Углерод химические свойства. Общая характеристика свойств углерода и кремния

Слайд 2

Нахождение в природе.

Среди множества химических элементов, без которых невозможно существование жизни на Земле, углерод является главным. Более 99% углерода в атмосфере содержится в виде углекислого газа. Около 97% углерода в океанах существует в растворённой форме (), а в литосфере - в виде минералов. Элементарный углерод присутствует в атмосфере в малых количествах в виде графита и алмаза, а в почве - в форме древесного угля.

Слайд 3

Положение в ПСХЭ.Общая характеристика элементов подгруппы углерода.

Главную подгруппу IV группы периодической системы Д. И. Менделеева образуют пять элементов - углерод, кремний, германий, олово и свинец. В связи с тем, что от углерода к свинцу радиус атома увеличивается, размеры атомов возрастают, способность к присоединению электронов, а, следовательно, и неметаллические свойства будут ослабевать, легкость же отдачи электронов - возрастать.

Слайд 4

Электронноестроение

В нормальном состоянии элементы этой подгруппы проявляют валентность, равную 2.При переходе в возбуждённое состояние, сопровождающееся переходом одного из s – электронов внешнего слоя в свободную ячейку p – подуровня того же уровня, все электроны наружного слоя становятся не спаренными и валентность при этом возрастает до 4.

Слайд 5

Методы получения: лабораторные и промышленные.

Углерод Неполное сжигание метана: СН4 + О2 = С + 2Н2О Оксид углерода (II) В промышленности: Оксид углерода (II) получают в особых печах, называемых газогенераторами, в результате двух последовательно протекающих реакций. В нижней части газогенератора, где кислорода достаточно, происходит полное сгорание угля и образуется оксид углерода (IV): C + O2 = CO2 + 402 кДж.

Слайд 6

По мере продвижения оксида углерода (IV) снизу вверх последний соприкасается с раскалённым углём: CO2 + C = CO – 175 кДж. Получающийся газ состоит из свободного азота и оксида углерода (II). Такая смесь называется генераторным газом. В газогенераторах иногда через раскалённый уголь продувают водяной пар: C + H2O = CO + H2 – Q, «CO + H2» - водянойгаз. В лаборатории: Действуя на муравьиную кислоту концентрированной серной кислотой, которая связывает воду: HCOOH  H2O + CO.

Слайд 7

Оксид углерода (IV) В промышленности: Побочный продукт при производстве извести: CaCO3 CaO + CO2. В лаборатории: При взаимодействии кислот с мелом или мрамором: CaCO3 + 2HCl  CaCl2 + CO2+ H2O. Карбиды Карбиды получают при помощи прокаливания металлов или их оксидов с углём.

Слайд 8

Угольная кислота Получают растворением оксида углерода (IV) в воде. Так как угольная кислота очень не прочное соединение, то эта реакция обратима:CO2 + H2O H2CO3. Кремний В промышленности: При нагревании смеси песка и угля: 2C + SiO2Si + 2CO. В лаборатории: При взаимодействии смеси чистого песка с порошком магния: 2Mg + SiO2  2MgO + Si.

Слайд 9

Кремниевая кислота Получают при действии кислот на растворы её солей. При этом она выпадает в виде студенистого осадка: Na2SiO3 + HCl  2NaCl + H2SiO3 2H+ + SiO32- H2SiO3

Слайд 10

Аллотропные видоизменения углерода.

Углерод существует в трех аллотропных модификациях: алмаз, графит и карбин.

Слайд 11

Графит.

Мягкий графит имеет слоистое строение. Непрозрачен, серого цвета с металлическим блеском. Довольно хорошо проводит электрический ток, благодаря наличию подвижных электронов. Скользок на ощупь. Одно из самых мягких среди твердых веществ. Рис.2 Модель решетки графита.

Слайд 12

Алмаз.

Алмаз - самое твердое природное вещество. Кристаллы алмазов высоко ценятся и как технический материал, и как драгоценное украшение. Хорошо отшлифованный алмаз - бриллиант. Преломляя лучи света, он сверкает чистыми, яркими цветами радуги. Самый крупный из когда-либо найденных алмазов весит 602 г, имеет длину 11 см, ширину 5 см, высоту 6 см. Этот алмаз был найден в 1905 г и носит имя «Кэллиан». Рис.1 Модель решетки алмаза.

Слайд 13

Карбин и Зеркальный углерод.

Карбин представляет собой порошок глубокого черного цвета с вкраплением более крупных частиц. Карбин - самая термодинамически устойчивая форма элементарного углерода. Зеркальный углерод имеет слоистое строение. Одна из важнейших особенностей зеркального углерода (кроме твердости, стойкости к высоким температурам и т. д.) - его биологическая совместимость с живыми тканями.

Слайд 14

Химические свойства.

Щелочи переводят кремний в соли кремниевой кислоты с выделением водорода:Si + 2КОН + H2O= К2Si03 + 2Н2 С водой углерод и кремний реагируют лишь при высоких температурах: С + Н2О ¬ СО + Н2 Si + ЗН2О = Н2SiO3 + 2Н2 Углерод в отличие от кремния непосредственно взаимодействует с водородом:С + 2Н2 = СН4

Слайд 15

Карбиды.

Соединения углерода с металлами и другими элементами, которые по отношению к углероду являются электроположительными, называются карбидами. При взаимодействии карбида алюминия с водой образуется метан Al4C3 + 12H2O = 4Al (OH)3 + 3CH4 При взаимодействии с водой карбида кальция – ацетилен: CaC2 + 2H2O = Ca (OH)2 + C2H2

Тема – 20: Подгруппа углерода. Положение углерода в периодической системе. Аллотропия углерода.

Студент должен:

Знать:

· Особенности строения атом подгруппы углерода.

· Свойства, состав, получение и применений важнейших химических соединений.

Уметь:

· Характеризовать общие свойства подгруппы углерода.

· Составлять химические формулы водородных и кислородных соединений.

· Выполнять химические опыты, подтверждающие свойства изученных неметаллов.

20.1. Общая характеристика неметаллов (IV) группы

Главную подгруппу IV группы образуют элементы углерод (С), кремний (Si ), германий (Ge ), олово (Sn ), и свинец (Рb).

Электронная конфигурация внешнего электронного слоя атомов элементов этой подгруппы - ns 2 np 2 . В основ­ном (невозбужденном) состоянии на р-подуровне находятся два неспаренных электрона, которые обусловливают об­щую для всех элементов валентность, равную (II). При переходе атомов в возбужденное состояние число неспа­ренных электронов увеличивается до четырех, поэтому еще одна характерная валентность равна IV.

https://pandia.ru/text/80/150/images/image002_147.jpg" width="400" height="120">

Углерод и кремний проявляют в различных соедине­ниях как положительные, так и отрицательные степени окисления. Металлы Ge, Sn, Pb во всех соединениях про­являют положительные степени окисления, за исключе­нием водородных соединений GeH4, SnH4 и РЬН4, кото­рые весьма неустойчивы.

Из всей подгруппы только углерод образует устойчи­вое водородное соединение СН4.

Элементы главной подгруппы IV группы образуют высшие оксиды типа R02 и низшие оксиды типа RO. Характер этих оксидов различен:

20.2.Углерод

Электронная формула атома углерода - ls22s22p2. Элек­ронно - графическая формула внешнего слоя:

Возможные валентности: II, IV. Возможные степени окисления: -4, 0, +2, +4.

В большинстве своих соединений углерод имеет вален­тность IV и степень окисления +4.

Так как углерод обладает большой энергией иониза­ции и малой энергией сродства к электрону, для него не характерно образование ионных связей. Обычно углерод образует ковалентные малополярные связи.

Отличительной особенностью углерода является спо­собность его атомов соединяться друг с другом с образо­ванием углерод-углеродных цепей: линейных, разветвлен­ных и циклических:

https://pandia.ru/text/80/150/images/image005_76.jpg" width="373" height="282">

Графит - мягкое темно-серое вещество с металличес­ким блеском. Кристаллическая решетка имеет слоистое строение (рис. 15).

В плоскости одного слоя атомы углерода связаны между собой прочными ковалентными связями между собой прочными ковалентными связями и образуют шестичленные кольца. Отдельные слои графита, составленные из бесконечного множества таких колец, связаны друг с дру­гом сравнительно слабо. Расстояние между слоями в кри­сталле графита больше расстояния между соседними ато­мами в одной плоскости в 2,5 раза.

Иными словами, каждый атом углерода в кристалли­ческой решетки графита образует 3 прочные ковалентные связи с атомами углерода в том же слое, на что зат­рачивает три валентных электрона. Четвертый электрон является относительно свободным. Эти свободные элект­роны принимают участие в образовании связей между слоями, обобществляясь всеми атомами кристалла по типу металлической связи. Таким образом, кристаллическую решетку графита можно считать переходной между атом­ной и металлической решетками. Этим объясняются срав­нительно высокие электро - и теплопроводность графита.

С некоторыми оговорками (ввиду наличия примесей) к аллотропным модификациям углерода можно отнести и так называемый аморфный углерод, важнейшими пред­ставителями которого являются сажа, кокс и древесный уголь . Из древесного угля путем его обработки перегре­тым паром при высокой температуре получают активи­рованный уголь.

Искусственно получают еще одну аллотропную моди­фикацию углерода - карбин. Это порошок черного цвета с вкраплениями более крупных частиц. В карбине атомы углерода соединяются друг с другом в длинные линейные цепи двух типов: с чередованием тройных и одинарных связей... - С = С-С = С - С = С- ...и с непрерывной системой двойных связей... = С = С = С = С = ... .В последние годы небольшие количества карбина обнару­жены в природе.

20.2.2. Химические свойства углерода

При обычной температуре углерод проявляют малую химическую активность. При нагревании реакционная способность увеличивается, особенно у графита и аморф­ного углерода.

Имея на внешнем электронном слое 4 электрона, ато­мы углерода могут их отдавать, проявляя при этом вос­становительные свойства:

С0 - 4ё → С+4

С другой стороны, атомы углерода могут принимать недостающие до октета 4 электрона, проявляя при этом окислительные свойства:

С0 + 4ё → С-4.

Так как у углерода невысокая электроотрицательность (по сравнению с галогенами, кислородом, азотом и дру­гими активными неметаллами), то окислительные свой­ства его выражены значительно слабее.

1. Углерод как восстановитель

При взаимодействии с простыми веществами, образо­ванными более электроотрицательными неметаллами, углерод проявляет восстановительные свойства.

а) Предварительно нагретый углерод горит на воздухе
с выделением большого количества тепла, образуя оксид
углерода (CO2), или углекислый газ:

С + 02 = С02 + Q (T° = -394 кДж/моль).

При недостатке кислорода образуется оксид углерода (II), или угарный газ СО:

2С + 02 → 2СО.

б) Раскаленный углерод взаимодействует с серой и ее
парами, образуя дисульфид серы CS2 (сероуглерод):

С + 2S = CS2 - Q (это эндотермическая реакция)

Сероуглерод представляет собой летучую (Ткип = 46 °С) бесцветную жидкость с характерным запахом; является прекрасным растворителем жиров, масел, смол и т. д.

в) Из галогенов углерод наиболее легко взаимодействует
с фтором:

С + 2F2 = CF4 тетрафторуглерод

г) С азотом углерод непосредственно не взаимодействует.
Углерод выступает в роли восстановителя по отноше­нию к сложным веществам:

а) при пропускании водяного пара через раскаленный
уголь образуется смесь углерода (II) с водородом (водя­ной газ)

б) при высокой температуре углерод восстанавливает
металлы из их оксидов:

https://pandia.ru/text/80/150/images/image008_58.jpg" height="12">реакции показывают, что углерод по своей восстановительной способности близок к металлам.

2. Углерод как окислитель

Окислительные свойства углерод проявляет по отно­шению к металлам и водороду.

а) Существует огромное количество углеводородов СхНу, т.е. соединений углерода с водородом. Однако не­посредственное взаимодействие простых веществ С и Н2 Протекает с большим трудом при высоких температурах и давлении, в присутствии катализатора (платины или никеля). В результате этой обратимой реакции образует­ся простейший углерод - метан.

б) Несколько легче углерод взаимодействует с метал­лами, образуя карбиды металлов:

1
Са + 2С° = СаС2 карбид кальция

Карбиды металлов активно взаимодействуют с водой и кислотами.

20.3. Общая характеристика кремния

Кремний является аналогом углерода. Электронная конфигурация атома кремния:

Строениеhttps://pandia.ru/text/80/150/images/image010_52.jpg" width="150 height=57" height="57">

Как и углерод, кремний является неметаллом и про-, являет в своих соединениях и положительные, и отрица­тельные степени окисления, наиболее характерными яв­ляются следующие: -4 (силан SiH4, силициды металлов Mg2Si, Ca2Si и др.);

О (простое вещество Si) +4 (оксид кремния (IV), кремниевая кислота H2Si03 и ее соли - силикаты, галогениды кремния (IV) SiF, и др.) Наиболее устойчива для кремния степень окисления +4.

20.3.1. Нахождение в природе

Кремний - один из самых распространенных в земной коре элементов (более 25 % массы). Главная часть земной коры состоит из силикатных пород, представляющих со­бой соединения кремния с кислородом и рядом других элементов. Природные силикаты - это довольно сложные вещества. Их состав обычно изображается как соединение нескольких оксидов. Соединения, в состав которых вхо­дит оксид алюминия, называются алюмосиликатами. Та­ковы: белая глина А1203 2Si02 2Н20, полевой шпат К20 А1203 6 Si 02, слюда К20 А1203 6 Si 02 Н20.

Многие природные силикаты в чистом виде являются драгоценными камнями , например, аквамарин, изумруд, топаз и другие.

Значительная часть природного кремния представле­на оксидом кремния (IV) Si02. Свободного Si02 в земной коре около 12 %, в виде горных пород 43 %. В общей сложности более 50 % земной коры состоит из оксида кремния (IV)

Очень чистый кристаллический Si02 известен в виде минералов горного хрусталя и кварца. Кварц распростра­нен в виде песка и твердого минерала кремня (гидратиро-ванного оксида кремния (IV), или кремнезема).

Оксид кремния (IV), окрашенный различными приме­сями, образует драгоценные и полудрагоценные камниагат, аметист, яшму. В свободном виде кремний в приро­де не встречается.

20.3.2. Получение

В промышленности для получения кремния использу­ют чистый песок Si02. В электрических печах при высо­кой температуре происходит восстановления кремния из его оксида коксом (углем):

Si02 + 2C = Si + 2CO

В лаборатории в качестве восстановителей используют магний или алюминий:

Si02 + 2Mg I Si + 2MgO

3Si02 + 4A1 =° 3Si + 2A1203

Наиболее чистый кремний получают восстановлением тетрахлорида кремния водородом или цинком:

Электропроводка" href="/text/category/yelektroprovodka/" rel="bookmark">электропровод­ностью . Кристаллический кремний получают перекрис­таллизацией аморфного кремния. Аморфный кремний является более реакционноспособным, чем химически довольно инертный кристаллический кремний. Кристал­лический кремний - полупроводник, его электропровод­ность возрастает при освещении и нагревании.

20.3.4. Химические свойства

По химическим свойствам кремний во многом схож с углеродом, что объясняется одинаковой структурой внеш­него электронного слоя. При обычных условиях кремний довольно инертен, что обусловлено прочностью его крис­таллической решетки. Непосредственно при комнатной температуре он взаимодействует только с фтором. При температуре 400-600 °С кремний реагирует с хлором и бромом, а в кислороде измельченный кремний сгорает. С азотом и углеродом кремний реагирует при очень высо­ких температурах. Во всех указанных реакциях кремний играет роль восстановителя.

https://pandia.ru/text/80/150/images/image013_31.jpg" width="355 height=108" height="108">

В технике карборунд получают в электрических печах из смеси песка и кокса:

Карборунд имеет алмазоподобную кристаллическую решетку, в которой каждый атом кремния окружен че­тырьмя атомами углерода и наоборот. Ковалентные свя­зи между атомами очень прочны. Поэтому по твердости карборунд близок к алмазу. В технике карборунд приме­няют для изготовления точильных камней и шлифоваль­ных кругов.

Кремний как восстановитель взаимодействует и с не­которыми сложными веществами, например, с фтороводородом:

С другими галогеноводородами он в реакцию не всту­пает.

На холоду кремний реагирует со смесью азотной и плавиковой (HF) кислот:

https://pandia.ru/text/80/150/images/image016_27.jpg" width="230" height="38 src=">

Силан - ядовитый газ с неприятным запахом, легко самовоспламеняется на воздухе:

SiH4 + 202 = Si02 + 2Н20

20.3.4. Оксид кремния (IV ). Кремниевая кислота и ее соли

Оксид кремния (IV) Si02 (диоксид кремния, кремне­зем, ангидрид кремниевой кислоты) - твердое тугоплав­кое вещество (температура плавления 1713 °С), нераство­римое в воде; из всех кислот только фтороврдородная кис­лота постепенно разлагает его:

Si02 + 4HF = SiF4T + 2Н20

Как кислотный океид Si02 при нагревании или сплав­лении реагирует с основными оксидами, щелочами и не­которыми солями (например, карбонатами) с образова­нием кремниевойкислоты - силикатов.

Полученные искусственным путем силикаты натрия и калия - растворимое стекло - сильно гидролизованы. Их концентрированный раствор, называемый жидким стеклом, имеет сильнощелочную реакцию. Жидкое стекло применяется для изготовления несгораемых тканей, про­питки деревянных изделий, в качестве клея и т. д.

Кремниевая кислота H2Si03 относится к очень сла­бым кислотам. В воде она практически нерастворима, но легко образует коллоидные растворы. Ее можно полу­чить из растворов силикатов действием на них более силь­ных кислот: соляной, серной, уксусной и даже угольной. H2Si03 выпадает из раствора в виде студенистого осадка:

https://pandia.ru/text/80/150/images/image018_25.jpg" width="170" height="28 src=">

20.3.5. Медико-биологическое значение углерода и кремния

Углерод. Является основой для всех органических со­единений, это органоген номер один. Входит в состав клеток и тканей, всех биологически активных соедине­ний. В организме гидрокарбонаты натрия и калия с уголь­ной кислотой образуют буферную систему, участвующую в поддержании КОС (кислотно-основного состояния орга­низма). Гидрокарбонат натрия (питьевая сода) применя­ется как антацидное средство. Активированный уголь как сорбирующее средство применяют при метеоризме, пи­щевых отравлениях, а также при отравлениях алкалои­дами и солями тяжелых металлов.

Кремний входит в состав клеток эпителиальной и со­единительной тканей, печени, надпочечника, хрустали­ка глаза. Нарушение обмена кремния связывают с воз­никновением гипертонии, ревматизма, гепатита и др.

Углерод в своих соединениях проявляет валентность II и IV. Двухвалентный углерод находится в своей основной электронной конфигурации, а IV-валентный находится в возбужденной конфигурации. При переходе в возбужденное состояние электрон с 2s-орбитали занимает вакантное место на 2р-орбитали. При образовании химической связи происходит гибридизация электронных облаков. Углерод может проявлять степени окисления от -4 до +4. К неорганическим соединениям углерода относятся его оксиды, угольная кислота, её соли - карбонаты и гидрокарбонаты и карбиды.

В неорганических соединениях углерод проявляет степень окисления +4, +2, и несколько отрицательных степеней окисления в карбидах. Одной из особенностей атомов углерода является его способность образовывать цепочки неограниченной длины. Из-за этого и существует огромное число органических соединений.

Аллотропия углерода

Для углерода простого вещества характерная аллотропия . Вопрос об аллотропии углерода очень спорный, потому что открываются все новые и новые аллотропные модификации углерода. Уголь и сажа аллотропной модификацией углерода сейчас уже не считаются, так как они не имеют четкой молекулярной структуры. Подробно рассмотрим графит и алмаз. Рис. 2-5. Эти вещества отличаются друг от друга не только по внешнему виду, но и по своим свойствам. Причиной отличия алмаза от графита является различие в кристаллических решетках этих веществ.

В кристалле алмаза каждый атом углерода находится в sp3-гибридизации и образует 4 равноценные «сигма» σ -связи с атомами углерода. Эти связи направлены к вершинам тетраэдра. Симметричность и прочность С-С связи в кристалле алмаза обуславливает его исключительную прочность и отсутствие электронной проводимости.

В кристалле графита каждый атом углерода находится в sp2-гибридизации и образует 3 равноценные σ-связи с соседними атомами углерода в одной плоскости под углом 1200. В этой плоскости образуется слой, состоящий из шестичленных колец. Кроме того каждый атом углерода имеет один неспаренный электрон, находящийся на не гибридизованной р-орбитали, перпендикулярной плоскости слоя. Эти электроны образуют общую систему π-связей. Связь между слоями осуществляется за счет относительно слабых межмолекулярных сил. И эти связи между слоями гораздо менее прочны, чем связи между атомами внутри слоя. Это обуславливает способность графита легко расслаиваться, его мягкость, металлический блеск, электропроводность и большую по сравнению с алмазом химическую активность.

Можно осуществлять переходы между различными аллотропными модификациями углерода. Графит при температуре около 20000С и огромном давлении до 50 тыс. атм. под действием никелевого катализатора может частично переходить в алмаз. Такие алмазы пригодны только для технических целей, так как они очень мелкие и содержат большое количество примесей и дефектов.

Реакционно-способными модификациями углерода являются уголь и сажа. Для углерода характерна окислительно-восстановительная двойственность.

Углерод - восстановитель

С + О2СО2 (6000С - 7000С)

2С + О2 СО (более 10000С)

C(кокс) + СuO Cu + CO

2C(кокс) + SnO2 Sn + 2CO

C + H2O ⇄ CO + H2

При нагревании углерод реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами.

С + 2H2SO4 CO2 + 2SO2 + 2H2O

С + 4HNO3 CO2 + 4NO2 + 2H2O

Углерод - окислитель

С + Н2 CH4 (10МПа)

С + Si SiC (10000С - 12000С) (карбид кремния или карборунд)

Образование карбидов

При высокой температуре уголь взаимодействует с металлами, образуя карбиды.

2С + Сa CaC2 (ацетиленид)

3С + 4Al Al4C3 (метанид)

CaC2 + 2Н2О = Сa(OH)2 + C2H2

Al4C3 + 12Н2О = 4Al(OH)3 + 3CH4

Оксид углерода (II )

Это вещество молекулярного строения. Связь ковалентная полярная - тройная. Две общие электронные пары образованы по обменному механизму, а третья - по донорно-акцепторному. Молекулы СО содержат активную неподеленную электронную пару. Рис. 6. Она может выступать как донор этой электронной пары. Поэтому оксид углерода (II) может активно взаимодействовать с металлами.

Fe + 5CO Fe(CO)5 карбонил железа.

Карбонилы металлов - это комплексные неорганические соединения. Например, при нагревании карбонилы легко разлагаются, и таким образом можно получать высокочистые металлы. Они интересны и своими химическими свойствами.

При обычных условиях оксид углерода (II ) - это газ, без цвета и запаха, плохо растворим в воде. Угарный газ очень ядовит. Размер молекулы СО близок размером к молекуле кислорода, поэтому он может взаимодействовать с гемоглобином, давая карбоксигемоглобин. И такой комплекс уже не может переносить кислород, и значит, нарушается транспорт кислорода в крови.

Оксид углерода (II) - это несолеобразующий оксид . При обычных условиях он не взаимодействует ни с кислотами , ни с основаниями . Но при нагревании и под давлением может реагировать со щелочью .

СО + КОН ⇆ НСООК (формиат калия)

Угарный газ обладает ярко выраженными восстановительными свойствами. Восстановительные свойства выражены даже сильнее, чем у водорода. При нагревании он способен восстанавливать металлы из их оксидов. На этом основана выплавка чугуна из железных руд в домнах.

Fe2O3 + 3CO Fe + 3CO2

CO + O2 = CO2 (7000C)

Получение в лаборатории

Углекислый газ и угольная кислота

Углекислый газ СО2 - это вещество молекулярного строения. При обычных условиях - это газ без цвета и запаха, значительно тяжелее воздуха, плохо растворим в воде. При t=-780С твердый углекислый газ сублимируется. На этом основано его использование в качестве удобного хладагента. Его называют «сухой лёд».

Химические свойства оксида углерода ( IV )

Углекислый газ СО2 - это кислотный оксид . Но только небольшая его часть, менее 1%, взаимодействует с водой с образованием угольной кислоты.

СО2 + Н2О → Н2СО3

Оксид углерода (IV) взаимодействует со щелочами с образованием карбонатов или гидрокарбонатов.

CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O

CO2+ NaOH = NaHCO3

Взаимодействует с основными оксидами с образованием солей.

MgO + CO2 = MgCO3

Для СО2 нехарактерны окислительные свойства. Один из немногих случаев, когда он проявляет окислительные свойства, - когда горящий магний продолжает гореть в углекислом газе

СО2 + 2Mg 2MgO + C

Качественная реакция на углекислый газ - это помутнение известковой воды, вследствие образования нерастворимых карбонатов.

Сa(OH)2 + CO2 = CaCO3↓+ H2O, но при пропускании избытка углекислого газа, карбонат переходит в растворимый гидрокарбонат, и осадок исчезает.

CaCO3↓+ СО2+ Н2О = Сa(HCO3)2

Получение СО2в лаборатории

На мел или мрамор действуют сильными кислотами.

CaCO3↓+2HCl = СО2+ Н2О+ CaCl2

Соли угольной кислоты - карбонаты и гидрокарбонаты

Соли угольной кислоты - карбонаты и гидрокарбонаты - вещества ионного строения, белого цвета, если ион металла не окрашен. Растворимые карбонаты подвергаются в водных растворах гидролизу по аниону с образованием щелочной среды.

Na2CO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH

В быту при приготовлении теста часто проводится реакция гашения соды:

NaHCO3 + CH3COOH = CH3COONa + CO2 + H2O

Карбонаты разлагаются при нагревании

CaCO3↓ CaO + CO2

Различные карбонаты встречаются в природе и имеют тривиальные названия. См. рис. 7. Многие карбонаты имеют важное практическое значение.

Кальцинированную соду применяют при производстве стекла, мыла, моющих средств, красителей, для обработки руд при получении некоторых металлов.

Питьевая сода широко используется в пищевой промышленности, медицине, быту. Питьевая сода входит в состав препаратов для огнетушителей.

Поташ применяют в производстве стекла, мыла, в фотографии.

Карбонат кальция является основным компонентом природных материалов: известняка, мела и мрамора. Эти вещества используются в строительстве. Известняк вносят в почву для снижения её кислотности и улучшения структуры.

Источники

http://www.youtube.com/watch?t=5&v=N4MlI_xeUis

http://www.youtube.com/watch?t=12&v=CRi0G8RM9lY

источник презентации - http://ppt4web.ru/khimija/uglerod.html

конспект http://interneturok.ru/ru/school/chemistry/11-klass

Углерод образует 5 аллотропных модификаций: кубический алмаз, гексагональный алмаз, графит и две формы карбина . Гексагональный алмаз найден в метеоритах (минерал лонсдейлит ) и получен искусственно при очень высоком давлении и длительном нагревании.

Алмаз – самый твердый из всех природных веществ – используют для резки стекла и для бурения горных пород. Алмаз – прозрачное, бесцветное, кристаллическое вещество, обладающее высокой светопреломляемостью. Алмазы образуют отдельные кристаллы, образующие кубическую гранецентрированную решетку – одна половина атомов в кристалле расположена в вершинах и центрах граней одного куба, а другая – в вершинах и центрах граней другого куба, смещенного относительно первого в направлении его пространственной диагонали. sp3-гибридизация . Атомы образует трехмерную тетраэдрическую сетку, где они связаны ковалентными связями.

Из простых веществ алмаз имеет максимальное число атомов, расположенных плотно друг к другу, отчего он прочный и твердый. Прочность связей в углеродных тетраэдрах (?-связи) обуславливает высокую химическую устойчивость алмаза. На него действует лишь F2и O2при 800 °C.

При сильном нагревании без доступа воздуха алмаз переходит в графит. Графит – кристаллы темно-серого цвета, со слабым металлическим блеском, маслянистый на ощупь. sp3-гибридизация . Каждый атом образует по 3 ковалентных?-связи с соседними атомами под углом 120° – образуется плоская сетка, состоящая из правильных шестиугольников, в вершинах которых находятся атомы С. Образовавшиеся слои С идут параллельно друг другу. Связи между ними слабые, их обеспечивают электроны, не участвующие в гибридизации орбиталей. Последние образуют?-связи. Связь атомов С в разных слоях носит частично металлический характер – обобществление электронов всеми атомами.

Графит обладает относительно высокой электро– и теплопроводностью, стоек к нагреванию. Из графита изготавливают карандаши.

Карбин получен синтетически? и?-формы (поликумулен ) каталитическим окислением ацетилена. Это твердые, черные вещества со стеклянным блеском. При нагревании без доступа воздуха переходят в графит.

Уголь – аморфный углерод – неупорядоченная структура графита – получается при нагревании углеродосодержащих соединений.

В природе имеется большие залежи угля.

Уголь имеет несколько сортов:

2) костяной уголь;

40. Оксиды углерода. Угольная кислота

Углерод с кислородом образует оксиды: СО, СО2, С3О2, С5О2, С6О9 и др. Оксид углерода (II) – СО . Физические свойства: угарный газ, без цвета и запаха, ядовит, в воде почти не растворим, растворим в органических растворителях, t кипения = -192 °C, t плавления = -205 °C. Химические свойства: несолеобразующий оксид. В обычных условиях малоактивен, при нагревании проявляет восстановительные свойства:

1) с кислородом: 2C+2O + O2 = 2C+4O2;

2) восстанавливает металлы из руд: C+2O + CuO = Сu + C+4O2;

3) с хлором (на свету): CO + Cl2 = COCl2(фосген);

4) с водородом: СО + Н2 = СН3ОН (метанол);

5) с серой: СО + S = СОS (сульфоксид углерода);

6) реагирует с расплавами щелочей: CO + NaOH = HCOONa (формиат натрия);

7) с переходными металлами образует карбонилы: Ni + 4CO = Ni(CO)4, Fe + 5CO = Fe(CO)5.

СО легко соединяется с гемоглобином – Hb крови, образуя карбоксигемоглобин, препятствуя переносу О2 от легких к тканям: Hb + CO = HbCO.

При вдохе воздуха карбогемоглобин распадается на исходные продукты: HbCO?Hb + CO.

Получение:

1) в лаборатории – термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H2SO4(конц.):

2) в промышленности (в газогенераторах):

Оксид углерода (IV) СO2. Физические свойства: углекислый газ, без цвета и запаха, малорастворим в воде, тяжелее воздуха, t плавления = -78,5 °C, твердый CO2 – сухой лед, не поддерживает горение.

Получение:

1) в промышленности (обжиг известняка): CaCO3?CaO + CO2;

2) действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты: CaCO3(мрамор) + 2HCl =CaCl2 + H2O + CO2; NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2.

Химические свойства: кислотный оксид, реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты:

При повышенной температуре проявляет окислительные свойства: С+4O2 + 2Mg = 2Mg+2O + C0.

Качественная реакция – помутнение известковой воды: Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3(белый осадок) + H2O.

Угольная кислота – слабая, существует в водном растворе: CO2 + H2O = H2CO3.

Соли: средние – карбонаты (С О32-), кислые – бикарбонаты, гидрокарбонаты (НС03-).

Карбонаты и гидрокарбонаты превращаются друг в друга:

Качественная реакция – «вскипание» при действии сильной кислоты: Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2; CO32-+ 2H+= H2O + CO2.

Углерод способен образовывать несколько аллотропных модификаций. Это алмаз (наиболее инертная аллотропная модификация), графит, фуллерен и карбин.

Древесный уголь и сажа представляют собой аморфный углерод. Углерод в таком состоянии не имеет упорядоченной структуры и фактически состоит из мельчайших фрагментов слоев графита. Аморфный углерод, обработанный горячим водяным паром, называют активированным углем. 1 грамм активированного угля из-за наличия в нем множества пор имеет общую поверхность более трехсот квадратных метров! Благодаря своей способности поглощать различные вещества активированный уголь находит широкое применение как наполнитель фильтров, а также как энтеросорбент при различных видах отравлений.

С химической точки зрения аморфный углерод является наиболее активной его формой, графит проявляет среднюю активность, а алмаз является крайне инертным веществом. По этой причине, рассматриваемые ниже химические свойства углерода следует прежде всего относить к аморфному углероду.

Восстановительные свойства углерода

Как восстановитель углерод реагирует с такими неметаллами как, например, кислород, галогены, сера.

В зависимости от избытка или недостатка кислорода при горении угля возможно образование угарного газа CO или углекислого газа CO 2:

При взаимодействии углерода со фтором образуется тетрафторид углерода:

При нагревании углерода с серой образуется сероуглерод CS 2:

Углерод способен восстанавливать металлы после алюминия в ряду активности из их оксидов. Например:

Также углерод реагирует и с оксидами активных металлов, однако в этом случае наблюдается, как правило, не восстановление металла, а образование его карбида:

Взаимодействие углерода с оксидами неметаллов

Углерод вступает в реакцию сопропорционирования с углекислым газом CO 2:

Одним из наиболее важных с промышленной точки зрения процессов является так называемая паровая конверсия угля . Процесс проводят, пропуская водяной пар через раскаленный уголь. При этом протекает следующая реакция:

При высокой температуре углерод способен восстанавливать даже такое инертное соединение как диоксид кремния. При этом в зависимости от условия возможно образование кремния или карбида кремния (карборунда ):

Также углерод как восстановитель реагирует с кислотами окислителями, в частности, концентрированными серной и азотной кислотами:

Окислительные свойства углерода

Химический элемент углерод не отличается высокой электроотрицательностью, поэтому образуемые им простые вещества редко проявляют окислительные свойства по отношению к другим неметаллам.

Примером таких реакций является взаимодействие аморфного углерода с водородом при нагревании в присутствии катализатора:

а также с кремнием при температуре 1200-1300 о С:

Окислительные свойства углерод проявляет по отношению к металлам. Углерод способен реагировать с активными металлами и некоторыми металлами средней активности. Реакции протекают при нагревании:

Химические свойства кремния

Кремний может существовать, как и углерод в кристаллическом и аморфном состоянии и, также, как и в случае углерода, аморфный кремний существенно более химически активен, чем кристаллический.

Иногда аморфный и кристаллический кремний, называют его аллотропными модификациями, что, строго говоря, не совсем верно. Аморфный кремний представляет собой по сути конгломерат беспорядочно расположенных друг относительно друга мельчайших частиц кристаллического кремния.

Взаимодействие кремния с простыми веществами

неметаллами

При обычных условиях кремний ввиду своей инертности реагирует только со фтором:

С хлором, бромом и йодом кремний реагирует только при нагревании. При этом характерно, что в зависимости от активности галогена, требуется и соответственно различная температура:

Так с хлором реакция протекает при 340-420 о С:

С бромом – 620-700 о С:

С йодом – 750-810 о С:

Реакция кремния с кислородом протекает, однако требует очень сильного нагревания (1200-1300 о С) ввиду того, что прочная оксидная пленка затрудняет взаимодействие:

При температуре 1200-1500 о С кремний медленно взаимодействует с углеродом в виде графита с образованием карборунда SiC – вещества с атомной кристаллической решеткой подобной алмазу и почти не уступающего ему в прочности:

С водородом кремний не реагирует.

металлами

Ввиду своей низкой электроотрицательности кремний может проявлять окислительные свойства лишь по отношению к металлам. Из металлов кремний реагирует с активными (щелочными и щелочноземельными), а также многими металлами средней активности. В результате такого взаимодействия образуются силициды:

Взаимодействие кремния со сложными веществами

С водой кремний не реагирует даже при кипячении, однако аморфный кремний взаимодействует с перегретым водяным паром при температуре около 400-500 о С. При этом образуется водород и диоксид кремния:

Из всех кислот кремний (в аморфном состоянии) реагирует только с концентрированной плавиковой кислотой:

Кремний растворяется в концентрированных растворах щелочей. Реакция сопровождается выделением водорода.