Соединения углерода (IV).

Степень окисления углерода +4 проявляется в его соединениях с более электроотрицательными, чем он сам, неметаллическими элементами: CHal₄, COHal₂, CO₂, COS, CS₂, CSHal₂, CO₃^2-, COS₂^2-, CS₃^2-. В соответствии с гибридным состоянием валентных орбиталей углерода молекулы его галогенидов CHal₄ имеют тетраэдрическую, молекулы оксида CO₂ и сульфида CS₂ – линейную, а оксо- и сульфидогалогенидов COHal₂, CSHal₂ – треугольную структуру. По химической природе эти соединения углерода (IV) являются кислотными.

Диоксид углерода (CO₂). Углекислый газ – это вещество, с которым человек знакомится в первый раз при своем первом выдохе. Он является составной частью воздуха Земли, но кроме того в значительных количествах содержится на Венере и Марсе, что было указано выше. Диоксид углерода постоянно образуется за счет гниения растительных и животных остатков, сжигания топлива, развития металлургии, извержений вулканов, обжига карбонатных пород и дыхания живых существ.

Молекула CO₂ имеет структуру О=С=О. Атом углерода в ней находится в возбужденном состоянии. Две его гибридные орбитали образуют две s-связи с двумя p-орбиталями атома кислорода. У каждого атома кислорода образуется по одному не спаренному p-электрону, которые образуют p-связи с двумя p-электронами атома углерода. Молекулы диоксида углерода довольно таки устойчивы.

Физические свойства диоксида углерода. Диоксид углерода – бесцветный газ, слегка кисловатый на вкус, в 1,5 раза тяжелее воздуха. Растворим в воде.

Температура, ° С	0	10	20	30	40	50	60
Растворимость, мг/100г H2O	334,6	231,8	168,8	125,7	97,3	76,1	57,6

Он сравнительно легко сжижается уже при комнатной температуре под давлением около 6 МПа в бесцветную жидкость легче воды.

Химические свойства диоксида углерода. Химически диоксид углерода довольно таки устойчив.

1. Диссоциация молекул начинается при температуре около 2000° С и почти полностью заканчивается при 5000° С, ей могут способствовать УФ-излучение или электрические разряды:

CO₂ (>2000° C)→ 2CO + O₂.

2. Так как степень окисления углерода в углекислом газе наибольшая (+4), он не является восстановителем и поддерживает горение только простых веществ, сходство к кислороду которых больше, чем у углерода:

2Mg + CO₂ (500° C)→ 2MgO + C.

3. По своей химической природе диоксид углерода – кислотообразующий оксид, при растворении в воде образует слабую и легко разлагающуюся угольную кислоту, существующую только в растворе:

CO₂ + H₂O « H₂CO₃ « H⁺ + HCO₃^- « 2H⁺ + CO₃^2-,

Как правило концентрация ионов CO₃^2- мала, и равновесие в уравнении смещено влево. Диоксид углерода реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты – карбонаты:

Na₂O + CO₂ → Na₂CO₃,

Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O.

На космических станциях для поглощения углекислого газа используют перокисиды и озониды щелочных металлов, которые поглощая его выделяют кислород.

Получение диоксида углерода.

1. В лаборатории диоксид углерода получают действием кислот на карбонаты, например соляной кислоты на мрамор:

CaCO₃ + 2HCl → CaCI₂ + CO_2­ + H₂O.

2. В промышленности при обжиге известняка:

CaCO₃ (900-1200° С)→ CaO + CO_2­ .

В процессе дрожжевого брожения глюкозы:

C₆H₁₂O₆ → 2C₂H₅OH + 2CO_2­ .

Применение диоксида углерода. Применяется в производстве сахара, соды, карбамида, оксикарбоновых кислот. Для приготовления газированных напитков, лечебных углекислых ванн. Применяется, как компонент огнетушащих составов, в газовых лазерах. В твердом виде, как хладагент, при опускании в воду дает белый дым, используемый в качестве спецэффекта.

Галогениды углерода. Углерод непосредственно реагирует с галогенами при нагревании, образуя тетрагалогениды, но скорость реакции и выход продукта невелики. Поэтому галогениды углерода получают другими методами, например, хлорированием дисульфида углерода получают CCl₄:

CS₂ + 3Cl₂ → CCl₄ + S₂Cl₂

Тетрахлорид CCl₄ – негорючее вещество, используется в качестве растворителя в процессах сухой чистки, но не рекомендуется применять его как пламегаситель, так как при высокой температуре происходит образование ядовитого фосгена (газообразное отравляющее вещество). Сам ССl₄ также ядовит и при вдыхании в заметных количествах может вызвать отравление печени. СCl₄ образуется и по фотохимической реакции между метаном СH₄ и Сl₂; при этом возможно образование продуктов неполного хлорирования метана – CHCl₃, CH₂Cl₂ и CH₃Cl. Аналогично протекают реакции и с другими галогенами.

Дисульфид углерода CS₂ в обычных условиях – летучая жидкость. Получают его взаимодействием паров серы с раскаленным углем. Сероуглерод – эндотермическое соединение, легко окисляется, при небольшом нагреве воспламеняется на воздухе:

CS₂ + 3О₂ = СО₂ + 2 SО₂

Так же легко воспламеняется эндотермический СОS. В воде CS₂ не растворяется, при нагревании гидролизуется на СО₂ и Н₂S. Сероуглерод используется как хороший растворитель органических веществ, фосфора, серы, йода.

 Угольная кислота и её соли. H₂CO₃

Кислота слабая, существует только в водном растворе:

CO₂ + H₂O « H₂CO₃

 Двухосновная: H₂CO₃ « H⁺ + HCO₃^-

HCO₃^- « H⁺ + CO₃^2-

 Характерны все свойства кислот.

Cредние соли - карбонаты (СO₃^2-).

Кислые соли - бикарбонаты, гидрокарбонаты (HCO₃^-).

Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:

2NaHCO₃  →Na₂CO₃ + H₂O + CO₂­

Na₂CO₃ + H₂O + CO_{2 →}2NaHCO₃

 Карбонаты металлов (кроме щелочных металлов) при нагревании декарбоксилируются с образованием оксида:

CuCO₃  → CuO + CO₂­

Качественная реакция - "вскипание" при действии сильной кислоты:

Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂O + CO₂­

CO₃^2- + 2H⁺ → H₂O + CO₂­