Углерод, водород, кислород [1984 Шпулькин Г.Б. — Эта увлекательная химия]

Углерод, водород, кислород  [1984 Шпулькин Г.Б. - Эта увлекательная химия] Кислород
Содержание
  1. Н2со3 — слабая двухосновная кислота
  2. Аллотропия углерода
  3. Алмаз
  4. Взаимодействие с кислотами
  5. Гидрокарбонаты
  6. Графен
  7. Графит
  8. Диоксид углерода
  9. Исторические и технические названия некоторых карбонатов
  10. Карбин
  11. Качественная реакция на карбонат — анионы
  12. Монооксид углерода
  13. Нахождение углерода в природе
  14. Образование карбокси — гемоглобина
  15. Образование карбонилов металлов
  16. Питьевая сода nahcо3
  17. Превращение в гидрокарбонаты
  18. Растворимость в воде. гидролиз.
  19. Синтез органических соединений
  20. Система углерод-кислород
  21. Со — несолеобразующий оксид
  22. Со — сильный восстановитель
  23. Со2 — кислотный оксид, ангидрид угольной кислоты
  24. Со2 — окислитель в реакциях с сильными восстановителями
  25. Способы получения
  26. Строение углерода
  27. Углерод, водород, кислород [1984 шпулькин г.б. — эта увлекательная химия]
  28. Уголь
  29. Угольная кислота и карбонаты
  30. Физические свойства
  31. Фотосинтез
  32. Химические свойства

Н2со3 — слабая двухосновная кислота

Будучи 2-основной кислотой, Н2СО3 диссоциирует ступенчато с образованием гидрокарбонат- и карбонат-анионов:

Н2СО3 → Н НСО3-

НСО3- → Н СО32-

Угольная кислота существует только в водных растворах, где количество ее молекул и анионов в сотни раз меньше, чем количество растворенных молекул СО2.

Н2СО3 как индивидуальное вещество не имеет никакого значения, но ее соли очень устойчивы и весьма распространены.

Аллотропия углерода

Углерод существует во множестве аллотропных модификаций с очень разнообразными физическими свойствами. Разнообразие модификаций обусловлено способностью углерода образовывать химические связи разного типа.

Выделяют два вида углерода в зависимости от образования модификаций:

  1. Кристаллический углерод входит в состав твердых веществ (алмаз, графит, графен, фуллерен, карбин).

  2. Аморфный углерод образует мягкие вещества (уголь, кокс, сажа).

Рассмотрим подробнее основные аллотропные модификации углерода, их физические свойства и применение.

Алмаз

Алмаз — трехмерный полимер, бесцветное кристаллическое вещество, самый твердый природный минерал, имеет высокую теплопроводность. Его используют в промышленности для обработки различных твердых материалов, для бурения горных пород. Несмотря на то что алмаз твердый, в то же время он хрупкий.

В кристаллической решетке атомы углерода связаны ковалентной связью. Расстояние между всеми атомами одинаковое, поэтому связи прочные по всем направлениям.

Одно из уникальных свойств алмазов — способность преломлять свет (люминесценция). При действии излучения алмазы начинают светиться разными цветами. Такая игра света, хороший показатель преломления и прозрачность делают этот драгоценный камень одним из самых дорогих. При этом необработанный алмаз не обладает такими качествами.

В промышленных масштабах алмазы получают при высоком давлении (тысячи МПа) и высоких температурах (1 500–3 000 °С). Процесс протекает в присутствии катализатора (например, Ni).

При нагревании алмаза до 1 000 °С и высоком давлении без доступа воздуха получают графит. При температуре 1 750 °С переход из алмаза в графит протекает существенно быстрее. При прокаливании в кислороде алмаз сгорает, образуя диоксид углерода.

Взаимодействие с кислотами

Почти все кислоты, даже такие слабые, как уксусная, легко разлагают карбонаты, вытесняя из них угольную кислоту в виде СО2 и Н2O:

Na2CО3 2HCl = 2NaCl Н2O CО2↑

СаСО3 2HNO3 = Са(NO3)2 Н2O CО2↑

(NH4)2CО3 2СН3СООН = 2CH3COONH4 CО2 Н2O

Гидрокарбонаты

Катионы NH4 , щелочных и щелочноземельных Me, а также некоторые другие 2-зарядные катионы образуют с анионами НСО3- соли — гидрокарбонаты. Все они легко растворяются в воде, за исключением NaHCО3.

При кипячении растворов гидрокарбонатов происходит их превращение в карбонаты или гидроксиды металлов с отщеплением СО2:

Са(НСО3)2 = СаСО3↓ Н2O СО2↑

Mg(HCО3)2 = Мg(ОН)2↓ Н2O 2СО2↑

Водные растворы гидрокарбонатов также имеют щелочную среду вследствие гидролиза, но рН значительно меньше, чем у растворов карбонатов. Гидролиз аниона НСО3- протекает по схеме:

НСО3- Н2O → ОН- Н2СО3

Графен

Графен представляет собой монослой графита. Впервые графен был получен ручным механическим отщеплением в лабораторных условиях, что не предполагает широкого производства.

В более крупных масштабах графен получают при помощи нагревания кремниевых пластин, верхний слой которых состоит из карбида кремния. Под действием высоких температур происходит отщепление атомов углерода, которые остаются на пластинке в виде графена, а кремний испаряется.

Графит

Графит — темно-серое мягкое кристаллическое вещество со слабым металлическим блеском. Хорошо электро- и теплопроводен, стоек при нагревании в вакууме. Имеет слоистую структуру. На поверхности оставляет черные черты. На ощупь графит жирный и скользкий.

Графит термодинамически устойчив, поэтому в расчетах термодинамических величин он принимается в качестве стандартного состояния углерода.

На воздухе графит не загорается даже при сильном накаливании, но легко сгорает в чистом кислороде с образованием диоксида углерода.

При температуре 3 000 °С в электрических печах получают искусственный графит из лучших сортов каменного угля.

Диоксид углерода

СО2 — оксид углерода (IV), углекислый газ, угольный ангидрид, диоксид углерода. В молекуле СО2 атом углерода связан полярными ковалентными связями с двумя атомами кислорода: O=С=O. Молекула имеет симметричное линейное строение, вследствие чего в целом неполярна (дипольный момент равен O).

Исторические и технические названия некоторых карбонатов

Na2CО3•10Н2O — Кристаллическая сода

Na2CО3 — Кальцинированная сода

NaHCО3 — Питьевая сода

К2СО3 — Поташ

СаСО3 — Кальцит, известняк, мел, мрамор

MgCО3 — Магнезит

СаСО3•МgСО3 — Доломит

(СиОН)2СО3 — Малахит, основной карбонат меди

FeCО3 — Шпатовый железняк

Карбин

Карбин — твердое черное вещество. Состоит из линейных полимерных цепей, которые соединены чередующимися одинарными и тройными связями в линейные цепочки: −С≡С−С≡С−С≡С−.

Впервые карбин был открыт в 60-х годах, но его существование не признавали до тех пор, пока его не обнаружили в природе — в метеоритном веществе.

Карбин — полупроводник, под действием света его проводимость сильно увеличивается. Переход в графит возможен при нагревании до 2 300 °С.

Карбин применяют в медицине для изготовления искусственных кровеносных сосудов.

Качественная реакция на карбонат — анионы

1. Распознавание карбонатов в виде твердых веществ производится с помощью HCl или H2SО4 (разбавленных растворов) Выделяющийся при их взаимодействии СО2 определяют по помутнению известковой воды:

СО32- 2Н = СО2↑ Н2O

СО2 Са(ОН)2 = СаСО3↓ Н2O

При избытке СО2 помутнение исчезает и раствор вновь становится прозрачным:

СаСО3 Н2O СО2 = Са(НСО3)2

2. Распознавание карбонат-анионов в растворе можно осуществить введением катионов Са2 , что приводит к выпадению в осадок нерастворимого СаСО3.

Монооксид углерода

СО — оксид углерода (II), угарный газ. В молекуле СО существует тройная связь. Две из трех связей образованы по обменному механизму, а одна — по донорно-акцепторному.

Это самая прочная из всех двухатомных молекул (энергия связи 1069 кДж/моль), поэтому СО является химически малоактивным веществом.

Наличие неподеленных электронных пар у атомов углерода и кислорода обусловливает возможность образования прочных комплексных соединений с d-элементами

Нахождение углерода в природе

Согласно справочнику Дж. Эмсли «Элементы», углерод занимает 11-е место по распространенности в природе. Содержание углерода составляет 0,1% массы земной коры. Свободный углерод представлен в виде алмаза и графита.

Основная масса углерода существует в виде природных карбонатов кальция CaCO3 (мела, мрамора, известняка) и магния MgCO3, а также горючих ископаемых.

Образование карбокси — гемоглобина

СО связывается с ионами Fe2 в гемоглобине (НЬ) подобно О2. Сродство НЬ человека к СО более чем в 200 раз превышает сродство к О2, поэтому СО способен вытеснять О2 из оксигемоглобина НЬО2:

НЬО2 СО → НbСО О2

Этим и объясняется высокая токсичность угарного газа.

Образование карбонилов металлов

Молекулы СО довольно легко присоединяются к атомам некоторых d-металлов. В образовании донорно-акцепторных связей участвуют неподеленные электронные пары атомов углерода в молекулах СО и свободные орбитали атомов металлов:

4СО Ni = [Ni(CO)4] тетракарбонил никеля

5СО Fe = [Fe(CO)5] пентакарбонил железа

Питьевая сода nahcо3

Сода — один из главных продуктов неорганического синтеза. В промышленности ее получают ам миачно-хлоридным способом, основанном на малой растворимости NaHCО3 в воде (метод Сольвэ):

NH3 CО2 Н2O = NH4HCО3

NH4HCО3 NaCl = NaHCО3 NH4Cl

NH3 CО2 Н2O NaCI = NaHCО3 NH4Cl

При прокаливании NaHCО3 разлагается с образованием Na2CО3, СО2 и воды.

Превращение в гидрокарбонаты

При пропускании СО2 в растворы карбонатов или при постепенном добавлении к ним кислот происходит образование кислых солей — гидрокарбонатов:

Na2C3 СО2 Н2O = 2NaHC3

Na2C3 HCI = NaHCO3 NaCl

В природе происходит медленное растворение известняков под действием атмосферных осадков и СО2:

СаСО3 Н2O СО2 = Са(НСO3)2

Растворимость в воде. гидролиз.

Растворимыми в воде солями являются карбонаты щелочных металлов и аммония. Вследствие высокой степени гидролиза их водные растворы имеют сильнощелочную реакцию и в целом ряде случаев ведут себя как основания средней силы.

Na2СО3 Н2O = NaOH NaHСО3

СО32- Н2O = ОН- НСО3-

Синтез органических соединений

1. Синтез метанола СО 2Н2 → СН3ОН

2. Синтез метана и его гомологов: СО 3Н2 → CН4 Н2О

nCO (2n 1)H2 → СnН2n nН2O

Система углерод-кислород

17.05.2022

Высший окисел углерода СО2 (углекислота) диссоциирует по реакции

2СО2 = 2СО О2 — 135,27 ккал.

Константа равновесия реакции диссоциации углекислоты может быть вычислена по формуле Чипмена и Самарина:

Величины констант диссоциации, свидетельствующие о большой прочности CO2, приведены ниже:

Окись углерода CO образуется при неполном сгорании углерода по реакции 2Сгр O2 = 2СО 53,14 кал или при восстановлении углекислоты углеродом по реакции

СО2 С = 2СО — 41,08 кал.

Константа равновесия реакции диссоциации окиси углерода на кислород и графит может быть вычислена по формуле Чипмена и Самарина:

пригодной для температур выше 1000°.

Константа равновесия реакции восстановления CO2 графитом (реакции Будуара — Белла) вычисляется по формуле Фальке:

Численные значения этой константы приведены ниже:

Из данных о равновесии реакции CO2 C=2СО следует, что при низких температурах окись углерода термодинамически неустойчива и должна распадаться на углекислоту и твердый углерод. Однако при низких температурах реакция сильно заторможена, так что метастабильное состояние окиси углерода весьма устойчиво. Заметный распад CO с выделением тонкодисперсного углерода может наблюдаться выше 300° и только в присутствии катализаторов.

Технические восстановители — кокс, антрацит, древесный уголь — состоят из «аморфного углерода», представляющего собой мелкокристаллический графит высокой степени дисперсности. Такой «аморфный углерод» обладает повышенным запасом энергии. Величина (ΔZ°Т) перехода этого вещества в стабильный грубокристаллический графит составляет от 2,0 до 3,5 ккал/мол. Так как переход этой формы углерода в стабильный графит идет очень медленно даже при 2000°, то газовым реакциям с участием «аморфного углерода» соответствуют меньшие значения ΔZ°Т, чем для реакций с участием стабильного графита.


Со — несолеобразующий оксид

При обычных условиях не реагирует с водой, кислотами, щелочами, поэтому относится к типу несо леобразующих оксидов. Однако формально его можно рассматривать как ангидрид муравьиной кислоты. Основанием для этого является его образование при дегидратации НСООН (см. выше), а также получение формиата натрия при пропускании СО через концентрированный раствор NaOH под высоким давлением:

СО NaOH → HCOONa формиат натрия

Со — сильный восстановитель

1. Взаимодействие с кислородом и галогенами:

2СО О2 = 2СО2

СО Cl2 = COCl2 фосген

2. Восстановление металлов из их оксидов (реакции осуществляются при Т — 300—1500°С):

2СО SnО2 → Sn 2СО2

4СО Fe3O4 → 3Fe 4CО2

3. Восстановление водорода из воды:

СО Н2О = Н2 CО2

Эта реакция в присутствии катализаторов, содержащих Pt или Pd, происходит при обычной температуре, что используется для удаления СО из выхлопных газов автомобилей.

4. Восстановление некоторых благородных металлов из солей (при комнатной Т):

СО PdCl2 Н2О = Pd↓ СО2↑ 2HCl

Со2 — кислотный оксид, ангидрид угольной кислоты

Химически диоксид углерода — довольно инертное вещество. Основной тип взаимодействия СО2 связан с проявлением свойств кислотного оксида.

1. Взаимодействие с водой.

При растворении углекислого газа в воде небольшая часть его молекул (менее 1 %) соединяется с молекулами Н20, образуя очень слабую угольную кислоту:

СО2 Н2O = Н2СО3

2. Взаимодействие со щелочами и основными оксидами.

СО2 2NaOH = Na2CО3 карбонат натрия

СО2 NaOH = NaHCО3 гидрокарбонат натрия

СО2 Са(ОН)2 = СаСО3↓ Н2O

Эта реакция используется как качественная для обнаружения
СО2↑.

3. Взаимодействие с водными растворами солей, образованных очень слабыми кислотами (слабее угольной):

Na2SiО3 СО2 Н2O = H2SiО3↓ Na2CО3

С6Н5ОК СО2 Н2O = С6Н5ОН КНСО3

Со2 — окислитель в реакциях с сильными восстановителями

При высокой температуре диоксид углерода реагирует с очень активными металлами, а также с другими сильными восстановителями (С, Н2, NH3). Примеры реакций:

СО2 2Мg = 2МgО С

СО2 С = 2СО

СО2 ЗН2 → СН3ОН Н2O

а) Синтез мочевины (карбамида):

СО2 2NH3 → CO(NH2)2 Н2O

б) Получение питьевой соды по методу Сольвэ:

NaCl NH3 СО2 Н2O = NaHCO3 NH4Cl

Способы получения

1. Разложение карбонатов и гидрокарбонатов:

СаСО3 → СаО CО2↑

2NaHCО3 = Na2CО3 CО2↑ Н2O

2. Сжигание угля и других видов топлива:

СxНy О2 → СО2 Н2O

3. Действие сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:

MgCО3 2HCl = MgCl2 Н2O CО2↑

4. Спиртовое брожение глюкозы:

С6Н12O6 → 2СО2↑ 2С2Н5ОН

Строение углерода

В нейтральном атоме углерода находится шесть электронов. Два из них расположены вблизи ядра и образуют первый слой (1s-состояние). Следующие четыре электрона образуют второй электронный слой. Два из четырех электронов находятся в 2s-состоянии, а два других — в 2р-состоянии.

Несмотря на наличие двух неспаренных электронов на внешнем уровне, в большинстве химических соединений углерод четырехвалентен. Возможность образовывать четыре связи углерод получает при переходе одного электрона из состояния 2s в 2р — происходит «распаривание», т. е. переход атома углерода из нейтрального состояния в возбужденное.

Возможные валентности: II, IV.

Возможные степени окисления: −4, 0, 2, 4.

Углерод, водород, кислород [1984 шпулькин г.б. — эта увлекательная химия]


Кислород во всех соединениях имеет одну и ту же валентность — два. Можно составить несколько сочетаний из четырехвалентного углерода, двухвалентного кислорода и одновалентного водорода. Все эти сочетания дают функциональные группы и входят в состав органических соединений. Вот эти комбинации (подразумевается, что свободная черточка соединяет группу с углеводородным скелетом):

Сами названия групп многое говорят о них. Замена в молекуле углеводорода одного атома водорода на группу ОН (гидроксил) превращает углеводород в спирт. Вот как можно «перейти» от этана к этиловому спирту:

Из этилового спирта нетрудно «получить» диэтиловый эфир (обычный эфир, применяемый для наркоза). Для этого нужно водород гидроксильной группы «заменить» на радикал этил:

В карбонильной группе присутствует обычная двойная связь, только не между двумя углеродными атомами, а между углеродом и кислородом. Образование карбонильной группы можно представить так: в молекуле этилена один из углеродов заменяем на кислород:

Если карбонильная группа связана с двумя углеводородными радикалами, то это кетон, например, диметилкетон (ацетон). Если с одной стороны карбонила углеводородный радикал, а с другой — водород, то это альдегид. Пример — уксусный альдегид. Частный случай, — когда карбонил связан с двумя атомами водорода, — муравьиный альдегид

Карбоксильная (кислотная) группа — это комбинация карбонильной и гидроксильной групп (в кислоте карбонильная группа соединена с углеводородным радикалом и гидроксилом). Карбоксильная группа — отличительный признак любой карбоновой кислоты. Наиболее известные органические кислоты — уксусная и муравьиная. В муравьиной кислоте функциональная группа соединена не с углеводородным радикалом, а с атомом водорода. Заменим этот оставшийся водород на второй гидроксил. Получилась угольная кислота. Как видим, опять соприкоснулись химия органическая и неорганическая.

В какой-то мере условно можно провести аналогию органических кислород содержащих соединений с веществами неорганическими. Действительно, спирты можно уподобить неорганическим основаниям, а карбоковые кислоты, естественно, — кислотам. Вот как выглядят тогда реакции «нейтрализации» — получения солей и сложных эфиров:

Еще раз подчеркнем — эта аналогия формальна, условна (о механизме реакции между спиртом и органической кислотой мы еще поговорим). Дело тут вот в чем. В неорганической химии основание — это вещество, диссоциирующее на катион металла и гидроксильный анион:

Кислота в неорганической химии — соединение, диссоциирующее на анион и катион водорода — протон:

В органической химии спирты часто проявляют свойства кислот. Действительно, и кислоты и спирты при растворении в воде диссоциируют таким образом:

Поэтому и спирты, и кислоты дают с металлами соли:

И все же есть большая разница между спиртами и кислотами: спирты диссоциируют с образованием протона гораздо труднее, чем кислоты (это показано стрелками разной длины). Чем объясняется такое различие? Взгляните на формулы спирта и кислоты. В первом случае гидроксил связан с углеводородным радикалом, во втором — с карбонильной группой. При диссоциации рвется связь кислород — водород, водород уходит в виде протона, без электрона. Электрон остается у кислорода:

Очевидно, что чем больше смещена в молекуле электронная пара к атому кислорода, тем легче отделится протон, тем легче диссоциирует соединение. В спиртах углеводородный радикал «нагнетает» электронную плотность на гидроксильную группу, электронная плотность между атомами кислорода и водорода в гидроксиле повышена, диссоциация происходит с трудом:

Иная картина в случае кислоты. Как распределяются электроны в карбонильной группе? Кислород — более электроотрицательный элемент, он оттягивает на себя электроны двойной связи. Атом углерода в карбониле обеднен электронами и поэтому «тянет» электроны от соседнего атома — гидроксильного кислорода. Кислород, в свою очередь, оттягивает на себя электроны связи кислород — водород. Результат такой — облегчается процесс диссоциации кислоты, т. е. отщепления протона:

Действие, аналогичное оттягиванию электронов карбонильной группой, оказывает и бензольное кольцо. Оно как бы стремится затянуть в себя электронную плотность связи О — Ни таким образом облегчает диссоциацию. Поэтому ароматические спирты — фенолы — кислоты более сильные, чем спирты алифатические.

Мы говорим: более сильные, менее сильные. А как оценить количественно, во сколько раз одна кислота сильнее другой? Для таких оценок вводится понятие константы диссоциации кислоты. Константа эта равна произведению концентраций ионов Н и анионов кислоты А~, деленному на концентрацию молекул не диссоциировавшей кислоты НА:

Сопоставим константы диссоциации некоторых кислот:

Мы видим, что этиловый спирт диссоциирует в меньшей степени, чем вода, фенол — кислота гораздо более слабая, чем уксусная. А хлоруксусная кислота, в свою очередь, на два порядка сильнее уксусной (сказывается влияние атома хлора, который «тянет» на себя электроны).

Мы не будем здесь обсуждать способы получения и свойства кислородсодержащих органических соединений. Основные реакции показаны на схеме. Отметим только, что в начале главы мы легко «превратили» в спирт этан, «заместив» атом водорода на гидроксильную группу. Разумеется, это просто только на бумаге, в действительности осуществить этот синтез довольно сложно.

Остановимся для примера на двух реакциях. Первая — получение сложных эфиров. Мы уже говорили об этой реакции по аналогии с реакцией нейтрализации между неорганическими основанием и кислотой и о том, что эта аналогия лишь формальная. На самом деле механизмы реакции нейтрализации и этерификации — т. е. образования сложного эфира из спирта и кислоты — существенно различаются. При этерификации от молекулы спирта отщепляется водород, а от молекулы кислоты — гидроксил. Доказано это было таким образом. Была проведена реакция бензойной кислоты с метиловым спиртом, содержащим небольшое количество тяжелого изотопа кислорода (СН318ОН). В полученной после реакции воде 180 не обнаружили, и отсюда можно было сделать вывод, что реакция идет по такой схеме:

Но почему реакция идет именно так, каков ее механизм? Реакция этерификации протекает под действием иона водорода следующим образом:

Протон атакует гидроксильную группу кислоты. Разрывается связь гидроксила с углеродом и одновременно завязывается связь с подошедшим протоном, т. е. образуется вода. Молекула спирта атакует положительно заряженный углерод в остатке кислоты. При этом разрывается связь кислорода с водородом и «освободившаяся» пара электронов идет на образование новой связи с углеродом.

Реакция обратима, т. е. под действием воды и ионов Н сложный эфир омыляется с образованием спирта и кислоты. Для того чтобы понять, как проходит эта реакция, нужно написанное выше уравнение прочитать справа налево.

Но гидролиз сложного эфира можно провести и под действием ионов гидроксила. В этом случае первой стадией реакции будет атака отрицательно заряженного гидроксил-иона на углеродный атом, несущий частичный положительный заряд:

На этой схеме пунктирными стрелками обозначено смещение электронных пар, а в квадратные скобки заключен промежуточно образующийся комплекс.

Вторая реакция, о которой мы хотим упомянуть,- это реакция Кучерова (присоединение воды к ацетиленам). Реакция идет в присутствии солей ртути. Вода присоединяется по тройной связи в соответствии с правилом Марковникова. Получается спирт, в котором гидроксильная группа соседствует с двойной связью. Однако такое соединение неустойчиво и перегруппируется в кетон (в случае ацетилена — в альдегид) :

И в заключение этого раздела отметим, что очень многие соединения — производные углеводородов с кислородсодержащими функциональными группами — имеют аналоги среди серу содержащих соединений. Например, замена кислорода в гидроксильной группе на атом серы приводит к тиоспиртам, или меркаптанам,- соединениям с очень сильным и крайне неприятным запахом. Известны и тиокислоты — органические кислоты, в которых один или оба атома кислорода заменены на серу.

Уголь

Уголь — мельчайшие кристаллики графита, полученные путем термического разложения углеродсодержащих соединений без доступа воздуха.

Угли имеют разные свойства в зависимости от веществ, из которых получены. Наиболее важные сорта угля — кокс, древесный уголь, сажа.

  • Кокс получается при нагревании каменного угля без доступа воздуха. Применяется в металлургии при выплавке металлов из руд.

  • Древесный уголь образуется при нагревании дерева без доступа воздуха. Благодаря пористому строению он обладает высокой адсорбционной способностью.

  • Сажа — очень мелкий графитовый кристаллический порошок. Образуется при сжигании углеводородов (природного газа, ацетилена, скипидара и др.) с ограниченным доступом воздуха.

Активные угли — пористые промышленные адсорбенты, получаемые из твердого топлива, дерева и продуктов его переработки. Применяются для поглощения паров летучих жидкостей из воздуха.

Угольная кислота и карбонаты

Растворимость угольного ангидрида в воде при обычных условиях сравнительно невелика (в 1 л воды — 1 л СО2), при этом только очень небольшая его часть (менее 1 %) соединяется с водой, образуя непрочную угольную кислоту:

СО2 Н2O → Н2СО3

Физические свойства

При обычных условиях СО2 — бесцветный негорючий газ, значительно тяжелее воздуха, со слабым кисловатым запахом и вкусом Уже при комнатной температуре под давлением сжижается, а при более низкой температуре превращается в твердую снегообразную массу («сухой лед»). О растворении в воде — см. ниже.

Фотосинтез

СО2 — биохимически активное вещество. В листьях растений на свету из СО2 и Н2O образуются углеводы и кислород:

nСО2 mН2O → Сn(Н2O)m nО2

Химические свойства

Карбонаты щелочных Me при нагревании до т. пл. (~ 800 — 1000°С) не разлагаются. Все остальные карбонаты разлагаются, не достигнув т. пл., образуя углекислый газ и соответствующий оксид МеО. Термическое разложение СаСО3 широко используется для получения негашеной извести и СО2:

СаСО3 = СаО СО2↑

При температуре от 700 до 900″С эта реакция обратима, ее равновесие смещают путем изменения давления СО2.
Особенно легко разлагается карбонат аммония:

(NH4)2CО3 = 2NH3↑ СО2↑ Н2O

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий