Kakšna je kvalitativna reakcija na ogljikov dioksid. Fizikalne in kemijske lastnosti ogljikovega dioksida

Ogljikov dioksid, ogljikov monoksid, ogljikov dioksid - vse to so imena za eno snov, ki nam je znana kot ogljikov dioksid. Kakšne lastnosti ima torej ta plin in kakšna so njegova področja uporabe?

Ogljikov dioksid in njegove fizikalne lastnosti

Ogljikov dioksid je sestavljen iz ogljika in kisika. Formula za ogljikov dioksid izgleda takole - CO₂. V naravi nastaja pri zgorevanju ali razpadu organskih snovi. Tudi vsebnost plina v zraku in mineralnih vrelcih je precej visoka. Poleg tega ljudje in živali ob izdihu oddajajo tudi ogljikov dioksid.

riž. 1. Molekula ogljikovega dioksida.

Ogljikov dioksid je popolnoma brezbarven plin in ga ni mogoče videti. Prav tako nima vonja. Vendar pa lahko pri visokih koncentracijah oseba razvije hiperkapnijo, to je zadušitev. Pomanjkanje ogljikovega dioksida lahko povzroči tudi zdravstvene težave. Zaradi pomanjkanja tega plina se lahko razvije nasprotno stanje kot zadušitev - hipokapnija.

Če postavite ogljikov dioksid v nizke temperaturne pogoje, potem pri -72 stopinjah kristalizira in postane kot sneg. Zato se ogljikov dioksid v trdnem stanju imenuje "suh sneg".

riž. 2. Suh sneg – ogljikov dioksid.

Ogljikov dioksid je 1,5-krat gostejši od zraka. Njegova gostota je 1,98 kg/m³, kemijska vez v molekuli ogljikovega dioksida je polarna kovalentna. Polarna je zaradi dejstva, da ima kisik višjo vrednost elektronegativnosti.

Pomemben koncept pri preučevanju snovi sta molekulska in molska masa. Molska masa ogljikovega dioksida je 44. To število je sestavljeno iz vsote relativnih atomskih mas atomov, ki sestavljajo molekulo. Vrednosti relativnih atomskih mas so vzete iz tabele D.I. Mendelejeva in so zaokrožene na cela števila. V skladu s tem je molska masa CO₂ = 12+2*16.

Za izračun masnih deležev elementov v ogljikovem dioksidu je treba upoštevati formulo za izračun masnih deležev vsakega kemičnega elementa v snovi.

n– število atomov ali molekul.
A r– relativna atomska masa kemijskega elementa.
gospod– relativna molekulska masa snovi.
Izračunajmo relativno molekulsko maso ogljikovega dioksida.

Mr(CO₂) = 14 + 16 * 2 = 44 w(C) = 1 * 12 / 44 = 0,27 ali 27 % Ker formula ogljikovega dioksida vključuje dva atoma kisika, potem je n = 2 w(O) = 2 * 16 / 44 = 0,73 ali 73 %

Odgovor: w(C) = 0,27 ali 27 %; w(O) = 0,73 ali 73 %

Kemijske in biološke lastnosti ogljikovega dioksida

Ogljikov dioksid ima kisle lastnosti, ker je kisli oksid, in ko se raztopi v vodi, tvori ogljikovo kislino:

CO₂+H2O=H2CO3

Reagira z alkalijami, pri čemer nastanejo karbonati in bikarbonati. Ta plin ne gori. V njem gorijo samo nekatere aktivne kovine, na primer magnezij.

Pri segrevanju ogljikov dioksid razpade na ogljikov monoksid in kisik:

2CO₃=2CO+O3.

Tako kot drugi kisli oksidi tudi ta plin zlahka reagira z drugimi oksidi:

СaO+Co₃=CaCO₃.

Ogljikov dioksid je del vseh organskih snovi. Kroženje tega plina v naravi poteka s pomočjo proizvajalcev, porabnikov in razkrojevalcev. V procesu življenja človek proizvede približno 1 kg ogljikovega dioksida na dan. Ko vdihnemo, prejmemo kisik, vendar se v tem trenutku v alveolih tvori ogljikov dioksid. V tem trenutku pride do izmenjave: kisik vstopi v kri, ogljikov dioksid pa izstopi.

Ogljikov dioksid nastaja med proizvodnjo alkohola. Ta plin je tudi stranski produkt pri proizvodnji dušika, kisika in argona. Uporaba ogljikovega dioksida je nujna v živilski industriji, kjer ogljikov dioksid deluje kot konzervans, ogljikov dioksid pa se v tekoči obliki nahaja v gasilnih aparatih.

OPREDELITEV

Ogljikov dioksid(ogljikov dioksid, ogljikov anhidrid, ogljikov dioksid) – ogljikov monoksid (IV).

Formula – CO 2. Molska masa – 44 g/mol.

Kemijske lastnosti ogljikovega dioksida

Ogljikov dioksid spada v razred kislih oksidov, tj. Pri interakciji z vodo tvori kislino, imenovano ogljikova kislina. Ogljikova kislina je kemično nestabilna in v trenutku nastanka takoj razpade na svoje sestavine, tj. Reakcija med ogljikovim dioksidom in vodo je reverzibilna:

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

Pri segrevanju ogljikov dioksid razpade na ogljikov monoksid in kisik:

2CO 2 = 2CO + O 2.

Kot za vse kisle okside so za ogljikov dioksid značilne reakcije medsebojnega delovanja z bazičnimi oksidi (ki jih tvorijo le aktivne kovine) in bazami:

CaO + CO 2 = CaCO 3;

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

CO 2 + NaOH (razredčen) = NaHCO 3 ;

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

Ogljikov dioksid ne podpira gorenja, v njem gorijo le aktivne kovine:

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

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

Ogljikov dioksid reagira s preprostimi snovmi, kot sta vodik in ogljik:

CO 2 + 4H 2 = CH 4 + 2H 2 O (t, kat = Cu 2 O);

CO 2 + C = 2CO (t).

Ko ogljikov dioksid reagira s peroksidi aktivnih kovin, nastanejo karbonati in sprosti kisik:

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

Kvalitativna reakcija na ogljikov dioksid je reakcija njegove interakcije z apneno vodo (mleko), tj. s kalcijevim hidroksidom, v katerem nastane bela oborina - kalcijev karbonat:

CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O.

Fizikalne lastnosti ogljikovega dioksida

Ogljikov dioksid je plinasta snov brez barve in vonja. Težji od zraka. Termično stabilen. Pri stiskanju in ohlajanju zlahka prehaja v tekoče in trdno stanje. Ogljikov dioksid v trdnem agregatnem stanju se imenuje "suhi led" in zlahka sublimira pri sobni temperaturi. Ogljikov dioksid je v vodi slabo topen in z njo delno reagira. Gostota – 1,977 g/l.

Proizvodnja in uporaba ogljikovega dioksida

Obstajajo industrijske in laboratorijske metode za pridobivanje ogljikovega dioksida. Tako ga v industriji pridobivajo z žganjem apnenca (1), v laboratoriju pa z delovanjem močnih kislin na soli ogljikove kisline (2):

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

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

Ogljikov dioksid se uporablja v prehrambeni (karbonizacija limonade), kemični (nadzor temperature pri proizvodnji sintetičnih vlaken), metalurški (varstvo okolja, kot je padavina rjavega plina) in drugih industrijah.

Primeri reševanja problemov

PRIMER 1

Kvalitativna reakcija za odkrivanje ogljikovega dioksida je motnost apnene vode:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O.

Na začetku reakcije nastane bela oborina, ki pri daljšem prehajanju CO2 skozi apneno vodo izgine, ker netopen kalcijev karbonat se spremeni v topen bikarbonat:

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

potrdilo o prejemu. Ogljikov dioksid se pridobiva s toplotno razgradnjo soli ogljikove kisline (karbonatov), ​​na primer z žganjem apnenca:

CaCO3 = CaO + CO2,

ali z delovanjem močnih kislin na karbonate in bikarbonate:

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2,

NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2.

Ogljikovi izpusti, žveplove spojine v ozračje kot posledica industrijske dejavnosti, delovanja energetskih in metalurških podjetij vodijo do pojava učinka tople grede in s tem povezanega segrevanja podnebja.

Znanstveniki ocenjujejo, da bo globalno segrevanje brez ukrepov za zmanjšanje izpustov toplogrednih plinov v naslednjem stoletju znašalo od 2 do 5 stopinj, kar bo pojav brez primere v zadnjih deset tisoč letih. Ogrevanje podnebja in zvišanje morske gladine za 60-80 cm do konca naslednjega stoletja bosta povzročila okoljsko katastrofo brez primere, ki ogroža degradacijo človeške skupnosti.

Ogljikova kislina in njene soli. Ogljikova kislina je zelo šibka, obstaja samo v vodnih raztopinah in rahlo disociira na ione. Zato imajo vodne raztopine CO2 rahlo kisle lastnosti. Strukturna formula ogljikove kisline:

Kot dibazična disociira postopoma: H2CO3H++HCO-3 HCO-3H++CO2-3

Pri segrevanju razpade na ogljikov monoksid (IV) in vodo.

Kot dibazična kislina tvori dve vrsti soli: srednje velike soli - karbonate, kisle soli - bikarbonate. Kažejo splošne lastnosti soli. Karbonati in bikarbonati alkalijskih kovin in amonija so dobro topni v vodi.

Soli ogljikove kisline- spojine so stabilne, čeprav je sama kislina nestabilna. Lahko jih dobimo z reakcijo CO2 z raztopinami baz ali z reakcijami izmenjave:

NaOH+CO2=NaHCO3

KHCO3+KOH=K2CO3+H2O

BaCl2+Na2CO3=BaCO3+2NaCl

Karbonati zemeljskoalkalijskih kovin so slabo topni v vodi. Po drugi strani pa so hidrokarbonati topni. Hidrokarbonati nastanejo iz karbonatov, ogljikovega monoksida (IV) in vode:

CaCO3+CO2+H2O=Ca(HCO3)2

Pri segrevanju se karbonati alkalijskih kovin topijo, ne da bi pri tem razpadli, pri segrevanju pa preostali karbonati zlahka razpadejo na oksid ustrezne kovine in CO2:

CaCO3=CaO+CO2

Pri segrevanju se hidrokarbonati spremenijo v karbonate:

2NaHCO3=Na2CO3+CO2+H2O

Karbonati alkalijskih kovin v vodnih raztopinah imajo močno alkalno reakcijo zaradi hidrolize:

Na2CO3+H2O=NaHCO3+NaOH

Kvalitativna reakcija na karbonatni ion C2-3 in bikarbonatni ion HCO-3 je njuna interakcija z močnejšimi kislinami. Sproščanje ogljikovega monoksida (IV) z značilnim "vrenjem" kaže na prisotnost teh ionov.

CaCO3+2HCl=CaCl2+CO2+H2O

S prehajanjem sproščenega CO2 skozi apneno vodo lahko opazujete, kako raztopina postane motna zaradi tvorbe kalcijevega karbonata:

Ca(OH)2+CO2=CaCO3+H2O

Pri daljšem prehodu CO2 postane raztopina ponovno prozorna zaradi

nastanek bikarbonata: CaCO3+H2O+CO2=Ca(HCO3)2

Interakcija ogljika z ogljikovim dioksidom poteka v skladu z reakcijo

Obravnavani sistem je sestavljen iz dveh faz - trdnega ogljika in plina (f = 2). Tri medsebojno delujoče snovi so med seboj povezane z eno reakcijsko enačbo, zato je število neodvisnih komponent k = 2. Po Gibbsovem faznem pravilu bo število prostostnih stopenj sistema enako

C = 2 + 2 – 2 = 2.

To pomeni, da sta ravnotežni koncentraciji CO in CO 2 funkciji temperature in tlaka.

Reakcija (2.1) je endotermna. Zato po Le Chatelierjevem principu zvišanje temperature premakne ravnotežje reakcije v smeri tvorbe dodatne količine CO.

Pri poteku reakcije (2.1) se porabi 1 mol CO 2, ki ima pri normalnih pogojih prostornino 22400 cm 3, in 1 mol trdnega ogljika s prostornino 5,5 cm 3. Kot rezultat reakcije nastaneta 2 mola CO, katerega prostornina pri normalnih pogojih znaša 44800 cm3.

Iz zgornjih podatkov o spremembi volumna reagentov med reakcijo (2.1) sledi:

1. Obravnavano transformacijo spremlja povečanje količine medsebojno delujočih snovi. Zato bo v skladu z Le Chatelierjevim načelom povečanje tlaka spodbudilo reakcijo v smeri tvorbe CO2.
2. Sprememba prostornine trdne faze je v primerjavi s spremembo prostornine plina zanemarljiva. Zato lahko za heterogene reakcije, ki vključujejo plinaste snovi, z zadostno natančnostjo domnevamo, da je sprememba prostornine medsebojno delujočih snovi določena le s številom molov plinastih snovi na desni in levi strani reakcijske enačbe.

Ravnotežno konstanto reakcije (2.1) določimo iz izraza

Če vzamemo grafit kot standardno stanje pri določanju aktivnosti ogljika, potem je C = 1

Številčno vrednost konstante ravnotežja reakcije (2.1) lahko določimo iz enačbe

Podatki o vplivu temperature na vrednost konstante reakcijskega ravnotežja so podani v tabeli 2.1.

Tabela 2.1– Vrednosti ravnotežne konstante reakcije (2.1) pri različnih temperaturah

Iz predstavljenih podatkov je razvidno, da je pri temperaturi okoli 1000 K (700 o C) ravnotežna konstanta reakcije blizu enote. To pomeni, da je v območju zmernih temperatur reakcija (2.1) skoraj popolnoma reverzibilna. Pri visokih temperaturah poteka reakcija ireverzibilno v smeri nastanka CO, pri nizkih temperaturah pa v nasprotni smeri.

Če je plinska faza sestavljena samo iz CO in CO 2, ki izražata parcialne tlake medsebojno delujočih snovi preko njihovih prostorninskih koncentracij, lahko enačbo (2.4) zmanjšamo na obliko

V industrijskih pogojih se CO in CO 2 pridobivata kot posledica interakcije ogljika s kisikom v zraku ali pihanju, obogatenem s kisikom. Hkrati se v sistemu pojavi še ena komponenta - dušik. Vnos dušika v mešanico plinov vpliva na razmerje med ravnotežnima koncentracijama CO in CO 2 podobno kot znižanje tlaka.

Iz enačbe (2.6) je razvidno, da je sestava ravnotežne mešanice plinov funkcija temperature in tlaka. Zato je rešitev enačbe (2.6) grafično interpretirana z uporabo površine v tridimenzionalnem prostoru v koordinatah T, Ptot in (%CO). Zaznavanje takšne odvisnosti je težko. Veliko bolj priročno ga je prikazati v obliki odvisnosti sestave ravnotežne mešanice plinov od ene od spremenljivk, pri čemer je drugi parameter sistema konstanten. Kot primer so na sliki 2.1 prikazani podatki o vplivu temperature na sestavo ravnotežne mešanice plinov pri Ptot = 10 5 Pa.

Glede na znano začetno sestavo mešanice plinov lahko z enačbo ocenimo smer reakcije (2.1).

Če tlak v sistemu ostane nespremenjen, lahko razmerje (2.7) reduciramo na obliko

Slika 2.1– Odvisnost ravnotežne sestave plinske faze za reakcijo C + CO 2 = 2CO od temperature pri P CO + P CO 2 = 10 5 Pa.

Za mešanico plinov, katere sestava ustreza točki a na sliki 2.1, . pri čemer

in G > 0. Tako točke nad ravnotežno krivuljo označujejo sisteme, katerih pristop k stanju termodinamičnega ravnovesja poteka skozi reakcijo

Podobno je mogoče pokazati, da točke pod ravnotežno krivuljo označujejo sisteme, ki se približajo ravnotežnemu stanju z reakcijo

Predstavljajmo si to situacijo:

Delate v laboratoriju in ste se odločili izvesti poskus. Če želite to narediti, ste odprli omarico z reagenti in na eni od polic nenadoma zagledali naslednjo sliko. Dvema kozarcema reagentov sta bili odlepljeni nalepki in sta varno ostala v bližini. Hkrati ni več mogoče natančno določiti, kateri kozarec ustreza kateri etiketi, zunanji znaki snovi, po katerih bi jih lahko ločili, pa so enaki.

V tem primeru je težavo mogoče rešiti s t.i kvalitativne reakcije.

Kvalitativne reakcije To so reakcije, ki omogočajo razlikovanje ene snovi od druge, pa tudi ugotavljanje kvalitativne sestave neznanih snovi.

Na primer, znano je, da kationi nekaterih kovin, ko dodamo njihove soli plamenu gorilnika, le-tega obarvajo v določeno barvo:

Ta metoda lahko deluje le, če snovi, ki jih ločimo, različno spremenijo barvo plamena ali pa ena od njih sploh ne spremeni barve.

Ampak, recimo, po sreči, snovi, ki se določajo, ne obarvajo plamena ali ga obarvajo v isto barvo.

V teh primerih bo treba snovi razlikovati z drugimi reagenti.

V katerem primeru lahko ločimo eno snov od druge s katerimkoli reagentom?

Obstajata dve možnosti:

• Ena snov reagira z dodanim reagentom, druga pa ne. V tem primeru mora biti jasno vidno, da je do reakcije ene od izhodnih snovi z dodanim reagentom dejansko prišlo, to pomeni, da je opaziti nek zunanji znak - nastala je oborina, sprostil se je plin, prišlo je do spremembe barve. itd.

Na primer, nemogoče je razlikovati vodo od raztopine natrijevega hidroksida s klorovodikovo kislino, kljub dejstvu, da alkalije dobro reagirajo s kislinami:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

To je posledica odsotnosti zunanjih znakov reakcije. Bistra, brezbarvna raztopina klorovodikove kisline, če jo pomešamo z brezbarvno raztopino hidroksida, tvori enako bistro raztopino:

Po drugi strani pa lahko vodo ločite od vodne raztopine alkalije, na primer z raztopino magnezijevega klorida - v tej reakciji nastane bela oborina:

2NaOH + MgCl 2 = Mg(OH) 2 ↓+ 2NaCl

2) snovi je mogoče med seboj ločiti tudi, če obe reagirata z dodanim reagentom, vendar na različne načine.

Na primer, z raztopino klorovodikove kisline lahko ločite raztopino natrijevega karbonata od raztopine srebrovega nitrata.

Klorovodikova kislina reagira z natrijevim karbonatom in sprosti brezbarven plin brez vonja - ogljikov dioksid (CO 2 ):

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

in s srebrovim nitratom, da nastane bela sirasta oborina AgCl

HCl + AgNO 3 = HNO 3 + AgCl↓

Spodnje tabele predstavljajo različne možnosti za odkrivanje določenih ionov:

Kvalitativne reakcije na katione

Kvalitativne reakcije na anione

Anion	Udarec ali reagent	Znak reakcije. Enačba reakcije
SO 4 2-	Ba 2+	Izločanje bele oborine, netopne v kislinah: Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓
NE 3 −	1) Dodamo H 2 SO 4 (konc.) in Cu, segrejemo 2) Mešanica H 2 SO 4 + FeSO 4	1) Tvorba modre raztopine, ki vsebuje ione Cu 2+, sproščanje rjavega plina (NO 2) 2) Pojav barve nitrozo-železovega (II) sulfata 2+. Barva sega od vijolične do rjave (rjava obročasta reakcija)
PO 4 3-	Ag+	Izločanje svetlo rumene oborine v nevtralnem okolju: 3Ag + + PO 4 3- = Ag 3 PO 4 ↓
CrO 4 2-	Ba 2+	Tvorba rumene oborine, netopne v ocetni kislini, vendar topne v HCl: Ba 2+ + CrO 4 2- = BaCrO 4 ↓
S 2-	Pb 2+	Črna oborina: Pb 2+ + S 2- = PbS↓
CO 3 2-		1) Izločanje bele oborine, topne v kislinah: Ca 2+ + CO 3 2- = CaCO 3 ↓ 2) Sproščanje brezbarvnega plina ("vretje"), ki povzroči motnost apnene vode: CO 3 2- + 2H + = CO 2 + H 2 O
CO2	apnena voda Ca(OH) 2	Izločanje bele oborine in njeno raztapljanje z nadaljnjim prehodom CO 2: 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+	Emisija plina SO 2 z značilnim ostrim vonjem (SO 2): 2H + + SO 3 2- = H 2 O + SO 2
F −	Ca2+	Bela oborina: Ca 2+ + 2F − = CaF 2 ↓
Cl −	Ag+	Izločanje bele siraste oborine, netopne v HNO 3, vendar topne v NH 3 ·H 2 O (konc.): Ag + + Cl − = AgCl↓ AgCl + 2(NH 3 ·H 2 O) = ) Najnovejši materiali v razdelku: