Соединения углерода с отрицательной степенью окисления. (см.выше п.1)

Углерод и Кремний

План.

1. Углерод как химический элемент.

2. Простые вещества. Аллотропия углерода. Адсорбция.

3. Соединения углерода с отрицательной степенью окисления.

4. Оксиды углерода.

5. Угольная кислота и ее соли.

6. Жесткость воды.

7. Кругооборот углерода в природе.

8. Кремний как химический элемент.

9. Простые вещества. Аллотропия кремния.

10. Соединения кремния с отрицательной степенью окисления.

11. Оксид кремния.

12. Кремниевая кислота и ее соли.

13. Силикаты в природе. Силикатная промышленность.

1. Углерод как химический элемент.

Положение в ПС: №6, 2 период, 4 группа, главная подгруппа, А_r = 12. Состав атома: 6p, 6e^-, 6n. Заряд ядра +6, два электронных слоя:2e^-,4е^-. Электронная формула 1s² 2s² 2p².

Радиус атома углерода маленький, на внешнем слое 4 электрона, слой не завершен, заполнен только на половину => не очень высокая ЭО, но углерод относят к неметаллам. Два e^- неспаренные => возможна валентность (II), но она проявляется только в оксиде углерода (П) - СО. Наличие свободной р-орбитали делает возможным переход S-электрона на нее и появление четырех неспаренных e^-, и тогда возможна валентность (IV). Эта валентность более характерна для углерода и проявляется практически во всех его соединениях. У атома углерода возможна отрицательная с.о. (-4), она проявляется в соединениях с металлами – карбидах и в соединениях с водородом. Но это формально. Потому что степень окисления углерода в карбидах и в водородных соединениях нельзя рассчитать по обычным правилам. Карбиды в школьной программе не изучаются, а с водородными соединениями мы познакомимся подробней в курсе органической химии. Вам пока надо знать только простейшее ЛВС углерода – метан СН₄. Положительные с.о. (+2, +4) углерод проявляет в соединениях с кислородом, азотом, серой и галогенами (кроме иода). Причем, +2 проявляется крайне редко.

Распространение в природе: углерод составляет 0,1% по массе на Земле (он не входит даже в первую десятку!). Встречается углерод и в свободном состоянии (в виде простого вещества), и в виде множества неорганических и органических соединений. По численности и разнообразию своих соединений углерод занимает в природе первое место. Это объясняется способностью его атомов образовывать между собой длинные цепи, прочностью и лабильностью этих связей, и способностью углерода легко терять и присоединять электроны. Соединения углерода с водородом и их производные мы будем изучать позже, в органической химии, а сейчас познакомимся с простыми веществами образованными этим элементом, оксидами, кислотой и солями, образованными элементом углеродом.

2. Простые вещества. Для углерода характерна аллотропия. Три основные модификации: алмаз, графит и аморфный углерод.

Алмаз: кристаллическая решетка – атомная, все четыре связи одинаковы и направлены к вершинам тетраэдра. Самое твердое вещество в природе, прозрачные бесцветные кристаллы, хрупкое, с высоким коэффициентом преломления света, плотность 3,5 г/см³, диэлектрик, не растворим. При нагревании до 1000-1500^оС (без доступа воздуха) алмаз превращается в графит. Применяют алмазы в технике (для резки, бурения, шлифовки металлов, камня, стекла и т.д.), в ювелирном деле используют (около 10% от общей добычи). Графит: кристаллическая решетка – атомная, но связи не одинаковые, три из них находятся в одной плоскости и направлены к вершинам правильного треугольника. В результате получается решетка напоминающая пчелиные соты. Четвертая связь углерода не локализована. Поэтому графит имеет металлический блеск и хорошо проводит электрический ток и тепло. Он мягок, плотность 2,1-2,5 г/см³, структура слоистая, нерастворим в воде. Самая устойчивая при н.у. аллотропическая модификация. Графит можно превратить в алмаз при температуре около 3000^оС и давлении порядка 100 000 атм. (1955г, США, Швеция). Применяют графит для изготовления электродов (аккумуляторы, гальвано-технологии и т.д.), как смазочный материал (при очень низких и очень высоких температурах), замедлитель нейтронов в АЭС, для рисования. В природе встречается достаточно часто, но этого технике не хватает. Графит получают из каменного угля при нагревании до 3000^оС без доступа воздуха.

Карбин: кристаллическая решетка построена из линейных цепочек. Полупроводник. Черный порошок, плотность 1,9 г/см³. Встречается в природе очень редко. При нагревании до 2800^оС (без доступа воздуха) карбин превращается в графит.

Фуллере́н (бакибо́л) — молекулярное соединение, принадлежащее классу аллотропных форм углерода и представляющее собой выпуклые замкнутые многогранники, составленные из чётного числа трёхкоординированных атомов углерода. После получения в лабораторных условиях такие молекулы углерода были найдены в некоторых образцах шунгитов Северной Карелии, в фульгуритах США и Индии, в метеоритах и донных отложениях. Но только в очень небольших количествах.

При термическом разложении органических веществ получается «черный графит» или «аморфный углерод». Это вещество состоит из мельчайших кристаллов графита. Оно встречается в виде сажи или угля (древесного, каменного, животного, активированного) …Свойства угля зависят очень сильно от источника и способа получения. Древесный уголь, кокс используют в металлургии как восстановитель. Сажу используют как пигмент для красок и наполнитель для полимеров (резина). В медицине и технике широко используют активированный уголь. Так называют древесный уголь, поверхность которого обработана перегретым водяным паром. После такой обработки появляются на поверхности микропоры и площадь поверхности угля резко увеличивается. Активированный уголь обладает высокой адсорбционной способностью, что позволяет его использовать как хороший адсорбент в различных производствах, в т.ч. и в медицине.

Химические свойства всех аллотропических модификаций одинаковы, но у них разная активность. Легче всего в реакции вступает аморфный углерод. Углерод - неметалл, он может быть и окислителем, и восстановителем.

Как окислитель углерод взаимодействует с металлами и водородом:

С +Н₂ → СН₄ (метан), при повышенной температуре и давлении, в присутствии катализатора.

С +Са → СаС₂ (карбид кальция), при повышенной температуре

Как восстановитель углерод при нагревании взаимодействует с кислородом и другими активными неметаллами, с оксидами. Восстановительные свойства для него более характерны, чем окислительные. Например:

1) С + О₂ → СО или С + О₂ → СО₂

2) С + CuО → СО + Cu или С + CuО → СО₂ + Cu

3) С + Fe₂O₃→ СО₂ + Fe или С + Fe₂O₃→ СО+ Fe

4) С + H₂O→ СО + H₂

Последнюю реакцию в промышленности обычно прерывают на первой стадии, потому что образовавшаяся смесь газов СО и H₂ широко используется для синтеза органических соединений.

Получение углерода: В природе распространен каменный уголь (антрацит и др. виды), графит, остальные (алмаз, фуллере́н) - встречаются крайне редко. Поэтому углерод получают в промышленности при термическом разложении органических веществ без доступа воздуха (в виде сажи, древесного угля, кокса).

Применение (см.выше п.2).

Оксиды углерода.

СО – оксид углерода (II), угарный газ. С=О – структурная формула. Газ без цвета и запаха, чуть легче воздуха, температура кипения -192 ⁰С, очень ядовит. Плохо растворяется в воде и не взаимодействует с ней.

Несолеобразующий оксид. Обладает восстановительными свойствами.

1) горит синим пламенем, выделяя много тепла:

СО + О₂ →СО₂

2) восстанавливает металлы из их оксидов:

СО + CuО → СО₂ + Cu

СО +Fe₂O₃ → СО₂ + Fe

Получение: при температуре 500-800⁰С и недостатке кислорода.

С + СО₂ → СО (в газогенераторах и доменных печах, подземная газификация угля).

Применение:

1) как топливо;

2) как восстановитель в металлургии;

3) как сырье для органического синтеза.

СО₂ - оксид углерода (IV), углекислый газ. О=С=О – структурная формула. Газ без цвета и запаха, при 20⁰С и 60 атм давления он превращается в жидкость. Если эту жидкость вылить быстро из сосуда, то она превратится в твердую снегообразную массу - «сухой лед». Твердый оксид углерода (IV) возгоняется (т.е. не плавясь переходит сразу в газообразное состояние) при -78,5 ⁰С. Углекислый газ содержится в воздухе (около 0,04%), растворим в воде (при 18⁰С 1:1), при понижении температуры и повышении давления растворимость увеличивается.

Раствор углекислого газа в воде имеет кисловатый вкус, изменяет окраску индикатора, потому что происходит химическое взаимодействие:

СО₂↑ + H₂O ↔ H₂СО₃, причем равновесие этой реакции сильно сдвинуто в сторону образования углекислого газа. Образующаяся кислота называется угольной. Т.е. углекислый газ – это кислотный оксид.

Он взаимодействует с основными оксидами и основаниями:

СО₂↑+Na₂O → Na₂CO₃

СО₂↑+2Са(OH)₂ → СаCO₃↓ + H₂O – эту реакцию используют как качественную, для определения углекислого газа. Здесь Са(OH)₂ – насыщенный раствор гидроксида кальция, «известковая вода», при пропускании через нее углекислого газа появляется белый осадок.

СО₂↑+2NaOH → Na₂CO₃ + H₂O

или в избытке углекислого газа СО₂↑+NaOH + H₂O → NaHCO₃

При высоких температурах СО₂ проявляет окислительные свойства, например, магний горит в углекислом газе: Mg + CO₂↑→ MgO + C

Получение:

1) в промышленности при обжиге известняка СаСО₃→ СаО + СО₂↑

2) в лаборатории – действуя соляной кислотой на мрамор или мел

СаСО₃ + HCl → СаCl₂ + H₂O + СО₂↑

Применение.

1) производство карбонатов (сода, поташ и т.д.);

2) очистка сахара и других пищевых продуктов;

3) газирование воды;

4) тушение пожаров;

5) в переносных холодильниках (сухой лед).

Угольная кислота и ее соли.

H₂СО₃ - может существовать только в разбавленных растворах, т.е. равновесие смещено к оксиду и воде.

СО₂↑ + H₂O ↔ H₂СО₃+ QПри нагревании равновесие еще больше смещается в сторону углекислого газа и, в конце концов, вся кислота разлагается, углекислый газ улетучивается и остается только вода.

Поэтому принято говорить: угольная кислота нестойкая. Равновесие можно сместить в сторону образования кислоты создав повышенное давление углекислого газа (при повышении давления растворимость газов увеличивается!).

Кроме того, угольная кислота очень слабая, т.е. она в незначительной степени диссоциирует по первой ступени (К=10^-7), а по второй еще меньше (К=10^-11).

H₂СО₃↔ Н⁺ + НСО₃^-(гидрокарбонат-ион)

НСО₃^- ↔2Н⁺ + СО₃^2- (карбонат-ион)

Угольная кислота образует два ряда солей: карбонаты (СаСО₃ ,Na₂CO₃) и гидрокарбонаты (NaHCO₃, Са(НСО₃)₂). Между ними существует равновесие:

СаСО₃ + СО₂↑ + H₂O ↔ Са(НСО₃)₂+ Q

Na₂CO₃ + СО₂↑ + H₂O ↔ 2NaHCO₃ + Q

Т.е. в избытке кислоты (углекислого газа) средние соли превращаются в кислые, равновесие смещается к гидрокарбонатам. Чтобы сдвинуть равновесие к карбонатам – достаточно немного нагреть раствор. Этот процесс тем более важен, что все карбонаты (кроме солей щелочных металлов и аммония) – нерастворимы, а гидрокарбонаты – растворимы. Этот процесс играет очень важную роль в природе (процессы разрушения горных пород) и не менее важен для человека. На этом равновесии основана работа главной буферной системы организма – бикарбонатной.

Для определения присутствия карбонатов и гидрокарбонатов в растворе или в сухой смеси чаще всего пользуются какой-нибудь сильной кислотой. При этом наблюдается «вспенивание» - выделение пузырьков углекислого газа.

СаСО₃ + HCl → СаCl₂ + H₂O + СО₂↑

NaHCO₃ + HNO₃→ NaNO₃ + H₂O + СО₂↑

Потому что 2Н⁺ + СО₃^2-→ H₂СО₃ → СО₂↑ + H₂O

Все карбонаты, кроме солей щелочных металлов, разлагаются при нагревании: СаСО₃→ СаО + СО₂↑

Применение.

1) NaHCO₃ – питьевая сода, в пищевой промышленности – разрыхлитель теста, пищевая добавка, моющее средство; в медицине – средство против изжоги;

2) Na₂CO₃ – кальцинированная сода, для производства СМС, мыла, стекла, бумаги в текстильной нефтехимической промышленности и т.д.; кристаллогидрат Na₂CO₃∙ 10H₂O называют просто - содой.

3) К₂CO₃ – поташ, изготовление жидкого мыла, стекла, в фотографии;

4) СаСО₃ – известняк (строительный материал (ракушка, инкерманский камень, бут) и сырье для получения цемента, негашеной и гашеной извести), мел (строительный материал), мрамор (строительный и поделочный материал);

5) MgСО₃ – магнезит (для получения цемента), FeСО₃ – шпатовый железняк (железная руда), ZnСО₃- галмей (цинковая руда).

Жесткость воды.

Жесткость воды обусловлена присутствием в ней растворимых солей Са и Mg. Иногда ее называют общей жесткостью. Общая жесткость состоит из карбонатной (временной) жесткости и некарбонатной (постоянной) жесткости. Карбонатная жесткость обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, некарбонатная – всех остальных растворимых солей кальция и магния.

Смягчение воды (удаление из нее карбонатов и гидрокарбонатов кальция и магния) можно достигнуть простым кипячением:

Са(НСО₃)₂ → СаСО₃↓ + СО₂↑ + H₂O

или добавлением гашеной извести:

Са(НСО₃)₂ + Ca(OH)₂ → СаСО₃↓ + H₂O.

Существуют и более эффективные способы смягчения воды. Добавление соды, фосфатов переводит в осадок не только гидрокарбонаты, но и другие соли кальция и магния, полностью очищая от них воду. Например:

Са(НСО₃)₂ + Na₂CO₃→ СаСО₃↓ + NaHCO₃

CaCl₂ + Na₂CO₃→ СаСО₃↓ + 2NaCl

Са(НСО₃)₂ + Na₃PO₄→ Са₃(PO₄)₂↓ + NaHCO₃

CaCl₂ +Na₃PO₄→ Са₃(PO₄)₂↓ + 2NaCl

Удалять из воды ионы кальция и магния необходимо, чтобы не образовывалось накипи в трубах и котлах водонагревательных приборов и тепловых двигателей (из-за этого увеличивается расход топлива и возникает угроза аварии), чтобы повысить моющее действие стиральных порошков и мыла (часть моющего средства идет в жесткой воде на образование малорастворимых соединений Са и Mg). Экологические проблемы, связанные с повышением содержания углекислого газа в атмосфере. Парниковый эффект. Повышение среднегодовой температуры. Таяние ледников. Повышение уровня мирового океана

Применение.

1. Монокристаллы кремния с соответствующими добавками служат для изготовления фотоэлементов (солнечные батареи и прочее…), диодов и триодов (выпрямители и усилители в электрических устройствах).

2. В металлургии кремний используют для «раскисления» сталей и придания им повышенной коррозионной стойкости.

9. Соединения кремния с отрицательной степенью окисления. Силициды (соединения кремния с активными металлами) используются для получения жаростойких и кислотоупорных сплавов, высокотемпературных полупроводниковых материалов.

10. Гораздо чаще и в природе, и на производстве мы имеем дело с кислородными соединениями кремния в которых он имеет устойчивую положительную степень окисления.

SiО₂ - оксид кремния, кремнезем. Атомная кристаллическая решетка. Температура плавления около 1723⁰С. В природе существует в виде крупных прозрачных кристаллов – горный хрусталь. Горный хрусталь, окрашенный примесями в лиловый цвет, называют аметистом, в бурый – дымчатым топазом.

Более мелкие кристаллы оксида кремния встречаются чаще, их называют кварцем, а очень мелкие кристаллы – кварцевым песком Спрессованный при высоком давлении в недрах земли этот песок называют кварцевой галькой. Иногда она окрашена примесями в розовато-желтые тона.

Особой разновидностью оксида кремния является кремень, минеральное образование, состоящее из кристаллического и аморфного кремнезёма (SiO₂) в осадочных горных породах. Часто окрашен окислами железа и марганца в разные цвета. Это непрозрачная, очень твердая горная порода, дающая острые сколы. Древние люди использовали ее для получения огня и изготовления орудий труда.

Кристаллы кварца имеют высокий коэффициент преломления света, пропускают ультрафиолетовые лучи, поэтому их используют в оптических приборах. Из них часто изготавливают ювелирные изделия, имитирующие (довольно успешно) бриллианты. А еще монокристаллы кварца обладают пьезоэлектрическим эффектом (т.е. эффект возникновения поляризации диэлектрика под действием механических напряжений (и наоборот)). Этот эффект используют в акустических приборах, пьезозажигалках и стиральных машинках…

Структура оксида кремния лежит и в основе полудрагоценных камней (агат, яшма), но структурные единицы в них расположены неупорядоченно, это аморфные или поликристаллические соединения. При охлаждении расплава оксида кремния образуется кварцевое стекло, в котором тетраэдрические элементы кремния тоже расположены неупорядоченно. Кварцевое стекло, в отличии от обычного, пропускает ультрафиолетовые лучи. Этот эффект мы используем в так называемых «кварцевых лампах». Кроме того, кварцевое стекло имеет очень маленький коэффициент расширения при нагревании. Т.е. стакан из такого стекла можно раскалить до красна и бросить в воду… Из этого стекла изготавливают химическую посуду. Мелкодисперсный аморфный кремнезем в природе образуется из остатков диатомовых водорослей и называется трепел. В промышленности такой кремнезем получают в виде мелких белых хлопьев и называют силикагелем. А прессованный в гранулы – гидрогелем. Используют его как адсорбент в медицине и не только в ней.

Оксид кремния химически инертен, в воде не растворяется. Но при сплавлении он взаимодействует со щелочами, т.е. оксид кремния является кислотным оксидом.

SiО₂+2NaOH → Na₂SiO₃ + H₂O

При высоких температурах кремний со степенью окисления +4 окисляет активные металлы, т.е. может проявлять окислительные свойства, но слабо:

Mg + SiО₂ →MgО + Si

Особым химическим свойством оксида кремния является его способность растворяться в плавиковой кислоте. Этот процесс используют для травления стекла.

SiО₂+ HF→SiF₄ +H₂O

Применение:

1). песок - в строительстве;

2). песок - в производстве стекла;

3). песок - в производстве керамики (фарфор, фаянс, кирпич);

4). песок - в производстве цемента;

5). монокристаллы - в радиотехнике и радиоэлектроника (выпрямители и усилители, звукозаписывающая и звуковоспроизводящая аппаратура), приборостроении (ультразвуковые приборы: коллоидные мельницы, стиральные машины, УЗИ и т.д.);

6). кварцевое стекло - оптические и химические приборы

7). в аморфном виде – как осушители и адсорбенты.

Силикаты в природе.

Нерастворимые силикаты широко распространены в природе в виде горных пород: полевые шпаты, глины, слюда, асбест, гранит, базальт, сланцы… Состав силикатов не соответствует формальной формуле, поэтому их обычно записывают несколько иначе, чем обычные соли. Например: не Na₂SiO₃ – а Na₂О∙ SiО₂, не СаSiO₃ – а СаО∙SiО₂. Тем более что природные силикаты – это обычно смесь кристаллогидратов нескольких силикатов, например калия и алюминия.

Состав наиболее распространенных природных силикатов:

белая глина (каолин) – Al₂O₃∙2SiО₂∙2H₂O

полевой шпат – К₂О∙ Al₂O₃∙6SiО₂

нефелин – Na₂O∙ Al₂O₃∙2SiО₂

слюда - К₂О∙ 3Al₂O₃∙6SiО₂∙2H₂O

асбест - СаО∙3MgО∙4 SiО₂

Роль кремния в организме и применение его соединений в медицине. Содержание кремния в организме – 10^-3 %. Один из важнейших микроэлементов. Кремний влияет на образование и функционирование эпителиальных и соединительных тканей, придавая им прочность и пластичность, он препятствует проникновение липидов в плазму крови и отложению их на стенках сосудов; с нарушением обмена кремния связывают возникновение гипертонии, атеросклероза, ревматизма, язвы, малокровия и т. д. Оксид кремния (силикагель) используется как хороший адсорбент. Тальк используют как присыпку, он входит в состав многих косметических препаратов.

13.Применение.

1) глина – при изготовлении фарфора, фаянса, керамики; как строительный вяжущий материал;

2) гранит – как строительный материал;

3) слюда и асбест – электро- и теплоизоляционные материалы;

4) алюмосиликаты – для смягчения и очистки воды;

5) в химических процессах – как адсорбенты и носители катализаторов.

Силикатная промышленность

Углерод и Кремний

План.

1. Углерод как химический элемент.

2. Простые вещества. Аллотропия углерода. Адсорбция.

3. Соединения углерода с отрицательной степенью окисления.

4. Оксиды углерода.

5. Угольная кислота и ее соли.

6. Жесткость воды.

7. Кругооборот углерода в природе.

8. Кремний как химический элемент.

9. Простые вещества. Аллотропия кремния.

10. Соединения кремния с отрицательной степенью окисления.

11. Оксид кремния.

12. Кремниевая кислота и ее соли.

13. Силикаты в природе. Силикатная промышленность.

1. Углерод как химический элемент.

Положение в ПС: №6, 2 период, 4 группа, главная подгруппа, А_r = 12. Состав атома: 6p, 6e^-, 6n. Заряд ядра +6, два электронных слоя:2e^-,4е^-. Электронная формула 1s² 2s² 2p².

Радиус атома углерода маленький, на внешнем слое 4 электрона, слой не завершен, заполнен только на половину => не очень высокая ЭО, но углерод относят к неметаллам. Два e^- неспаренные => возможна валентность (II), но она проявляется только в оксиде углерода (П) - СО. Наличие свободной р-орбитали делает возможным переход S-электрона на нее и появление четырех неспаренных e^-, и тогда возможна валентность (IV). Эта валентность более характерна для углерода и проявляется практически во всех его соединениях. У атома углерода возможна отрицательная с.о. (-4), она проявляется в соединениях с металлами – карбидах и в соединениях с водородом. Но это формально. Потому что степень окисления углерода в карбидах и в водородных соединениях нельзя рассчитать по обычным правилам. Карбиды в школьной программе не изучаются, а с водородными соединениями мы познакомимся подробней в курсе органической химии. Вам пока надо знать только простейшее ЛВС углерода – метан СН₄. Положительные с.о. (+2, +4) углерод проявляет в соединениях с кислородом, азотом, серой и галогенами (кроме иода). Причем, +2 проявляется крайне редко.

Распространение в природе: углерод составляет 0,1% по массе на Земле (он не входит даже в первую десятку!). Встречается углерод и в свободном состоянии (в виде простого вещества), и в виде множества неорганических и органических соединений. По численности и разнообразию своих соединений углерод занимает в природе первое место. Это объясняется способностью его атомов образовывать между собой длинные цепи, прочностью и лабильностью этих связей, и способностью углерода легко терять и присоединять электроны. Соединения углерода с водородом и их производные мы будем изучать позже, в органической химии, а сейчас познакомимся с простыми веществами образованными этим элементом, оксидами, кислотой и солями, образованными элементом углеродом.

2. Простые вещества. Для углерода характерна аллотропия. Три основные модификации: алмаз, графит и аморфный углерод.

Алмаз: кристаллическая решетка – атомная, все четыре связи одинаковы и направлены к вершинам тетраэдра. Самое твердое вещество в природе, прозрачные бесцветные кристаллы, хрупкое, с высоким коэффициентом преломления света, плотность 3,5 г/см³, диэлектрик, не растворим. При нагревании до 1000-1500^оС (без доступа воздуха) алмаз превращается в графит. Применяют алмазы в технике (для резки, бурения, шлифовки металлов, камня, стекла и т.д.), в ювелирном деле используют (около 10% от общей добычи). Графит: кристаллическая решетка – атомная, но связи не одинаковые, три из них находятся в одной плоскости и направлены к вершинам правильного треугольника. В результате получается решетка напоминающая пчелиные соты. Четвертая связь углерода не локализована. Поэтому графит имеет металлический блеск и хорошо проводит электрический ток и тепло. Он мягок, плотность 2,1-2,5 г/см³, структура слоистая, нерастворим в воде. Самая устойчивая при н.у. аллотропическая модификация. Графит можно превратить в алмаз при температуре около 3000^оС и давлении порядка 100 000 атм. (1955г, США, Швеция). Применяют графит для изготовления электродов (аккумуляторы, гальвано-технологии и т.д.), как смазочный материал (при очень низких и очень высоких температурах), замедлитель нейтронов в АЭС, для рисования. В природе встречается достаточно часто, но этого технике не хватает. Графит получают из каменного угля при нагревании до 3000^оС без доступа воздуха.

Карбин: кристаллическая решетка построена из линейных цепочек. Полупроводник. Черный порошок, плотность 1,9 г/см³. Встречается в природе очень редко. При нагревании до 2800^оС (без доступа воздуха) карбин превращается в графит.

Фуллере́н (бакибо́л) — молекулярное соединение, принадлежащее классу аллотропных форм углерода и представляющее собой выпуклые замкнутые многогранники, составленные из чётного числа трёхкоординированных атомов углерода. После получения в лабораторных условиях такие молекулы углерода были найдены в некоторых образцах шунгитов Северной Карелии, в фульгуритах США и Индии, в метеоритах и донных отложениях. Но только в очень небольших количествах.

При термическом разложении органических веществ получается «черный графит» или «аморфный углерод». Это вещество состоит из мельчайших кристаллов графита. Оно встречается в виде сажи или угля (древесного, каменного, животного, активированного) …Свойства угля зависят очень сильно от источника и способа получения. Древесный уголь, кокс используют в металлургии как восстановитель. Сажу используют как пигмент для красок и наполнитель для полимеров (резина). В медицине и технике широко используют активированный уголь. Так называют древесный уголь, поверхность которого обработана перегретым водяным паром. После такой обработки появляются на поверхности микропоры и площадь поверхности угля резко увеличивается. Активированный уголь обладает высокой адсорбционной способностью, что позволяет его использовать как хороший адсорбент в различных производствах, в т.ч. и в медицине.

Химические свойства всех аллотропических модификаций одинаковы, но у них разная активность. Легче всего в реакции вступает аморфный углерод. Углерод - неметалл, он может быть и окислителем, и восстановителем.

Как окислитель углерод взаимодействует с металлами и водородом:

С +Н₂ → СН₄ (метан), при повышенной температуре и давлении, в присутствии катализатора.

С +Са → СаС₂ (карбид кальция), при повышенной температуре

Как восстановитель углерод при нагревании взаимодействует с кислородом и другими активными неметаллами, с оксидами. Восстановительные свойства для него более характерны, чем окислительные. Например:

1) С + О₂ → СО или С + О₂ → СО₂

2) С + CuО → СО + Cu или С + CuО → СО₂ + Cu

3) С + Fe₂O₃→ СО₂ + Fe или С + Fe₂O₃→ СО+ Fe

4) С + H₂O→ СО + H₂

Последнюю реакцию в промышленности обычно прерывают на первой стадии, потому что образовавшаяся смесь газов СО и H₂ широко используется для синтеза органических соединений.

Получение углерода: В природе распространен каменный уголь (антрацит и др. виды), графит, остальные (алмаз, фуллере́н) - встречаются крайне редко. Поэтому углерод получают в промышленности при термическом разложении органических веществ без доступа воздуха (в виде сажи, древесного угля, кокса).

Применение (см.выше п.2).

Соединения углерода с отрицательной степенью окисления. (см.выше п.1)

Оксиды углерода.

СО – оксид углерода (II), угарный газ. С=О – структурная формула. Газ без цвета и запаха, чуть легче воздуха, температура кипения -192 ⁰С, очень ядовит. Плохо растворяется в воде и не взаимодействует с ней.

Несолеобразующий оксид. Обладает восстановительными свойствами.

1) горит синим пламенем, выделяя много тепла:

СО + О₂ →СО₂

2) восстанавливает металлы из их оксидов:

СО + CuО → СО₂ + Cu

СО +Fe₂O₃ → СО₂ + Fe

Получение: при температуре 500-800⁰С и недостатке кислорода.

С + СО₂ → СО (в газогенераторах и доменных печах, подземная газификация угля).

Применение:

1) как топливо;

2) как восстановитель в металлургии;

3) как сырье для органического синтеза.

СО₂ - оксид углерода (IV), углекислый газ. О=С=О – структурная формула. Газ без цвета и запаха, при 20⁰С и 60 атм давления он превращается в жидкость. Если эту жидкость вылить быстро из сосуда, то она превратится в твердую снегообразную массу - «сухой лед». Твердый оксид углерода (IV) возгоняется (т.е. не плавясь переходит сразу в газообразное состояние) при -78,5 ⁰С. Углекислый газ содержится в воздухе (около 0,04%), растворим в воде (при 18⁰С 1:1), при понижении температуры и повышении давления растворимость увеличивается.

Раствор углекислого газа в воде имеет кисловатый вкус, изменяет окраску индикатора, потому что происходит химическое взаимодействие:

СО₂↑ + H₂O ↔ H₂СО₃, причем равновесие этой реакции сильно сдвинуто в сторону образования углекислого газа. Образующаяся кислота называется угольной. Т.е. углекислый газ – это кислотный оксид.

Он взаимодействует с основными оксидами и основаниями:

СО₂↑+Na₂O → Na₂CO₃

СО₂↑+2Са(OH)₂ → СаCO₃↓ + H₂O – эту реакцию используют как качественную, для определения углекислого газа. Здесь Са(OH)₂ – насыщенный раствор гидроксида кальция, «известковая вода», при пропускании через нее углекислого газа появляется белый осадок.

СО₂↑+2NaOH → Na₂CO₃ + H₂O

или в избытке углекислого газа СО₂↑+NaOH + H₂O → NaHCO₃

При высоких температурах СО₂ проявляет окислительные свойства, например, магний горит в углекислом газе: Mg + CO₂↑→ MgO + C

Получение:

1) в промышленности при обжиге известняка СаСО₃→ СаО + СО₂↑

2) в лаборатории – действуя соляной кислотой на мрамор или мел

СаСО₃ + HCl → СаCl₂ + H₂O + СО₂↑

Применение.

1) производство карбонатов (сода, поташ и т.д.);

2) очистка сахара и других пищевых продуктов;

3) газирование воды;

4) тушение пожаров;

5) в переносных холодильниках (сухой лед).

Угольная кислота и ее соли.

H₂СО₃ - может существовать только в разбавленных растворах, т.е. равновесие смещено к оксиду и воде.

СО₂↑ + H₂O ↔ H₂СО₃+ QПри нагревании равновесие еще больше смещается в сторону углекислого газа и, в конце концов, вся кислота разлагается, углекислый газ улетучивается и остается только вода.

Поэтому принято говорить: угольная кислота нестойкая. Равновесие можно сместить в сторону образования кислоты создав повышенное давление углекислого газа (при повышении давления растворимость газов увеличивается!).

Кроме того, угольная кислота очень слабая, т.е. она в незначительной степени диссоциирует по первой ступени (К=10^-7), а по второй еще меньше (К=10^-11).

H₂СО₃↔ Н⁺ + НСО₃^-(гидрокарбонат-ион)

НСО₃^- ↔2Н⁺ + СО₃^2- (карбонат-ион)

Угольная кислота образует два ряда солей: карбонаты (СаСО₃ ,Na₂CO₃) и гидрокарбонаты (NaHCO₃, Са(НСО₃)₂). Между ними существует равновесие:

СаСО₃ + СО₂↑ + H₂O ↔ Са(НСО₃)₂+ Q

Na₂CO₃ + СО₂↑ + H₂O ↔ 2NaHCO₃ + Q

Т.е. в избытке кислоты (углекислого газа) средние соли превращаются в кислые, равновесие смещается к гидрокарбонатам. Чтобы сдвинуть равновесие к карбонатам – достаточно немного нагреть раствор. Этот процесс тем более важен, что все карбонаты (кроме солей щелочных металлов и аммония) – нерастворимы, а гидрокарбонаты – растворимы. Этот процесс играет очень важную роль в природе (процессы разрушения горных пород) и не менее важен для человека. На этом равновесии основана работа главной буферной системы организма – бикарбонатной.

Для определения присутствия карбонатов и гидрокарбонатов в растворе или в сухой смеси чаще всего пользуются какой-нибудь сильной кислотой. При этом наблюдается «вспенивание» - выделение пузырьков углекислого газа.

СаСО₃ + HCl → СаCl₂ + H₂O + СО₂↑

NaHCO₃ + HNO₃→ NaNO₃ + H₂O + СО₂↑

Потому что 2Н⁺ + СО₃^2-→ H₂СО₃ → СО₂↑ + H₂O

Все карбонаты, кроме солей щелочных металлов, разлагаются при нагревании: СаСО₃→ СаО + СО₂↑

Применение.

1) NaHCO₃ – питьевая сода, в пищевой промышленности – разрыхлитель теста, пищевая добавка, моющее средство; в медицине – средство против изжоги;

2) Na₂CO₃ – кальцинированная сода, для производства СМС, мыла, стекла, бумаги в текстильной нефтехимической промышленности и т.д.; кристаллогидрат Na₂CO₃∙ 10H₂O называют просто - содой.

3) К₂CO₃ – поташ, изготовление жидкого мыла, стекла, в фотографии;

4) СаСО₃ – известняк (строительный материал (ракушка, инкерманский камень, бут) и сырье для получения цемента, негашеной и гашеной извести), мел (строительный материал), мрамор (ст