Химические свойства углерода

При обычных условиях и уголь, и графит, и особенно алмаз инертны. Но при повышенных температурах взаимодействуют со многими веществами.

1) Горение в кислороде

C + О₂ Combin CО окисление в недостатке кислорода

C + О₂ Combin CО₂ горение в избытке кислорода

2) Взаимодействует с водородом

С + H₂ Combin СH₄

3) Взаимодействует с серой

C + S Combin CS₂ сероуглерод

Сероуглерод – ядовитая низкокипящая жидкость, растворяющая серу, фосфор, йод, жиры, масла, смолы и многие др.

4) С галогенами НЕ взаимодействует соединения углерода с галогенами можно получить косвенным путем

CS₂ + Сl₂ Combin CCl₄ четыреххлористый углерод – негорючий органический растворитель

5) Взаимодействует с металлами с образованием карбидов

Ca + С Combin CaС₂

Al + С Combin Al₄С₃

карбиды подвергаются гидролизу:

CaС₂ + H₂O → Сa(OH)₂ + C₂H₂↑ ацетилен

Al₄С₃ + H₂O → Al(OH)₃ + СH₄↑ метан

6) Взаимодействует с азотом

C + N₂ Combin (CN)₂ дициан

(CN)₂ + H₂ → HCN синильная кислота (циановодородная)

HCN – бесцветная низкокипящая жидкость с запахом миндаля. Очень ядовита. Смертельная доза – менее 0,05 г.

Соли этой кислоты – цианиды – бесцветные хорошо растворимые кристаллические вещества. Ядовиты.

7) Взаимодействует с водяным паром

C + H₂O Combin CО + H₂ полученная смесь называется "синтез-газ" и используется в органических синтезах

8) Восстанавливает элементы из их оксидов

CaO + C Combin CaC₂ + CO

CuO + C Combin Cu + CO

SiO₂ + C Combin Si + CO

CO₂ + C Combin CO

9) При обычных условиях реагирует с сильными окислителями

С + HNO₃(к) → CO₂ + NO₂ + H₂O

С + H₂SO₄(к) → CO₂ + SO₂ + H₂O

Применение углерода

1. Графит – производство электродов, карандашей;

– футеровка печей;

– получение твердых композитов;

– замедлитель быстрых нейтронов в ядерных реакторах;

– в смеси с маслом – смазочный материал.

2. Алмаз – для обработки твердых материалов, шлифования, бурения (80 % всех добываемых алмазов идет на технические нужды);

– в ювелирном деле.

3. Уголь – как топливо;

– в металлургии: производство стали, восстановление металлов из оксидов – миллионы тонн в год;

– активированный уголь – как адсорбент;

– сажа – в резиновой промышленности как наполнитель.

4. Радиоактивный изотоп ¹⁴С с периодом полураспада 5730 лет позволяет определять возраст археологических находок.

МОНООКСИД УГЛЕРОДА СО

(угарный газ)

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА CO

CO – бесцветный газ без вкуса и запаха. Нерастворим в воде. Горюч.

t_кип = -192 °С, t_пл = -205 °С.

ОЧЕНЬ ЯДОВИТ! Связывается с гемоглобином крови. ПДК = 0,02 мг/л. При содержании в воздухе 0,12 % по объему через 15 минут происходит сильное отравление. Через 1 час – смерть. При легких отравлениях достаточно вынести пострадавшего на свежий воздух.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА CO

CO – несолеобразующий оксид

1) Горение в кислороде

СО + O₂ → CO₂

2) Взаимодействует с водородом

СО + H₂ → CH₃OH – получение органического вещества из неорганических. Метиловый спирт используется далее в органических синтезах

3) С галогенами (реакция идет на свету)

СО + Cl₂ Combin COCl₂ фосген – ядовитый газ с запахом прелого сена

4) Сильный восстановитель. Восстанавливает металлы из их оксидов

Fe₂O₃ + CO Combin Fe + CO₂

SO₂ + CO Combin S + CO₂

5) Растворяется в расплавленных щелочах (с растворами не реагирует)

СО + NaOH Combin HCOONa формиат натрия

ПОЛУЧЕНИЕ CO

В промышленности

1) Сжигание угля в недостатке кислорода

C + О₂ Combin CО

2) Восстановление углекислого газа

C + СО₂ Combin CО

В лаборатории

Разложение жидкой муравьиной кислоты под действием горячей концентрированной серной кислоты (отнимает воду)

HCOOH Combin СО + H₂O

ПРИМЕНЕНИЕ СО

1. Восстановитель металлов из их оксидов;

2. Топливо;

3. В органических синтезах.

ДИОКСИД УГЛЕРОДА СО₂

(углекислый газ)

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА CO₂

CO – бесцветный газ без запаха со слегка кисловатым вкусом. Плохо растворим в воде – 1V/1V H₂O t_{возгонки} = –78 °С. . Сжижается под давлением. Не горит и не поддерживает горение.

Содержание 10 % CO₂ в воздухе смертельно.

При испарении превращается в снегообразную массу (т.к. поглощает много тепла) – "сухой лед".

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА CO₂

CO₂ – типичный кислотный оксид

1) Растворяется в воде

СО₂ + H₂O Combin H₂CO₃

2) Проявляет свойства кислотных оксидов

Na₂O + СО₂ → Na₂CO₃

NaOH + СО₂ → Na₂CO₃ + H₂O

NaOH + СО₂ → NaHCO₃

3) Взаимодействует с аммиаком

СО₂ + NH₃ Combin CO(NH₂)₂ + H₂O образуется мочевина (карбамид)

4) Проявляет окислительные свойства, реагируя с сильными восстановителями

СO₂ + Mg Combin MgO + C

СO₂ + C Combin CO

5) Растворяется в расплавленных щелочах (с растворами не реагирует)

СО + NaOH Combin HCOONa формиат натрия

ПОЛУЧЕНИЕ CO₂

Образуется при дыхании (в выдыхаемом воздухе содержится 4 % СО₂), горении, гниении

1) Сжигание угля в избытке кислорода

C + О₂ Combin CО₂

2) Разложение известняка

CaСО₃ Combin CaO + СО₂

3) Брожение глюкозы

C₆H₁₂O₆ → C₂H₅OH + СО₂

4) Действием кислот на карбонаты

CaСО₃ + HCl → CaCl₂ + H₂O + СО₂

В лаборатории

Разложение жидкой муравьиной кислоты под действием горячей концентрированной серной кислоты (отнимает воду)

HCOOH Combin СО + H₂O

ПРИМЕНЕНИЕ CO₂

1. Получение соды, мочевины;

2. Для тушения пожаров – сжиженным углекислым газом заполняют углекислотные огнетушители;

3. Для газирования напитков;

4. Для замораживания скоропортящихся продуктов (температура сухого льда –80 °С);

5. В пневматическом оружии (в газобаллонной пневматике) и в качестве источника энергии для двигателей в авиамоделировании.

УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА H₂СО₃

Существует только в растворе. Является слабой кислотой. Разлагается при нагревании и в момент образования:

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА H₂СО₃

H₂СО₃ проявляет типичные свойства кислот

1) Разлагается при нагревании и в момент выделения

H₂CO₃ Combin СО₂↑ + H₂O нагреванием можно удалить весь СО₂ из раствора

H₂СО₃ проявляет типичные свойства кислот:

2) Взаимодействует с металлами

Mg + H₂СО₃ → MgCO₃

3) Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами

Na₂O + H₂СО₃ → Na₂CO₃

ZnO + H₂СО₃ → ZnCO₃

4) Взаимодействует с основаниями

NaOH + H₂СО₃ → Na₂CO₃ + H₂O карбонат натрия

Соли H₂СО₃ – КАРБОНАТЫ и ГИДРОКАРБОНАТЫ

Это белые кристаллические вещества. Все гидрокарбонаты и карбонаты щелочных металлов и аммония растворимы. Остальные карбонаты – нерастворимы.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КАРБОНАТОВ

1) Разлагаются при нагревании (кроме карбонатов щелочных металлов)

MgCO₃ Combin MgO + СО₂

2) При пропускании СО₂ через раствор карбоната образуется гидрокарбонат

MgCO₃ + СО₂ + H₂O → Mg(HCO₃)₂

3) Гидрокарбонаты также разлагаются при нагревании

KHCO₃ Combin K₂CO₃ + СО₂ + H₂O

4) При действии кислот разлагаются на H₂O и CO₂

MgCO₃ + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂O + СО₂

ПОЛУЧЕНИЕ КАРБОНАТОВ

1) Действием щелочей на угольную кислоту

2KOH + H₂СО₃ → K₂CO₃ + 2H₂O карбонат калия

KOH + H₂СО₃ → KHCO₃ + H₂O гидрокарбонат калия

2) Обменной реакций с растворимыми карбонатами

BaCl₂ + Na₂СО₃ → BaCO₃↓ + NaCl

ПРИМЕНЕНИЕ КАРБОНАТОВ

1. Na₂CO₃ – В стекольном производстве, мыловарении и производстве стиральных и чистящих порошков, эмалей, для получения ультрамарина;

– для смягчения воды паровых котлов и вообще устранения жесткости воды;

– Как исходный продукт для получения NaOH, Na₂B₄O₇, Na₂HPO₄;

– В пищевой промышленности пищевая добавка E500, регулятора кислотности, разрыхлителя, препятствующего комкованию и слеживанию.

2. K₂CO₃ – в производстве тугоплавкого стекла, жидкого мыла;

3. CaCO₃ – мрамор, известняк, мел в строительном деле.

5