Kāda ir kvalitatīva reakcija uz oglekļa dioksīdu. Oglekļa dioksīda fizikālās un ķīmiskās īpašības

Oglekļa dioksīds, oglekļa monoksīds, oglekļa dioksīds - tie visi ir vienas vielas nosaukumi, kas mums zināmi kā oglekļa dioksīds. Kādas ir šīs gāzes īpašības un kādas ir tās pielietošanas jomas?

Oglekļa dioksīds un tā fizikālās īpašības

Oglekļa dioksīds sastāv no oglekļa un skābekļa. Oglekļa dioksīda formula izskatās šādi – CO₂. Dabā tas veidojas organisko vielu sadegšanas vai sabrukšanas laikā. Arī gāzu saturs gaisā un minerālavotos ir diezgan augsts. Turklāt cilvēki un dzīvnieki izelpojot izdala arī oglekļa dioksīdu.

Rīsi. 1. Oglekļa dioksīda molekula.

Oglekļa dioksīds ir pilnīgi bezkrāsaina gāze, un to nevar redzēt. Tam arī nav smaržas. Tomēr ar augstu koncentrāciju cilvēkam var attīstīties hiperkapnija, tas ir, nosmakšana. Oglekļa dioksīda trūkums var izraisīt arī veselības problēmas. Šīs gāzes trūkuma rezultātā var attīstīties nosmakšanai pretējs stāvoklis - hipokapnija.

Ja novieto ogļskābo gāzi zemas temperatūras apstākļos, tad pie -72 grādiem tas kristalizējas un kļūst kā sniegs. Tāpēc oglekļa dioksīdu cietā stāvoklī sauc par "sausu sniegu".

Rīsi. 2. Sauss sniegs – oglekļa dioksīds.

Oglekļa dioksīds ir 1,5 reizes blīvāks par gaisu. Tās blīvums ir 1,98 kg/m³ Ķīmiskā saite oglekļa dioksīda molekulā ir polāra kovalenta. Tas ir polārs, jo skābeklim ir augstāka elektronegativitātes vērtība.

Svarīgs jēdziens vielu izpētē ir molekulārā un molārā masa. Oglekļa dioksīda molārā masa ir 44. Šis skaitlis veidojas no molekulu veidojošo atomu relatīvo atomu masu summas. Relatīvo atomu masu vērtības ir ņemtas no tabulas D.I. Mendeļejevs un ir noapaļoti līdz veseliem skaitļiem. Attiecīgi CO₂ molārā masa = 12+2*16.

Lai aprēķinātu elementu masas daļas oglekļa dioksīdā, ir jāievēro formula katra ķīmiskā elementa masas daļu aprēķināšanai vielā.

n– atomu vai molekulu skaits.
A r– ķīmiskā elementa relatīvā atommasa.
Mr– vielas relatīvā molekulmasa.
Aprēķināsim oglekļa dioksīda relatīvo molekulmasu.

Mr(CO₂) = 14 + 16 * 2 = 44 w(C) = 1 * 12 / 44 = 0,27 vai 27% Tā kā oglekļa dioksīda formula ietver divus skābekļa atomus, tad n = 2 w(O) = 2 * 16 / 44 = 0,73 vai 73%

Atbilde: w(C) = 0,27 vai 27%; w(O) = 0,73 vai 73%

Oglekļa dioksīda ķīmiskās un bioloģiskās īpašības

Oglekļa dioksīdam ir skābas īpašības, jo tas ir skābs oksīds, un, izšķīdinot ūdenī, tas veido ogļskābi:

CO₂+H₂O=H₂CO3

Reaģē ar sārmiem, kā rezultātā veidojas karbonāti un bikarbonāti. Šī gāze nedeg. Tajā deg tikai daži aktīvi metāli, piemēram, magnijs.

Sildot, oglekļa dioksīds sadalās oglekļa monoksīdā un skābeklī:

2CO₃=2CO+O3.

Tāpat kā citi skābie oksīdi, šī gāze viegli reaģē ar citiem oksīdiem:

СaO+Co₃=CaCO₃.

Oglekļa dioksīds ir daļa no visām organiskajām vielām. Šīs gāzes cirkulācija dabā tiek veikta ar ražotāju, patērētāju un sadalītāju palīdzību. Dzīves procesā cilvēks saražo aptuveni 1 kg oglekļa dioksīda dienā. Ieelpojot mēs saņemam skābekli, bet šajā brīdī alveolos veidojas oglekļa dioksīds. Šajā brīdī notiek apmaiņa: skābeklis iekļūst asinīs un izdalās oglekļa dioksīds.

Oglekļa dioksīds rodas alkohola ražošanas laikā. Šī gāze ir arī slāpekļa, skābekļa un argona ražošanas blakusprodukts. Oglekļa dioksīda izmantošana ir nepieciešama pārtikas rūpniecībā, kur oglekļa dioksīds darbojas kā konservants, un oglekļa dioksīds šķidrā veidā ir atrodams ugunsdzēšamos aparātos.

DEFINĪCIJA

Oglekļa dioksīds(oglekļa dioksīds, oglekļa anhidrīds, oglekļa dioksīds) – oglekļa monoksīds (IV).

Formula - CO2. Molmasa – 44 g/mol.

Oglekļa dioksīda ķīmiskās īpašības

Oglekļa dioksīds pieder skābo oksīdu klasei, t.i. Mijiedarbojoties ar ūdeni, tas veido skābi, ko sauc par ogļskābi. Ogļskābe ir ķīmiski nestabila un veidošanās brīdī uzreiz sadalās sastāvdaļās, t.i. Reakcija starp oglekļa dioksīdu un ūdeni ir atgriezeniska:

CO 2 + H 2 O ↔ CO 2 ×H 2 O (šķīdums) ↔ H 2 CO 3 .

Sildot, oglekļa dioksīds sadalās oglekļa monoksīdā un skābeklī:

2CO 2 = 2CO + O 2.

Tāpat kā visiem skābajiem oksīdiem, oglekļa dioksīdam raksturīgas mijiedarbības reakcijas ar bāzes oksīdiem (ko veido tikai aktīvie metāli) un bāzēm:

CaO + CO 2 = CaCO 3;

Al 2 O 3 + 3CO 2 = Al 2 (CO 3) 3;

CO 2 + NaOH (atšķaidīts) = NaHCO 3;

CO 2 + 2NaOH (konc.) = Na 2 CO 3 + H 2 O.

Oglekļa dioksīds neatbalsta degšanu, tajā deg tikai aktīvie metāli:

CO 2 + 2Mg = C + 2MgO (t);

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO (t).

Oglekļa dioksīds reaģē ar vienkāršām vielām, piemēram, ūdeņradi un oglekli:

CO2 + 4H2 = CH4 + 2H2O (t, kat = Cu2O);

CO 2 + C = 2CO (t).

Oglekļa dioksīdam reaģējot ar aktīvo metālu peroksīdiem, veidojas karbonāti un izdalās skābeklis:

2CO 2 + 2Na 2 O 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2.

Kvalitatīva reakcija uz oglekļa dioksīdu ir tā mijiedarbības reakcija ar kaļķūdeni (pienu), t.i. ar kalcija hidroksīdu, kurā veidojas baltas nogulsnes - kalcija karbonāts:

CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O.

Oglekļa dioksīda fizikālās īpašības

Oglekļa dioksīds ir gāzveida viela bez krāsas un smaržas. Smagāks par gaisu. Termiski stabils. Saspiežot un atdzesējot, tas viegli pārvēršas šķidrā un cietā stāvoklī. Oglekļa dioksīdu cietā agregāta stāvoklī sauc par “sauso ledu” un viegli sublimējas istabas temperatūrā. Oglekļa dioksīds slikti šķīst ūdenī un daļēji reaģē ar to. Blīvums – 1,977 g/l.

Oglekļa dioksīda ražošana un izmantošana

Ir rūpnieciskas un laboratorijas metodes oglekļa dioksīda iegūšanai. Tādējādi rūpniecībā to iegūst, sadedzinot kaļķakmeni (1), bet laboratorijā ar spēcīgu skābju iedarbību uz ogļskābes sāļiem (2):

CaCO 3 = CaO + CO 2 (t) (1);

CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + CO 2 + H 2 O (2).

Oglekļa dioksīdu izmanto pārtikā (karbonizējošā limonāde), ķīmiskajā (temperatūras kontrole sintētisko šķiedru ražošanā), metalurģijā (vides aizsardzība, piemēram, brūnās gāzes nogulsnēšana) un citās nozarēs.

Problēmu risināšanas piemēri

1. PIEMĒRS

Kvalitatīva reakcija oglekļa dioksīda noteikšanai ir kaļķu ūdens duļķainība:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O.

Reakcijas sākumā veidojas baltas nogulsnes, kuras pazūd, ilgstoši laižot caur kaļķūdeni CO2, jo nešķīstošs kalcija karbonāts pārvēršas šķīstošā bikarbonātā:

CaCO3 + H2O + CO2 = Ca(HCO3)2.

Kvīts. Oglekļa dioksīdu iegūst, termiski sadalot ogļskābes sāļus (karbonātus), piemēram, sadedzinot kaļķakmeni:

CaCO3 = CaO + CO2,

vai spēcīgas skābes iedarbojoties uz karbonātiem un bikarbonātiem:

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2,

NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2.

Oglekļa emisijas, sēra savienojumi nokļūst atmosfērā rūpnieciskās darbības rezultātā, enerģētikas un metalurģijas uzņēmumu darbība izraisa siltumnīcas efektu un ar to saistīto klimata sasilšanu.

Zinātnieki lēš, ka globālā sasilšana bez pasākumiem siltumnīcefekta gāzu emisiju samazināšanai nākamā gadsimta laikā būs robežās no 2 līdz 5 grādiem, kas būs bezprecedenta parādība pēdējo desmit tūkstošu gadu laikā. Klimata sasilšana un jūras līmeņa paaugstināšanās par 60-80 cm līdz nākamā gadsimta beigām novedīs pie nepieredzēta mēroga vides katastrofas, kas apdraud cilvēku kopienas degradāciju.

Ogļskābe un tās sāļi. Ogļskābe ir ļoti vāja, pastāv tikai ūdens šķīdumos un nedaudz sadalās jonos. Tāpēc CO2 ūdens šķīdumiem ir nedaudz skābas īpašības. Ogļskābes strukturālā formula:

Kā divbāze tas pakāpeniski sadalās: H2CO3H++HCO-3 HCO-3H++CO2-3

Sildot, tas sadalās oglekļa monoksīdā (IV) un ūdenī.

Kā divvērtīgā skābe tā veido divu veidu sāļus: vidējie sāļi - karbonāti, skābie sāļi - bikarbonāti. Tiem piemīt sāļu vispārējās īpašības. Sārmu metālu un amonija karbonāti un bikarbonāti labi šķīst ūdenī.

Ogļskābes sāļi- savienojumi ir stabili, lai gan pati skābe ir nestabila. Tos var iegūt, reaģējot CO2 ar bāzu šķīdumiem vai apmaiņas reakcijās:

NaOH+CO2=NaHCO3

KHCO3+KOH=K2CO3+H2O

BaCl2+Na2CO3=BaCO3+2NaCl

Sārmzemju metālu karbonāti nedaudz šķīst ūdenī. No otras puses, ogļūdeņraži ir šķīstoši. Hidrokarbonāti veidojas no karbonātiem, oglekļa monoksīda (IV) un ūdens:

CaCO3+CO2+H2O=Ca(HCO3)2

Karsējot, sārmu metālu karbonāti izkūst nesadaloties, un atlikušie karbonāti, karsējot, viegli sadalās attiecīgā metāla oksīdā un CO2:

CaCO3=CaO+CO2

Sildot, hidrokarbonāti pārvēršas karbonātos:

2NaHCO3=Na2CO3+CO2+H2O

Sārmu metālu karbonātiem ūdens šķīdumos ir ļoti sārmaina reakcija hidrolīzes dēļ:

Na2CO3+H2O=NaHCO3+NaOH

Kvalitatīva reakcija uz karbonāta jonu C2-3 un bikarbonātu HCO-3 ir to mijiedarbība ar spēcīgākām skābēm. Oglekļa monoksīda (IV) izdalīšanās ar raksturīgu “vārīšanu” norāda uz šo jonu klātbūtni.

CaCO3+2HCl=CaCl2+CO2+H2O

Izlaižot atbrīvoto CO2 caur kaļķa ūdeni, var novērot, kā šķīdums kļūst duļķains kalcija karbonāta veidošanās dēļ:

Ca(OH)2+CO2=CaCO3+H2O

Ilgstoši izplūstot CO2, šķīdums atkal kļūst caurspīdīgs, jo

bikarbonāta veidošanās: CaCO3+H2O+CO2=Ca(HCO3)2

Oglekļa mijiedarbība ar oglekļa dioksīdu notiek atbilstoši reakcijai

Aplūkojamā sistēma sastāv no divām fāzēm – cietā oglekļa un gāzes (f = 2). Trīs savstarpēji mijiedarbojošās vielas ir savstarpēji saistītas ar vienu reakcijas vienādojumu, tāpēc neatkarīgo komponentu skaits k = 2. Saskaņā ar Gibsa fāzes likumu sistēmas brīvības pakāpju skaits būs vienāds ar

C = 2 + 2 – 2 = 2.

Tas nozīmē, ka CO un CO 2 līdzsvara koncentrācijas ir temperatūras un spiediena funkcijas.

Reakcija (2.1) ir endotermiska. Tāpēc saskaņā ar Le Šateljē principu temperatūras paaugstināšanās novirza reakcijas līdzsvaru papildu CO daudzuma veidošanās virzienā.

Kad notiek reakcija (2.1), tiek patērēts 1 mols CO 2, kura tilpums normālos apstākļos ir 22400 cm 3, un 1 mols cietā oglekļa ar tilpumu 5,5 cm 3. Reakcijas rezultātā veidojas 2 moli CO, kura tilpums normālos apstākļos ir 44800 cm 3.

No iepriekš minētajiem datiem par reaģentu tilpuma izmaiņām reakcijas laikā (2.1.) izriet:

1. Aplūkojamo transformāciju pavada mijiedarbojošo vielu apjoma pieaugums. Tāpēc, saskaņā ar Le Chatelier principu, spiediena palielināšanās veicinās reakciju uz CO 2 veidošanos.
2. Cietās fāzes tilpuma izmaiņas ir niecīgas, salīdzinot ar gāzes tilpuma izmaiņām. Tāpēc neviendabīgām reakcijām, kurās iesaistītas gāzveida vielas, ar pietiekamu precizitāti varam pieņemt, ka mijiedarbojošo vielu tilpuma izmaiņas nosaka tikai gāzveida vielu molu skaits reakcijas vienādojuma labajā un kreisajā pusē.

Reakcijas (2.1) līdzsvara konstante tiek noteikta pēc izteiksmes

Ja, nosakot oglekļa aktivitāti, par standarta stāvokli ņemam grafītu, tad a C = 1

Reakcijas (2.1) līdzsvara konstantes skaitlisko vērtību var noteikt pēc vienādojuma

Dati par temperatūras ietekmi uz reakcijas līdzsvara konstantes vērtību sniegti 2.1. tabulā.

2.1. tabula– reakcijas (2.1) līdzsvara konstantes vērtības dažādās temperatūrās

No dotajiem datiem ir skaidrs, ka aptuveni 1000K (700 o C) temperatūrā reakcijas līdzsvara konstante ir tuvu vienībai. Tas nozīmē, ka mērenās temperatūrās reakcija (2.1) ir gandrīz pilnībā atgriezeniska. Augstās temperatūrās reakcija notiek neatgriezeniski, veidojot CO, un zemā temperatūrā pretējā virzienā.

Ja gāzes fāze sastāv tikai no CO un CO 2, izsakot mijiedarbībā esošo vielu parciālos spiedienus to tilpuma koncentrācijās, vienādojumu (2.4) var reducēt līdz formai.

Rūpnieciskos apstākļos CO un CO 2 iegūst oglekļa mijiedarbības ar skābekli gaisā vai ar skābekli bagātinātas sprādziena rezultātā. Tajā pašā laikā sistēmā parādās vēl viens komponents - slāpeklis. Slāpekļa ievadīšana gāzu maisījumā ietekmē CO un CO 2 līdzsvara koncentrāciju attiecību līdzīgi kā spiediena pazemināšanās.

No (2.6) vienādojuma ir skaidrs, ka līdzsvara gāzes maisījuma sastāvs ir temperatūras un spiediena funkcija. Tāpēc (2.6) vienādojuma risinājums tiek grafiski interpretēts, izmantojot virsmu trīsdimensiju telpā koordinātēs T, Ptot un (%CO). Šādu atkarību ir grūti uztvert. Daudz ērtāk to attēlot līdzsvara gāzu maisījuma sastāva atkarības veidā no viena no mainīgajiem lielumiem, kad otrais no sistēmas parametriem ir nemainīgs. Kā piemēru 2.1. attēlā parādīti dati par temperatūras ietekmi uz līdzsvara gāzes maisījuma sastāvu pie Ptot = 10 5 Pa.

Ņemot vērā zināmo gāzu maisījuma sākotnējo sastāvu, reakcijas virzienu (2.1) var spriest, izmantojot vienādojumu

Ja spiediens sistēmā paliek nemainīgs, sakarību (2.7) var samazināt līdz formai

2.1.attēls– Gāzes fāzes līdzsvara sastāva reakcijai C + CO 2 = 2CO atkarība no temperatūras pie P CO + P CO 2 = 10 5 Pa.

Gāzu maisījumam, kura sastāvs atbilst punktam a 2.1. attēlā, . Kurā

un G > 0. Tādējādi punkti virs līdzsvara līknes raksturo sistēmas, kuru pieeja termodinamiskā līdzsvara stāvoklim notiek reakcijas ceļā

Līdzīgi var parādīt, ka punkti zem līdzsvara līknes raksturo sistēmas, kuras reakcijas rezultātā tuvojas līdzsvara stāvoklim

Iedomāsimies šādu situāciju:

Jūs strādājat laboratorijā un esat nolēmis veikt eksperimentu. Lai to izdarītu, jūs atvērāt skapi ar reaģentiem un pēkšņi vienā no plauktiem ieraudzījāt šādu attēlu. Divām reaģentu burciņām tika noņemtas etiķetes, un tās droši palika guļam tuvumā. Tajā pašā laikā vairs nav iespējams precīzi noteikt, kura burka kurai etiķetei atbilst, un vielu ārējās pazīmes, pēc kurām tās varētu atšķirt, ir vienādas.

Šajā gadījumā problēmu var atrisināt, izmantojot t.s kvalitatīvas reakcijas.

Kvalitatīvas reakcijas Tās ir reakcijas, kas ļauj atšķirt vienu vielu no citas, kā arī noskaidrot nezināmu vielu kvalitatīvo sastāvu.

Piemēram, ir zināms, ka dažu metālu katjoni, pievienojot degļa liesmai to sāļus, iekrāso to noteiktā krāsā:

Šī metode var darboties tikai tad, ja atšķiramās vielas maina liesmas krāsu atšķirīgi vai viena no tām nemaina krāsu vispār.

Bet, teiksim, kā laime, nosakāmās vielas liesmu nekrāso vai iekrāso to tādā pašā krāsā.

Šādos gadījumos vielas būs jānošķir, izmantojot citus reaģentus.

Kādā gadījumā mēs varam atšķirt vienu vielu no citas, izmantojot jebkuru reaģentu?

Ir divas iespējas:

• Viena viela reaģē ar pievienoto reaģentu, bet otra nereaģē. Šajā gadījumā ir jābūt skaidri redzamam, ka vienas no izejvielām reakcija ar pievienoto reaģentu patiešām notikusi, tas ir, tiek novērota kāda ārēja tās pazīme - izveidojās nogulsnes, izdalījās gāze, mainījās krāsa. utt.

Piemēram, nav iespējams atšķirt ūdeni no nātrija hidroksīda šķīduma, izmantojot sālsskābi, neskatoties uz to, ka sārmi labi reaģē ar skābēm:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

Tas ir saistīts ar to, ka nav ārēju reakcijas pazīmju. Dzidrs, bezkrāsains sālsskābes šķīdums, sajaucot ar bezkrāsainu hidroksīda šķīdumu, veido tādu pašu dzidru šķīdumu:

Bet, no otras puses, ūdeni var atšķirt no sārmu ūdens šķīduma, piemēram, izmantojot magnija hlorīda šķīdumu - šajā reakcijā veidojas baltas nogulsnes:

2NaOH + MgCl 2 = Mg(OH) 2 ↓+ 2NaCl

2) vielas var arī atšķirt vienu no otras, ja tās abas reaģē ar pievienoto reaģentu, bet to dara dažādi.

Piemēram, jūs varat atšķirt nātrija karbonāta šķīdumu no sudraba nitrāta šķīduma, izmantojot sālsskābes šķīdumu.

Sālsskābe reaģē ar nātrija karbonātu, izdalot bezkrāsainu, bez smaržas gāzi – oglekļa dioksīdu (CO 2):

2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2

un ar sudraba nitrātu, veidojot baltas sierveidīgas nogulsnes AgCl

HCl + AgNO 3 = HNO 3 + AgCl↓

Tālāk redzamajās tabulās ir parādītas dažādas iespējas noteiktu jonu noteikšanai:

Kvalitatīvas reakcijas uz katjoniem

Kvalitatīvas reakcijas uz anjoniem

Anjons	Trieciens vai reaģents	Reakcijas pazīme. Reakcijas vienādojums
SO 4 2-	Ba 2+	Baltu, skābēs nešķīstošu nogulšņu nogulsnes: Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓
NO 3 −	1) Pievieno H 2 SO 4 (konc.) un Cu, karsē 2) H 2 SO 4 + FeSO 4 maisījums	1) Zilā šķīduma veidošanās, kas satur Cu 2+ jonus, brūnās gāzes (NO 2) izdalīšanās 2) Nitrozo-dzelzs (II) sulfāta 2+ krāsas izskats. Krāsa svārstās no violetas līdz brūnai (brūna gredzena reakcija)
PO 4 3-	Ag+	Gaiši dzeltenu nokrišņu nokrišņi neitrālā vidē: 3Ag + + PO 4 3- = Ag 3 PO 4 ↓
CrO 4 2-	Ba 2+	Dzeltenu nogulšņu veidošanās, kas nešķīst etiķskābē, bet šķīst HCl: Ba 2+ + CrO 4 2- = BaCrO 4 ↓
S 2-	Pb 2+	Melnas nogulsnes: Pb 2+ + S 2- = PbS↓
CO 3 2-		1) Baltu, skābēs šķīstošu nogulsņu nogulsnēšanās: Ca 2+ + CO 3 2- = CaCO 3 ↓ 2) Bezkrāsainas gāzes izdalīšanās (“vārīšanās”), kas izraisa kaļķa ūdens duļķainību: CO 3 2- + 2H + = CO 2 + H 2 O
CO2	Kaļķu ūdens Ca(OH) 2	Baltu nogulšņu nogulsnēšana un to izšķīdināšana ar turpmāku CO 2 pāreju: Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2
SO 3 2-	H+	SO 2 gāzes emisija ar raksturīgu asu smaku (SO 2): 2H + + SO 3 2- = H 2 O + SO 2
F -	Ca2+	Baltas nogulsnes: Ca 2+ + 2F − = CaF 2 ↓
Cl −	Ag+	Baltu sierveidīgu nogulšņu nogulsnes, kas nešķīst HNO 3, bet šķīst NH 3 ·H 2 O (konc.): Ag + + Cl − = AgCl↓ AgCl + 2 (NH 3 · H 2 O) = ) Jaunākie materiāli sadaļā: