHCO3 = Na2CO3 + CO2 + H2O

Карбонаты при нагревании разлагаются на оксид металла и СО2, температура разложения зависит от основных свойств металла: чем они сильнее выражены, тем выше температура разложения, например:

CuCO3 = CuO + CO2 - при 300-400оС
СaCO3 = CaO + CO2 - при 800-1000оС

Карбонат и гидрокарбонат аммония разлагается на СО2, аммиак и воду при температуре 80-100оС:

NH4HCO3 = NH3 + CO2 + H2O
(NH4)2CO3 = 2NH3 + CO2 + H2O

разложение медленно идет уже при комнатной температуре. Карбонаты щелочных металлов термически устойчивы. При обработке твердых карбонатов или их растворов кислотами, более сильными, чем угольная, происходит выделение СО2:

K2CO3 + 2HCl = 2KCl + CO2 + H2O
CaCO3 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + CO2 + H2O

Растворимые карбонаты в водных растворах гидролизованы:

CO32- + H2O = HCO3- + OH-


Получение СО2 и карбонатов.

В промышленности углекислый газ получают:

а) при обжиге известняка:

CaCO3 = CaO + CO2

б) в процессе брожения:

C6H12O6 = 2C2H5OH + 2CO2

в) большие количества СО2 содержатся в топочных газах -продуктах сгорания углеводородного топлива.

В лаборатории СО2 можно получить, действуя на мрамор соляной кислотой:

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 + H2O

В промышленности получают карбонаты натрия (кальцинированная сода) и калия (поташ). Карбонат натрия в настоящее время получают аммиачным способом, процесс состоит из следующих основных стадий:

1. насыщения охлажденного водного раствора NaCl аммиаком и СО2 под давлением:

NH3 + CO2 + H2O = NH4HCO3
NH4HCO3 + NaCl = NaHCO3 + NH4Cl

Образующийся гидрокарбонат натрия плохо растворим в холодной воде и выпадает в осадок, который отфильтровывают.

2. прокаливания гидрокарбоната натрия:

2NaHCO3 = NaCO3 + CO2 + H2O

Технологический процесс прокаливания гидрокарбоната натрия называется кальцинацией, поэтому образующийся продукт называют кальцинированной содой. Гидрокарбонат натрия NaHCO3 часто называют питьевой содой, а кристаллогидрат Na2CO3*10H2O - кристаллической содой.

Карбонат калия получают из золы, образующейся при сжигании древесины, очень много карбоната калия содержит зола подсолнуха.

Применение СО2 и карбонатов.

Углекислый газ применяют:

а) для получения карбамида

б) в производстве соды

в) в виде сухого льда в качестве хладагента при охлаждении пищевых продуктов, например мороженого.

г) в качестве консерванта - углекислым газом заполняют овощехранилища

Карбонаты применяют:

Известняк CaCO3 - в строительстве

Соду Na2CO3 - в стекольной, мыловаренной промышленности, целлюлозно-бумажной, текстильной, нефтяной, в качестве моющего средства. Сода служит сырьем для получения многих других солей натрия.

Поташ K2CO3 - в качестве сырья для получения солей калия.



    © Короленко М.В., 2009-2016                      *7678*18*64*

          Индекс цитирования          Эта страница помогла? Покажите ее друзьям!