Химические свойства углерода.

Реакционная способность повышается в ряду алмаз – графит – карбин – аморфный углерод. Алмаз и графит инертны, устойчивы к действию кислот и щелочей.

1. Алмаз и графит сгорают в чистом кислороде при высоких температурах с образованием углекислого газа:

C + O₂ (800° C)→CO₂.

Аморфные модификации сгорают уже на воздухе. При недостатке кислорода образуется угарный газ:

2C + O₂ → 2CO.

2. Непосредственно из галогенов с аморфным углеродом реагирует лишь фтор:

C + 2F₂ →CF₄.

С остальными галогенами реакция происходит лишь при нагревании.

3. При температуре 500° С на никелевом катализаторе идет реакция с водородом:

C + 2H₂ (500° C Ni)→ CH₄.

4. При высоких температурах углерод взаимодействует также с такими неметаллами, как сера, при пропускании ее паров через уголь:

C + 2S (900° C)→ CS₂,

а также с азотом с образованием бесцветного ядовитого газа дициана:

2C + N₂ (2000° C)→ C₂N₂.

5. С металлами, металлоидами и оксидами некоторых металлов углерод образует соответствующие карбиды:

2C + Ca (550° С)→ CaC₂,

4 Al + 3C (1500-1700° С)→ Al₄C₃,

Si + C (1200-1300° С)→ SiC + Q,

3C + CaO (1900-1950° С)→ CaC₂ + 2CO.

6. Однако наиболее характерные реакции для углерода со сложными веществами – реакции восстановления, применимые в металлургии для получения металлов из их руд:

2C + SiO₂ (1300° С, вак.)→ Si + 2CO,

C + FeO (>1000° C)→ Fe + CO,

C + 2CuO (1200° C)→ 2Cu + CO₂,

C + H₂O (800-1000° C)→ CO + H₂,

2C + Na₂SO₄ (600° C)→ Na₂S + 2CO₂,

2C + Na₂CO₃ (900-1000° C)→ 2Na + 3CO,

C + CO₂ (>1000° C)→ 2CO.

Концентрированные серная и азотная кислоты при нагревании окисляют углерод до углекислого газа:

C + 2 H₂SO₄ (t­ )→ CO_2­ + 2 SO_2­ + H₂O,

C + 4HNO₃ (t­ )→ 3CO_2­ + 4NO_2­ + 2H₂O.

7. Порох сгорает по реакции:

2KNO₃ + S + 3C →K₂S + N₂ + 3CO₂.

8. Углерод взаимодействует с раствором дихромата калия в концентрированной серной кислоте:

3C + 8H₂SO₄ + 2K₂Cr₂O₇ → 3CO_2­ + 2Cr₂(SO₄)₃ + 2K₂SO₄ + 8H₂O.

Соединения углерода (II). Производные углерода (II) – это CO, CS, HCN.

Оксид углерода (II). Молекула CO имеет структуру – С=O. Неспаренные p-электроны атома углерода и кислорода образуют две ковалентные связи. Третья связь возникает по донорно-акцепторному механизму – за счет неопределенной электронной пары атома кислорода (донора) и свободной орбитали атома углерода (акцептора).

В результате атомы углерода и кислорода имеют на внешнем уровне в сфере своего влияния по восемь электронов. По химическому строению, химическим и физическим свойствам оксид углерода сходен с молекулярным азотом. Их молекулы изоэлектроны, имеют равные молекулярные массы (28 а.е.м.), имеют высокий порядок связи и относятся к самым прочным двух атомным частицам.

Физические свойства оксида углерода. Оксид углерода – бесцветный газ, без запаха, плохо растворимый в воде.

Температура, ° С	0	10	20	30	40	50	60	70	80	90
Растворимость, мг/100г H2O	44	3,5	2,8	2,4	2,1	1,8	1,5	1,3	0,1	0,6

Угарный газ несолеобразующий оксид, при обычных условиях он не взаимодействует ни с кислотами, ни со щелочами.

1. Взаимодействие с простыми веществами. Оксид углерода горит голубоватым пламенем с выделением большого количества теплоты:

2CO + O₂ → 2CO₂ + Q.

На прямом солнечном свету или под действием катализатора угарный газ соединяется с хлором, образуя ядовитый фосген:

CO + Cl₂ (125-150° C, Pt)→ COCl₂.

В зависимости от условий при взаимодействии с серой может быть получен сероуглерод или тиооксид:

2CO + 2S → CO₂ + CS₂,

CO + S (350° C, C)→ COS.

Под действием катализатора соединяясь с водородом оксид углерода, образует метанол:

CO + 2H₂ (300° C, 50МПа, Cr₂O₃)→ CH₃OH.

При нагревании с металлами образуются карбонилы:

nCO + Me → [Me(CO)_n].

Карбонилы никеля, железа, рутения и осмия – низкокипящие жидкости, остальные кристаллические вещества. Эти соединения ядовиты и легко разлагаются, что используется для получения металлов высокой чистоты. Карбонилы химически малоактивны и представляют собой комплексные соединения, в которых металл функционирует в нулевой степени окисления.

2. Реакции со сложными веществами. При комнатной температуре угарный газ восстанавливает некоторые благородные металлы из водных растворов их солей:

PdCl₂ + CO + H₂O → Pd + 2HCl + CO₂.

При высоких температурах он восстанавливает металлы из их оксидов:

Fe₃O₄ + 4CO (700° C)→ 3Fe + 4CO₂.

Взаимодействие с гидроксидом натрия в жестких условиях приводит к образованию формиат натрия:

CO + NaOH (300° C, 50 МПа, Cr₂O₃)→ HCOONa.

Взаимодействие со спиртами приводит к образованию соответствующих эфиров муравьиной кислоты:

CO + R-OH → HCOO-R.

При взаимодействие с аммиаком в зависимости от условий образуется формамид или синильная кислота:

CO + NH₃ (300° C, 50 МПа, Cr₂O₃)→ NH₂CHO,

CO + NH₃ (500-800° C, Al₂O₃/ThO₂)→ HCN + H₂O.

Получение оксида углерода.

1.Горение угля при недостатке кислорода:

2C + O₂ → 2CO.

2. Взаимодействие диоксида углерода с раскаленным углем:

CO₂ + C (>1000° C)→ 2CO.

3. Действие серной кислоты, как водоотнимающего средства, на муравьиную или щавелевую кислоту, а также щавелевокислый натрий:

HCOOH → CO­ + H₂O,

HCOO-COOH → CO­ + CO_2­ + H₂O,

NaCOO-COONa + 2H₂SO₄ → 2NaHSO₄ + CO­ + CO_2­ + H₂O,

смесь углекислого и угарного газа пропускают через щелочь, поглощающую только диоксид углерода.

4. Нагревание карбоната кальция с цинком:

CaCO₃ + Zn (700-750° C)→ CaO + ZnO + CO­ .

5. Взамодествие углекислого газа с цинком:

CO₂ + Zn (800-950° C)→ CO + ZnO.

6. Пропускание водяного пара над раскаленным углем:

C + H₂O (800-1000° C) → CO + H₂.

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.

Циановодород (HCN). Циановодород или синильная кислота излюбленное вещество всех отравителей. Сама кислота или ее соли, так называемые цианиды, сильные и очень быстрые яды, они замедляют ферментные процессы в клетках, связывают гемоглобин в циангемоглобин, парализуют дыхательный центр и вызывают удушье. Жидкий циановодород является неэлектролитом, так как вследствие наличия водородных связей его собственная ионизация ничтожно мала. В жидком состоянии он представляет смесь двух изомерных форм – нормальной и изоформы: H-C N  H-N C В нормальной форме атом водорода связан с четырех валентным углеродом, а в изоформе водород соединен с азотом, а углерод имеет ковалентность, равную трем. Обе формы находятся в динамическом равновесии и легко переходят друг в друга. Высокую токсичность циановодорода связывают именно с изоформой.

Физические свойства циановодорода. Циановодород – бесцветная легкокипящая жидкость с запахом горького миндаля. Смешивается с водой во всех отношениях. Ниже в алфавитном порядке перечислены основные физические и физико-химические константы для циановодорода, в случае, когда не указываются температура или давление, то имеются в виду нормальные условия: t=0° C, p=101325 Па.

Химические свойства циановодорода. Синильная кислота является слабой кислотой (К=5,0Ч 10^-10).

1. При гидролизе разрываются связи между углеродом и азотом, водород при соединяется к азоту, а оксо- и гидроксогруппы к углероду:

HCN + 2H₂O →HCOOH + NH₃.

2. В зависимости от условий взаимодействия с воздухом образует углекислый газ, азот и воду или дициан и воду:

4HCN + 5O₂ → 4CO₂ + 2N₂ + 2H₂O,

4HCN + O₂ (150° C, Ag) → 2C₂N₂ + 2H₂O.

3. Реакции со сложными и простыми веществами. Со щелочами образует соли цианиды:

HCN + NaOH → NaCN + H₂O,

при пропускании через раствор концентрированной серной кислоты образует оксид углерода и гидросультат аммония:

HCN + H₂O + H₂SO₄ → CO + NH₄HSO₄,

при взаимодействии с водородом образует метиламин:

HCN + 4H° → CH₃NH₂,

восстанавливает диоксид азота до монооксида:

HCN + NO₂ →C₂N₂ + NO + H₂O.

Получение циановодорода.

1. Окисление смеси метана и аммиака:

2CH₄ + 2NH₃ + 3O₂ (900° C, Pt)→ 2HCN + 6H₂O.

2.Синильная кислота выделяется в результате гидролиза или вытеснения цианидов из их солей:

CN^– + H₂O →HCN + OH^–,

KCN + H₂O + CO₂ →KHCO₃ + HCN.

Применение циановодорода. Применяется в производстве хлорциана, акрилонитрила, акрилатов, адиподинитрила, аминокислот, оксинитрилов, фумигант. Ранее как средство против сельскохозяйственных вредителей.