Соединения углерода с металлами степень окисления

Углерод — неметаллический элемент IV группы периодической таблицы Д.И. Менделеева, является важнейшей частью всех органических веществ в природе.

Общая характеристика элементов IVa группы

От C к Pb (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Из элементов IVа группы углерод и кремний относятся к неметаллам, германий, олово и свинец — металлы.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns2np2:

• C — 2s22p2
• Si — 3s23p2
• Ge — 4s24p2
• Sn — 5s25p2
• Pb — 6s26p2

Природные соединения

В природе углерод встречается в виде следующих соединений:

• Аллотропных модификаций — графит, алмаз, фуллерен
• MgCO3 — магнезит
• CaCO3 — кальцит (мел, мрамор)
• CaCO3*MgCO3 — доломит

Получение

Углерод получают в ходе пиролиза углеводородов (пиролиз — нагревание без доступа кислорода). Также применяется получение углеродистых соединений: древесины и каменного угля.

C2H6 → (t) C + H2 (пиролиз этана)

Химические свойства

• Реакции с неметаллами
• При нагревании углерод реагирует со многими неметаллами: водородом, кислородом, фтором.
• C + H2 → (t) CH4 (метан)
• 2С + O2 → (t) 2CO (угарный газ — продукт неполного окисления углерода, образуется при недостатке кислорода)
• С + O2 → (t) CO2 (углекислый газ — продукт полного окисления углерода, образуется при достаточном количестве кислорода)
• С + F2 → (t) CF4
• Реакции с металлами

При нагревании углерод реагирует с металлами, проявляя свои окислительные свойства. Напомню, что металлы могут принимать только положительные степени окисления.

1. Ca + C → CaC2 (карбид кальция, СО углерода = -1)
2. Al + C → Al4C3 (карбид алюминий, СО углерода -4)
3. Очевидно, что степень окисления углерода в соединении с различными металлами может отличаться.



• Восстановительные свойства
• Углерод — хороший восстановитель. С помощью него металлургическая промышленность справляется с задачей получения чистых металлов из их оксидов:
• Fe2O3 + C → Fe + CO2
• ZnO + C → Zn + CO
• FeO + C → Fe + CO
• Углерод восстанавливает не только металлы из их оксидов, но и неметаллы подобным образом:
• SiO2 + C → (t) Si + CO
• Может восстановить и собственный оксид:
• CO2 + C → CO



• Реакция с водой

Известная реакция взаимодействия угля с водяным паром, называемая также газификацией угля, торфа, сланца — крайне важна в промышленности:

C + H2O → CO↑ + H2↑

• Реакции с кислотами
1. В реакциях с кислотами углерод проявляет себя как восстановитель:
2. C + HNO3(конц.) → (t) CO2 + NO2 + H2O
3. C + HNO3 → CO2 + NO + H2O
4. C + H2SO4(конц.) → CO2 + SO2 + H2O

Оксид углерода II — СO

Оксид углерода II — продукт неполного окисления углерода. Несолеобразующий оксид. Это чрезвычайно опасное вещество часто образуется при пожарах в замкнутых помещениях, при прогревании машины в гараже.

Растворяясь в крови угарный газ (имеющий в 300 раз большее сродство к гемоглобину, чем кислород) легко выигрывает конкуренцию у кислорода и занимает его место в эритроцитах. Отравление угарным газом нередко заканчивается летальным исходом.

• Получение
• В промышленности угарный газ получают восстановлением оксида углерода IV или газификацией угля (t = 1000 °С).
• CO2 + C → (t) CO
• C + H2O → (t) CO + H2
• В лаборатории угарный газ получают при разложении муравьиной кислоты в присутствии серной:
• HCOOH → (H2SO4) CO + H2O
• Химические свойства
• Полностью окисляется до углекислого газа в реакции с кислородом, восстанавливает оксиды металлов.
• CO + O2 → CO2
• Fe2O3 + CO → Fe + CO2
• FeO + CO → Fe + CO2
• Образование карбонилов — чрезвычайно токсичных веществ.
• Fe + CO → (t) Fe(CO)5

Оксид углерода IV — CO2

Продукт полного окисления углерода. Относится к кислотным оксидам, соответствует угольной кислоте H2CO3. Бесцветный газ, без запаха.

1. Получение
2. В промышленности углекислый газ получают при разложении известняка, в ходе производства алкоголя, при спиртовом брожении глюкозы.
3. CaCO3 → (t) CaO + CO2↑
4. C6H12O6 → C2H5OH + CO2↑
5. В лабораторных условиях используют реакцию мела (мрамора) с соляной кислотой.
6. CaCO3 + HCl → CaCl2 + H2O + CO2↑
7. Углекислый газ образуется при горении органических веществ:
8. C3H8 + O2 → CO2 + H2O

Химические свойства

• Реакция с водой

В результате реакции с водой образуется нестойкая угольная кислота, которая сразу же распадается на воду и углекислый газ. CO2 + H2O ⇄ H2CO3

• Реакции с основными оксидами и основаниями
• В ходе реакций с основаниями и основными оксидами углекислый газ образует соли угольной кислоты: средние — карбонаты (при избытке основания), кислые — гидрокарбонаты (при избытке кислотного оксида).
• 2KOH + CO2 → K2CO3 + H2O (соотношение основание — кислотный оксид 2:1)
• KOH + CO2 → KHCO3 (соотношение основание — кислотный оксид 1:1)
• Na2O + CO2 → Na2CO3
• Окислительные свойства

При нагревании способен окислять металлы до их оксидов.

Zn + CO2 → (t) ZnO + CO

Угольная кислота

Слабая двухосновная кислота, существующая только в растворах, разлагается на воду и углекислый газ.

Химические свойства

• Качественная реакция

Определить наличие карбонат-иона можно с помощью кислоты: такая реакция сопровождается «закипанием» — появлением пузырьков бесцветного газа без запаха. MgCO3 + HCl → MgCl2 + CO2↑ + H2O Я не раз встречал описание реакций, связанных с этой кислотой, которое заслуживает нашего внимания. В задании было сказано, что при добавлении к раствору гидроксида кальция углекислого газа осадок появлялся, при дальнейшем пропускании углекислого газа — помутнение исчезало.

1. Это можно легко объяснить, вспомнив про способность угольной кислоты образовывать кислые соли, которые растворимы.
2. Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 (осадок выпадает)
3. CaCO3 + H2O + CO2 → Ca(HCO3)2 (осадок растворяется)
• Средние и кислые соли

Чтобы сделать из средней соли (карбоната) — кислую соль (гидрокарбонат) нужно добавить угольную кислоту. Однако написать ее формулу H2CO3 — ошибка. Ее следует записать в виде воды и углекислого газа.

• Li2CO3 + CO2 + H2O → LiHCO3 (средняя соль + кислота = кислая соль)
• Чтобы вернуть среднюю соль, следует добавить к кислой соли щелочь.
• LiHCO3 + LiOH → Li2CO3 + H2O
• Нагревание солей угольной кислоты
1. При нагревании карбонаты распадаются на соответствующий оксид металла и углекислый газ, гидрокарбонаты — на карбонат металла, углекислый газ и воду.
2. MgCO3 → (t) MgO + CO2
3. KHCO3 → (t) K2CO3 + CO2↑ + H2O

Углерод: формула, химические свойства, характеристики

Углерод — это химический элемент, неметалл, расположенный в таблице Д. И. Менделеева в главной подгруппе IV группы, во 2-м периоде, имеет порядковый номер 6.

Агрегатное состояние углерода при нормальных условиях — твердое вещество с атомной кристаллической решеткой. Молекула углерода одноатомна. Химическая формула углерода — С.

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. Нейтральный атом углерода в основном состоянии двухвалентен и имеет электронно-графическую конфигурацию 1s22s22р2.

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.

Этому возбужденному состоянию атома углерода соответствует электронная конфигурация 1s22s12p3.

Возможные валентности: II, IV.

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

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.

Получающийся при измельчении алмаза порошок применяют для шлифовки драгоценных камней. Хорошо отшлифованные прозрачные алмазы называют бриллиантами.

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.

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.

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.

Графен представляет собой тонкое и прочное вещество с высокой электропроводностью. В настоящее время он широко используется в микроэлектронике и автомобилестроении.

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.

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.

Сравнение основных аллотропных модификаций углерода

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.

Доля углерода в составе горючих ископаемых

Химические свойства углерода

Химические свойства углерода добавить в закладки

Химический элемент углерод расположен во 2-м периоде, главной подгруппе IV группы периодической системы химических элементов, наиболее характерные степени окисления –4, +2, +4.

На внешнем энергетическом уровне у углерода 4 электрона: 2 парных и 2 непарных. Это состояние атома называется основным. По числу неспаренных электронов можно сказать, что углерод проявляет валентность равную II. Однако такая валентность проявляется только в некоторых соединениях.

В органических соединениях и некоторых органических веществах углерод проявляет валентность равную IV. Эта валентность характерна для возбужденного состояния С. Из основного в возбужденное состояние, он может переходить при получении дополнительной энергии.   Один электрон с s-подуровня переходит на p-подуровень, где есть свободная орбиталь.

• Возможные степени окисления: -4, 0, +2, +4
• В связи со всем выше сказанным углерод проявляет окислительные и восстановительные свойства.
• I. Окислительные свойства

1. Свойства окислителя углерод проявляет в реакциях с металлами при высоких температурах с образованием карбидов.

    Са + 2С → CaC2  4Al + 3C → Al4C3

2. В присутствии катализатора и высоких температур протекает процесс взаимодействия углерода и водорода, при этом образуется метан.

    C + 2H2 → CH4↑

II. Восстановительные свойства

1. Как восстановитель углерод вступает в реакцию с кислородом. Продуктом реакции будет углекислый газ – при избытке кислорода, при недостатке – угарный газ.

    C + O2 → CO2↑  2C + O2 → 2CO

2. При комнатной температуре углерод вступает в реакцию взаимодействия только с одним галогеном – фтором, с образованием фторида углерода.

     C + 2F2 → CF4

3. С азотом углерод реагирует при действии электрического разряда, образуя соединение, получившее название дициан. Представляет собой бесцветный высокотоксичный и огнеопасный газ с резким запахом.

    N2 + 2C → (CN)2

4. Реакция с серой и кремнием углерода протекает при повышенных температурах. С серой продуктом реакции является сероуглерод  — бесцветная жидкость, легко воспламеняется, хороший растворитель для некоторых органических соединений.
   1.  C + 2S → CS2
   2.  С кремнием углерод образует каброрунд – соединение по твердости сравнимое с алмазом.
   3.  Si + C → SiC
5. При пропускании водяных паров через раскаленный уголь образуется оксид углерода (II) и водород. 
6. Из кислотного оксида, в данном случае оксида кремния, углерод восстанавливает кремний.
7. Углерод взаимодействует с оксидом кальция с образованием карбида кальция и угарного газа. Таким образом, углерод диспропорционирует в данной реакции.

    C + CaO → CaC2 + CO↑

8. Углерод используют для получения металлов из их оксидов (цинк, медь, железо, свинец). Это один из способов промышленного получения металлов.

    2ZnO + C → 2Zn + CO

9. Углерод в качестве восстановителя вступает в реакции со сложными веществами, проявляющими свойства окислителей. Такими веществами являются концентрированная серная и азотная кислоты. 
   •  Продуктом реакции серной кислоты и углерода являются оксид серы (IV), оксид углерода (IV) и вода.
   •  C + 2H2SO4 (конц.) → CO2↑ + 2SO2 + 2H2O
   •  Вследствие реакции углерода с азотной кислотой образуются оксид азота (IV), оксид углерода (IV) и вода.
   •  C + 4HNO3 (конц.) → CO2↑ + 4NO2 + 2H2O

Углерод — характеристика элемента и химические свойства

Характеристика углерода. Свойства простых веществ и соединений

Углерод (С) – типичный неметалл; в периодической системе находится в 2-м периоде IV группе, главной подгруппе. Порядковый номер 6, Ar = 12,011 а.е.м., заряд ядра +6.

Физические свойства: углерод образует множество аллотропных модификаций: алмаз – одно из самых твердых веществ, графит, уголь, сажа .

Атом углерода имеет 6 электронов: 1s 2 2s 2 2p 2 . Последние два электрона располагаются на отдельных р-орбиталях и являются неспаренными. В принципе, эта пара могла бы занимать одну орбиталь, но в таком случае сильно возрастает межэлектронное отталкивание. По этой причине один из них занимает 2р х , а другой, либо 2р у , либо 2р z -орбитали.

Различие энергии s- и р-подуровней внешнего слоя невелико, поэтому атом довольно легко переходит в возбужденное состояние, при котором один из двух электронов с 2s-орбитали переходит на свободную 2р. Возникает валентное состояние, имеющее конфигурацию 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . Именно такое состояние атома углерода характерно для решетки алмаза — тетраэдрическое пространственное расположение гибридных орбиталей, одинаковая длина и энергия связей.

Это явление, как известно, называют sp 3 -гибридизацией, а возникающие функции – sp 3 -гибридными . Образование четырех sp 3 -связей обеспечивает атому углерода более устойчивое состояние, чем три р—р- и одна s—s-связи.

Помимо sp 3 -гибридизации у атома углерода наблюдается также sp 2 — и sp-гибридизация . В первом случае возникает взаимное наложение s- и двух р-орбиталей. Образуются три равнозначные sp 2 — гибридных орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу.

Третья орбиталь р неизменна и направлена перпендикулярно плоскости sp 2 .

При sp-гибридизации происходит наложение орбиталей s и р. Между двумя образующимися равноценными гибридными орбиталями возникает угол 180°, при этом две р-орбитали у каждого из атомов остаются неизменными.

Аллотрорпия углерода. Алмаз и графит

В кристалле графита атомы углерода расположены в параллельных плоскостях, занимая в них вершины правильных шестиугольников. Каждый из атомов углерода связан с тремя соседними sp 2 -гибридными связями. Между параллельными плоскостями связь осуществляется за счет ван-дер-ваальсовых сил.

Свободные р-орбитали каждого из атомов направлены перпендикулярно плоскостям ковалентных связей. Их перекрыванием объясняется дополнительная π-связь между атомами углерода.

Таким образом, от валентного состояния, в котором находятся атомы углерода в веществе, зависят свойства этого вещества .

Химические свойства углерода

Наиболее характерные степени окисления: +4, +2.

При низких температурах углерод инертен, но при нагревании его активность возрастает.

Углерод как восстановитель:

• —    с кислородом C 0 + O 2 – t° =  CO 2 углекислый газ при недостатке кислорода — неполное сгорание:
• 2C 0 + O 2 – t° = 2C +2 O угарный газ
• —     со фтором С + 2F 2 = CF 4
• —    с водяным паром C 0 + H 2 O  – 1200° = С +2 O + H 2 водяной газ

—  с оксидами металлов. Таким образом выплавляют металл из руды. C 0 + 2CuO  – t° =  2Cu + C +4 O 2

—  с кислотами – окислителями: C 0 + 2H 2 SO 4 (конц.) = С +4 O 2 ­ + 2SO 2 ­ + 2H 2 O С 0 + 4HNO 3 (конц.) = С +4 O 2 ­ + 4NO 2 ­ + 2H 2 O

—  с серой образует сероуглерод: С + 2S 2 = СS 2 .

Углерод как окислитель:

1. —    с некоторыми металлами образует карбиды
2. 4Al + 3C 0 = Al 4 C 3
3. Ca + 2C 0 = CaC 2 -4
4. —     с водородом — метан (а также огромное количество органических соединений)
5. C 0 + 2H 2 = CH 4
6. — с кремнием, образует карборунд (при 2000 °C в электропечи):
7. Si + C = SiC.

Нахождение углерода в природе

Ссвободный углерод встречается в виде алмаза и графита.

В виде соединений углерод находится в составе минералов: мела, мрамора, известняка – СаСО 3 , доломита – MgCO 3 *CaCO 3 ; гидрокарбонатов – Mg(НCO 3 ) 2 и Са(НCO 3 ) 2 , СО 2 входит в состав воздуха; углерод является главной составной частью природных органических соединений – газа, нефти, каменного угля, торфа, входит в состав органических веществ, белков, жиров, углеводов, аминокислот, входящих в состав живых организмов.

Неорганические соединения углерода

Ни ионы С 4+ , ни С 4- ‑ ни при каких обычных химических процессах не образуются: в соединениях углерода имеются ковалентные связи различной полярности.

Оксид углерода (II) СО

Угарный газ; бесцветный, без запаха, малорастворим в воде, растворим в органических растворителях, ядовит, t°кип = -192°C; t пл. = -205°C.

• Получение 1)     В промышленности (в газогенераторах):
• C + O 2 = CO 2
• CO 2 + C = 2CO
• 2)     В лаборатории — термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H 2 SO 4 (конц.): HCOOH = H 2 O + CO­
• H 2 C 2 O 4 = CO­ + CO 2 ­ + H 2 O
• Химические свойства
• При обычных условиях CO инертен; при нагревании – восстановитель; несолеобразующий оксид.
• 1)     с кислородом
• 2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2
• 2)     с оксидами металлов
• C +2 O + CuO = Сu + C +4 O 2
• 3)     с хлором (на свету)
• CO + Cl 2 – hn =  COCl 2 (фосген)
• 4)     реагирует с расплавами щелочей (под давлением)
• CO + NaOH = HCOONa (формиат натрия)
• 5)     с переходными металлами образует карбонилы
• Ni + 4CO  – t° = Ni(CO) 4
• Fe + 5CO  – t° = Fe(CO) 5

Оксид углерода (IV) СO 2

Углекислый газ, бесцветный, без запаха, растворимость в воде — в 1V H 2 O растворяется 0,9V CO 2 (при нормальных условиях); тяжелее воздуха; t°пл.= -78,5°C (твёрдый CO 2 называется «сухой лёд»); не поддерживает горение.

Получение

1. Термическим разложением солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка:

CaCO 3 – t° =  CaO + CO 2

1. Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:

1. CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2 ­
2. NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2 ­
3. Химические свойства СO 2 Кислотный оксид: реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты
4. Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3
5. 2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O
6. NaOH + CO 2 = NaHCO 3
7. При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства
8. С +4 O 2 + 2Mg  – t° =  2Mg +2 O + C 0
9. Качественная реакция
10. Помутнение известковой воды:
11. Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ¯(белый осадок) + H 2 O

Оно исчезает при длительном пропускании CO 2 через известковую воду, т.к. нерастворимый карбонат кальция переходит в растворимый гидрокарбонат:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Сa(HCO 3 ) 2

Угольная кислота и её соли

• H 2 CO 3 — Кислота слабая, существует только в водном растворе:
• CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3
• Двухосновная: H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 — Кислые соли — бикарбонаты, гидрокарбонаты HCO 3 — ↔ H + + CO 3 2- Средние соли — карбонаты
• Характерны все свойства кислот.
• Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:
• 2NaHCO 3 – t° =  Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 ­
• Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 = 2NaHCO 3
• Карбонаты металлов (кроме щелочных металлов) при нагревании декарбоксилируются с образованием оксида:
• CuCO 3 – t° =  CuO + CO 2 ­
• Качественная реакция — «вскипание» при действии сильной кислоты:
• Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2 ­
• CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2 ­

Карбиды

1. Карбид кальция:
2. CaO + 3 C = CaC 2 + CO
3. CaC 2 + 2 H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2 .
4. Ацетилен выделяется при реакции с водой карбидов цинка, кадмия, лантана и церия:
5. 2 LaC 2 + 6 H 2 O = 2La(OH) 3 + 2 C 2 H 2 + H 2 .

6. Be 2 C и Al 4 C 3 разлагаются водой с образованием метана:
7. Al 4 C 3 + 12 H 2 O = 4 Al(OH) 3 = 3 CH 4 .
8. В технике применяют карбиды титана TiC, вольфрама W 2 C (твердые сплавы), кремния SiC (карборунд – в качестве абразива и материала для нагревателей).

Цианиды

получают при нагревании соды в атмосфере аммиака и угарного газа:

Na 2 CO 3 + 2 NH 3 + 3 CO = 2 NaCN + 2 H 2 O + H 2 + 2 CO 2

Синильная кислота HCN – важный продукт химической промышленности, широко применяется в органическом синтезе. Ее мировое производство достигает 200 тыс. т в год. Электронное строение цианид-аниона аналогично оксиду углерода (II), такие частицы называют изоэлектронными:

• C = O: [:C = N:] –
• Цианиды (0,1-0,2%-ный водный раствор) применяют при добыче золота:
• 2 Au + 4 KCN + H 2 O + 0,5 O 2 = 2 K[Au(CN) 2 ] + 2 KOH.
• При кипячении растворов цианидов с серой или сплавлении твердых веществ образуются роданиды : KCN + S = KSCN.
• При нагревании цианидов малоактивных металлов получается дициан:  Hg(CN) 2 = Hg + (CN) 2 . Растворы цианидов окисляются до цианатов :
• 2 KCN + O 2 = 2 KOCN.
• Циановая кислота существует в двух формах:
• H-N=C=O; H-O-C = N:

В 1828 г. Фридрих Вёлер (1800-1882) получил из цианата аммония мочевину: NH 4 OCN = CO(NH 2 ) 2 при упаривании водного раствора.

Это событие обычно рассматривается как победа синтетической химии над «виталистической теорией».

Существует изомер циановой кислоты – гремучая кислота

H-O-N=C. Ее соли (гремучая ртуть Hg(ONC) 2 ) используются в ударных воспламенителях.

Синтез мочевины (карбамида):

CO 2 + 2 NH 3 = CO(NH 2 ) 2 + H 2 O.  При 130 0 С и 100 атм.

Мочевина является амидом угольной кислоты, существует и ее «азотный аналог» – гуанидин.

Карбонаты

Важнейшие неорганические соединения углерода – соли угольной кислоты (карбонаты). H 2 CO 3 – слабая кислота (К 1 =1,3·10 -4 ; К 2 =5·10 -11 ).

Карбонатный буфер поддерживает углекислотное равновесие в атмосфере. Мировой океан обладает огромной буферной емкостью, потому что он является открытой системой.

Основная буферная реакция – равновесие при диссоциации угольной кислоты:

1. H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 — .
2. При понижении кислотности происходит дополнительное поглощение углекислого газа из атмосферы с образованием кислоты: CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .
3. При повышении кислотности происходит растворение карбонатных пород (раковины, меловые и известняковые отложения в океане); этим компенсируется убыль гидрокарбонатных ионов:
4. H + + CO 3 2- ↔  HCO 3 —
5. CaCO 3 (тв.) ↔  Ca 2+ + CO 3 2-

Твердые карбонаты переходят в растворимые гидрокарбонаты. Именно этот процесс химического растворения избыточного углекислого газа противодействует «парниковому эффекту» – глобальному потеплению из-за поглощения углекислым газом теплового излучения Земли. Примерно треть мирового производства соды (карбонат натрия Na 2 CO 3 ) используется в производстве стекла.

Углерод

• Глава 15. ЭЛЕМЕНТЫ IV ГРУППЫ
• IVА-группа: углерод С 2s22p2, кремний Si 3s23p2 и элементыподгруппы германия – герма­ний Ge 4s24p2, олово Sn 5s25p2, свинец Pb 6s26p2.
• IVВ-группа (подгруппа титана) – титан Ti 3d24s2, цирконий Zr 4d25s2, гафний Hf 5d26s2, резерфордий Rf 6d27s2.
• В большинстве неорганических соединений углерод проявляет степени окисления –4, +4, +2.

В природе содержание углерода составляет 0,15% (мол.

доли) и находится в основном в составе карбонатных минералов (прежде всего известняка и мрамора СаСО3, магнезита МgСО3, доломита МgСО3∙СаСО3, сидерита FeСО3), каменного угля, нефти, природного газа, а также в виде графита и реже алмаза. Углерод – главная составная часть живых организмов.

Простые вещества.

Простые вещества элемента углерода имеют полимерное строе­ние, и в соответствии с характерными гибридными состояниями орбиталей атомы углерода могут объединяться в полимерные образования координационной (sp3), слоистой (sp2) и линейной (sp) структуры, что соответствует типам простых веществ: алмаз (β-С), графит (α-С) и карбин (С2)n. В 1990 г. получена четвертая модификация углерода – фуллерен С60 и С70.

Алмаз – бесцветное кристаллическое вещество с кубической решеткой, в которой каждый атом углерода связан σ-связями с четырьмя соседними – это обусловливает исключительную твердость и отсутствие электронной проводимости в обычных условиях.

Карбин – черный порошок с гексагональной решеткой, построенной из прямолинейных σ- и π-связей: –С≡С–С≡С–С≡ (полиин) или =С=С=С=С=С= (поликумулен).

Графит – устойчивая форма существования элемента углерода; серо-черный, с металлическим блеском, жирный на ощупь, мягкий неметалл, обладает проводимостью. При обычной температуре весьма инертен.

При высоких температурах непосредственно взаимодействует с многи­ми металлами и неметаллами (водородом, кислородом, фтором, серой). Типичный восстановитель; реагирует с водяным паром, концентрированной азотной и серной кислотами, оксидами металлов.

В «аморфном» состоянии (уголь, кокс, сажа) легко сгорает на воздухе.

1. C + H2O(пар, 800-1000°С) = CO + H2
2. C + 2H2SO4(конц.) = CO2↑ + 2SO2↑ + 2H2O
3. C + 4HNO3(конц.) = CO2↑ + 4NO2↑ + 2H2O
4. C + 2H2(600°С, kat. Pt) = CH4
5. C + O2(600-700°С) = CO2
6. 2C + O2(выше 1000°С) = 2CO
7. 2С + Ca(550°С) = CaC2
8. С + 2PbO(600°С) = 2Pb + CO2
9. C + 2F2(выше 900°С) = CF4

Вследствие очень высокой энергии актива­ции превращения модификаций углерода возможны лишь при особых условиях. Так, алмаз превращается в графит при нагревании до 1000–1500°С (без доступа воздуха). Переход графита в алмаз требует очень высокого давления (6∙109–10∙1010 Па); освоен метод получения алмаза при низком давлении.

C(алмаз) = С(графит) (выше 1200°С)

(C2)n(карбин) = 2nС(графит) (2300°С)

Получение и применение.Из графита изготовляют электроды, плавильные тигли, футеровку электрических печей и промышленных электролизных ванн и др. В ядерных реакторах его используют в качестве замедлителя нейтронов. Графит применяют также как смазочный материал и т. д.

Исключительная твердость алмаза обусловливает его широкое применение для обработки особо твердых материалов, при буровых работах, для вытягивания проволоки и т. д. Наиболее совершенные кристаллы алмаза используют после огранки и шлифовки для изготовления ювелирных изделий (бриллианты).

Благодаря большой адсорбционной способности древесного и животного углей (кокс, древесный уголь, костяной уголь, сажа) они применяются для очистки веществ от примесей. Кокс, получаемый при сухой переработке каменного угля, применяется главным образом в металлургии при выплавки металлов. Сажа используется в производстве черной резины, для изготовления красок, туши и т. д.

Диоксид углерода CO2 используют в производстве соды, для тушения пожаров, приготовления минеральной воды, как инертную среду при проведении различных синтезов.

Соединения с отрицательной степенью окисления. С менее электроотрицательными, чем он сам, элементами углерод дает карбиды. По­скольку для углерода характерно образовывать гомоцепи, состав боль­шинства карбидов не отвечает степени окисления углерода –4. По типу химической связи можно выделить ковалентные, ионно-ковалентные и металлические карбиды.

Ковалентные карбиды кремния SiC и бора B4C – полимерные вещества, характеризующиеся очень высокой твердостью, тугоплав­костью и химической инертностью.

Простейшим ковалентным карбидом является метан СН4 – химически весьма инертный газ; на него не действуют кислоты и щелочи, однако он легко загорается, и его смеси с воздухом чрезвычайно взрывоопасны. Метан – основной компонент природного (60–90%) рудничного и болотного газа. Богатые метаном газы используются как топливо и сырье для химического производства.

Углерод образует многообразные перкарбиды, например, некоторые простейшие углеводороды – этан С2Н6, этилен С2Н4, ацетилен С2Н2.

Ионно-ковалентные карбиды – кристаллические солеподобные вещества. При действии воды или разбавленной кислоты они разру­шаются с выделением углеводородов. Поэтому карбиды подобного типа можно рассматривать как производные соответствующих углево­дородов. Производные метана – метаниды, например, карбиды Ве2С и АlС3. Они разлагаются водой, выделяя метан:

• АlС3 + 12Н2О = 4Al(ОН)3 + 3СН4­↑
• Из солеподобных перкарбидов наиболее изучены ацетилиды типа М2+1С2, М+2С2 и М2+3(С2)3. Имеющий наибольшее значение ацетилид кальция СаС2 (называемый карбидом) получают нагреванием СаО с углем в электро­печах:
• СaO + 3C = CaC2 + CO
• Ацетилиды более или менее легко разлагаются водой с образованием ацетилена:
• СаС2 + 2Н2O = Са(ОН)2 + С2Н2↑
• Эта реакция используется в технике для получения ацетилена.

Металлическими являют­ся карбиды d-элементов IV–VIII групп. Чаще всего встречаются карбиды среднего состава МС (TiC, ZrC, HfC, VC, NbC, ТаС), М2С (Мо2С, W2С), М3С (Мn3С, Fe3С, Со3С).

Металлические карбиды входят в состав чугунов и сталей, прида­вая им твердость, износоустойчивость и другие ценные качества.

На основе карбидов вольфрама,титана и тантала производят сверхтвер­дые и тугоплавкие сплавы, применяемые для скоростной обработки металлов.

Соединения углерода (IV). Степень окисления углерода +4 прояв­ляется в его соединениях с более электроотрицательными, чем он сам, неметаллами: СНаl4, СОНаl2, СО2, COS, CS2 и анионных комплексах CO32–, COS22–, CS32–.

1. По химической природе эти соединения углерода (IV) являются кислотными. Некоторые из них взаимодействуют с водой, образуя кислоты:
2. СO2 + Н2O = Н2СО3
3. СOCl2 + 3Н2О = Н2СО3 + 2НCl
4. и с основными соединениями, образуя соли:
5. 2КОН + СO2 = К2СО3 + Н2О
6. Из тетрагалогенидов CHal4 наибольшее применение получил тетрахлор метан СCl4 в ка­честве негорючего растворителя органических веществ, а также жид­кости для огнетушителей. Его получают хлорированием сероуглерода в присутствии катализатора :
7. CS2 + Cl2 = CCl4 + S2Cl2

Смешанный фторид-хлорид углерода ССl2F2 – фреон (t кип. –30 °С) применяется в качестве хладагента в холодильных машинах и установках. Не ядовит. При попадании в атмосферу разрушает озоновый слой.

• Дисульфид углерода или сероуглерод СS2 (ядовит) получают взаимодействием паров серы с раскаленным углем: C + 2S = СS2
• Сероуглерод легко окисляется, при небольшом нагреве воспламеняется на воздухе: СS2 + 3O2 = CO2 + 2SO2
• Все оксодигалогениды (карбонилгалогениды) COHal2 значительно более реакционноспособны, чем тетрагалогениды; в частности, они легко гидролизуются:
• СОСl2 + Н2O = СO2 + 2НCl

Наибольшее применение находит СОCl2 (фосген, хлористый карбонил) – чрезвы­чайно ядовитый газ. Его широко используют в органическом синтезе.

1. Диоксид углерода CO2 (углекислый газ) в технике обычно получают термическим разложением СаСО3, а в лаборатории – действием на СаСО3 хлороводородной кислотой.
2. СаСО3 = CaO + CO2↑ СаСО3 + 2HCl = CaCl2 + CO2↑
3. Диоксид углерода легко поглощается растворами щелочей, при этом образуется соответствующий карбонат, а при избытке СО2 – гидро­карбонат:
4. Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O
5. CaCO3↓ + CO2 = Ca(HCO3)2
6. Гидрокарбонаты в отличие от карбонатов в большинстве своем раство­римы в воде.
7. Растворимость CO2 в воде невелика, некоторая часть растворенного диоксида углерода взаимодействует с водой с образованием неустойчивой средней угольной кислоты Н2СО3 (триоксокарбонат водорода).
8. Сульфидокарбонаты (IV) (тиокарбонаты) во многом напоминают триоксокарбонаты (IV). Их можно получить взаимодейст­вием сероуглерода с основными сульфидами, например:
9. К2S + СS2 = К2[СS3]
10. Водный раствор Н2СS3 – слабая тиоугольная кислота. Постепенно разлагается водой, образуя угольную кислоту и сероводород:
11. Н2СS3 + 3Н2О = Н2СО3 + 3Н2S
12. Из нитридокарбонатов важное значение имеет цианамид кальция СаСN2, получаемый окислением кар­бида кальция СаС2 азотом при нагревании:
13. СаС2 + N2 = СаСN2 + С
14. Из оксонитридокарбонатов водорода наибольшее значение имеет мочевина (карбамид) СО(NH2)2, получаемая действием СО2 на водный раствор аммиака при 130° С и 1∙107 Па:
15. СО2 + 2N3Н = СО(NH2)2 + Н2О

Мочевина применяется в качестве удобрения и для подкормки скота, как исходный продукт для получения пластических масс, фармацевтических препаратов (веронала, люминала и др.) и пр.

Сульфидонитридокарбонат (IV) водорода или тиоцианат водо­рода НSСN в водном растворе обра­зует сильную (типа НCl) тиоцианистоводородную кислоту. Тиоцианиты в основном применяют при крашении тканей; NН4SСN используют как реактив на ионы Fe3+.

Соединения углерода (II). Производные углерода (II) – это СО, СS, HCN.

Оксид углерода (II) СО (угарный газ) образуется при сгорании углерода или его соединений в недостатке кислорода, а также в результате взаимодействия оксида углерода (IV) с раскаленным углем.

СО2 + С ↔ 2СО

В молекуле СО имеется тройная связь, как в N2 и цианид-ионе CN–. В обычных условиях оксид углерода (II) химически весьма инертен. При нагревании проявляет восстановительные свойства, что широко используется в пирометаллургии.

При нагревании СО окисляется серой, при облучении или в присутствии катализатора взаимодействует с хлором и т. д.

СО + S = СOS (оксосульфид углерода IV);

CO + Cl2 = СОCl2 (оксохлорид углерода IV)

Цианид водорода HCN имеет линейную структуру H–C≡N; существует также ее таутомерная форма (изоцианид водорода) H–N≡C. Водный раствор цианида водорода – очень слабая кислота, называемая синильной или цианистоводород­ной.

• HCN – сильнейший неорганический яд.
• Цианиды проявляют восста­новительные свойства. Так, при нагревании их растворов они посте­пенно окисляются кислородом воздуха, образуя цианаты:
• 2KCN + O2 = 2KOCN
• а при кипячении растворов цианидов с серой образуются тиоцианаты (на этом основано получение тиоцианатов):
• 2KCN + S = 2KSCN

Цианид водорода применяют в органическом синтезе, NаСN и КСN – при добыче золота, для получения комплексных цианидов и т. д.

При нагревании цианидов малоактивных металлов образуется дициан (СN)2 – очень реакционноспособный ядовитый газ.

Hg(CN)2 = Hg + (CN)2↑