Конспект по химии на тему "Химические свойства углерода. Адсорбция."

Урок №38. Химические свойства углерода. Адсорбция.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА УГЛЕРОДА Углерод - малоактивен, на холоде реагирует только со фтором; химическая активность проявляется при высоких температурах. Памятка! "Химические свойства"  С – восстановитель С0 – 4 е-→ С+4 или С0 – 2 е-→ С+2 С – окислитель С0 + 4 е-→ С-4 1)     с кислородом C0 + O2  t˚C → CO2      углекислый газ Опыт  при недостатке кислорода наблюдается неполное сгорание образуется угарный газ: 2C0 + O2  t˚C → 2C+2O     2)     со фтором С + 2F2 → CF4 3)     с водяным паром C0 + H2O  t˚C →  С+2O + H2     водяной газ 4)     с оксидами металлов С + MexOy = CO2 + Me C0 + 2CuO  t˚C → 2Cu + C+4O2  5)     с кислотами – окислителями: C0 + 2H2SO4(конц.) →  С+4O2­ + 2SO2­ + 2H2O С0 + 4HNO3(конц.) →  С+4O2­ + 4NO2­ + 2H2O 1)     с некоторыми металлами образует карбиды 4Al + 3C0   t˚C →    Al4C3-4 Ca + 2C0   t˚C →    CaC2-1 2)     с водородом C0 + 2H2 t˚C →  CH4 Адсорбция Адсорбция - поглощение газообразных или растворённых веществ поверхностью твёрдого вещества. Опыт Обратный процесс - выделение этих поглощённых веществ - десорбция. Применение адсорбции Очистка от примесей (в производстве сахара и др.), для защиты органов дыхания (противогазы), в медицине (таблетки "Карболен") и др. Применение углерода Алмазы широко применяются для резки горных пород и шлифования особо твердых материалов. Из алмазов при огранке делают ювелирные украшения. Графит применяют для изготовления инертных электродов и грифелей карандашей. В смеси с техническими маслами в качестве смазочного материала. Из смеси графита с глиной изготавливают плавильные тигли. Графит используют в ядерной промышленности, как поглотитель нейтронов. Кокс применяют в металлургии, как восстановитель. Древесный уголь – в кузнечных горнах, для получения пороха (75%KNO3 + 13%C + 12%S), для поглощения газов (адсорбция), а также в быту. Сажу применяют, как наполнитель резины, для изготовления черных красок – типографская краска и тушь, а также в сухих гальванических элементах. Стеклоуглерод применяют для изготовления аппаратуры для сильно агрессивных сред, а также в авиации и космонавтике. Активированный уголь поглощает вредные вещества из газов и жидкостей: им заполняют противогазы, очистительные системы, его применяют в медицине при отравлениях. ДРЕВЕСНЫЙ УГОЛЬ Древе́сный у́голь — микропористый высокоуглеродистый продукт, образующийся при разложении древесины без доступа воздуха. Применяется в производстве кристаллического кремния, сероуглерода, чёрных и цветных металлов, активированного угля и т. д., а также как бытовое топливо (удельная теплота сгорания 31,5—34 МДж/кг).  ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ №1. Закончите уравнения реакций, составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель для каждой реакции: С+О2 (изб) = С+О2 (недост)= С + H2 = C + Ca = C + Al =  №2. Составьте уравнения реакций, протекающих при нагревании угля со следующими оксидами: оксидом железа (III) и оксидом олова (IV). Составьте электронный баланс для каждой реакции, укажите процессы окисления и восстановления; окислитель и восстановитель.

Углерод

6 C Углерод Carbon (He)2s22p2

Атомный номер 6 Атомная масса 12,011 Плотность, кг/м³ 2260 Температура плавления, °С 3700 (возг.) Температура кипения, °С Теплоемкость, кДж/(кг·°С) 0,69 Электроотрицательность 2,5 Ковалентный радиус, Å 0,77 1-й ионизац. потенциал, эв 11,26

Углерод (лат. Carboneum), С, химический элемент IV группы периодической системы Менделеева, атомный номер 6, атомная масса 12,011. Известны два стабильных изотопа: ¹²С (98,892%) и ¹³С (1,108%). Из радиоактивных изотопов наиболее важен ¹⁴С с периодом полураспада (Т_½ = 5,6·10³ лет). Небольшие количества ¹⁴С (около 2·10^-10% по массе) постоянно образуются в верхних слоях атмосферы при действии нейтронов космического излучения на изотоп азота ¹⁴N. По удельной активности изотопа ¹⁴С в остатках биогенного происхождения определяют их возраст.¹⁴С широко используется в качестве изотопного индикатора.

Историческая справка. Углерод известен с глубокой древности. Древесный уголь служил для восстановления металлов из руд, алмаз - как драгоценный камень. Значительно позднее стали применять графит для изготовления тиглей и карандашей.

В 1778 году К. Шееле, нагревая графит с селитрой, обнаружил, что при этом, как и при нагревании угля с селитрой, выделяется углекислый газ. Химический состав алмаза был установлен в результате опытов А. Лавуазье (1772) по изучению горения алмаза на воздухе и исследований С. Теннанта (1797), доказавшего, что одинаковые количества алмаза и угля дают при окислении равные количества углекислого газа. Углерод был признан химическим элементом в 1789 году Лавуазье. Латинское название сагboneum Углерод получил от carbo - уголь.

Распространение Углерода в природе. Среднее содержание Углерода в земной коре 2,3·10^-2% по массе (1·10^-2 в ультраосновных, 1·10^-2 - в основных, 2·10^-2 - в средних, 3·10^-2 - в кислых горных породах). Углерод накапливается в верхней части земной коры (биосфере): в живом веществе 18% Углерода, древесине 50%, каменном угле 80%, нефти 85%, антраците 96%. Значительная часть Углерода литосферы сосредоточена в известняках и доломитах.

Число собственных минералов Углерода - 112; исключительно велико число органических соединений Углерода - углеводородов и их производных.

С накоплением Углерода в земной коре связано накопление и многих других элементов, сорбируемых органическим веществом и осаждающихся в виде нерастворимых карбонатов, и т. д. Большую геохимическую роль в земной коре играют СО₂ и угольная кислота. Огромное количество СО₂выделяется при вулканизме - в истории Земли это был основные источник Углерода для биосферы.

По сравнению со средним содержанием в земной коре человечество в исключительно больших количествах извлекает Углерод из недр (уголь, нефть, природный газ), так как эти ископаемые - основной источник энергии.

Огромное геохимическое значение имеет круговорот Углерода.

Углерод широко распространен также в космосе; на Солнце он занимает 4-е место после водорода, гелия и кислорода.

Физические свойства Углерода. Известны несколько кристаллических модификаций Углерода: графит, алмаз, карбин, лонсдейлит и другие. Графит - серо-черная, непрозрачная, жирная на ощупь, чешуйчатая, очень мягкая масса с металлическим блеском. Построен из кристаллов гексагональной структуры: а = 2,462Å, c = 6,701Å. При комнатной температуре и нормальном давлении (0,1 Мн/м², или 1 кгс/см²) графит термодинамически стабилен. Алмаз - очень твердое, кристаллическое вещество. Кристаллы имеют кубическую гранецентрированную решетку: а = 3,560Å. При комнатной температуре и нормальном давлении алмаз метастабилен. Заметное превращение алмаза в графит наблюдается при температурах выше 1400 °С в вакууме или в инертной атмосфере. При атмосферном давлении и температуре около 3700 °С графит возгоняется. Жидкий Углерод может быть получен при давлениях выше 10,5 Мн/м² (105 кгс/см²) и температурах выше 3700 °С. Для твердого Углерода (кокс, сажа, древесный уголь) характерно также состояние с неупорядоченной структурой - так называемых "аморфный" Углерод, который не представляет собой самостоятельной модификации; в основе его строения лежит структура мелкокристаллического графита. Нагревание некоторых разновидностей "аморфного" Углерода выше 1500-1600 °С без доступа воздуха вызывает их превращение в графит. Физические свойства "аморфного" Углерод очень сильно зависят от дисперсности частиц и наличия примесей. Плотность, теплоемкость, теплопроводность и электропроводность "аморфного" Углерода всегда выше, чем графита. Карбин получен искусственно. Он представляет собой мелкокристаллический порошок черного цвета (плотность 1,9-2 г/см³). Построен из длинных цепочек атомов С, уложенных параллельно друг другу. Лонсдейлит найден в метеоритах и получен искусственно.

Химические свойства Углерода. Конфигурация внешней электронной оболочки атома Углерода 2s²2p². Для Углерода характерно образование четырех ковалентных связей, обусловленное возбуждением внешней электронной оболочки до состояния 2sp³. Поэтому Углерод способен в равной степени как притягивать, так и отдавать электроны. Химическая связь может осуществляться за счет sp³-, sp²- и sp- гибридных орбиталей, которым соответствуют координационные числа 4, 3 и 2. Число валентных электронов Углерода и число валентных орбиталей одинаково; это одна из причин устойчивости связи между атомами Углерода.

Уникальная способность атомов Углерода соединяться между собой с образованием прочных и длинных цепей и циклов привела к возникновению громадного числа разнообразных соединений Углерода, изучаемых органической химией.

В соединениях Углерод проявляет степени окисления -4; +2; +4. Атомный радиус 0,77Å, ковалентные радиусы 0,77Å, 0,67Å, 0,60Å соответственно в одинарной, двойной и тройной связях; ионный радиус С^4-2,60Å, С⁴⁺ 0,20Å. При обычных условиях Углерод химически инертен, при высоких температурах он соединяется со многими элементами, проявляя сильные восстановительные свойства. Химическая активность убывает в ряду: "аморфный" Углерод, графит, алмаз; взаимодействие с кислородом воздуха (горение) происходит соответственно при температурах выше 300-500 °С, 600-700 °С и 850-1000 °С с образованием оксида углерода (IV) СО₂ и оксида углерода (II) СО.

СО₂ растворяется в воде с образованием угольной кислоты. В 1906 году О. Дильс получил недооксид Углерода С₃О₂. Все формы Углерода устойчивы к щелочам и кислотам и медленно окисляются только очень сильными окислителями (хромовая смесь, смесь концентрированных HNO₃ и КСlO₃ и других). "Аморфный" Углерод реагирует с фтором при комнатной температуре, графит и алмаз - при нагревании. Непосредственное соединение Углерода с хлором происходит в электрической дуге; с бромом и иодом Углерод не реагирует, поэтому многочисленные галогениды углерода синтезируют косвенным путем. Из оксигалогенидов общей формулы СОХ₂(где X - галоген) наиболее известна хлороксид СОСl (фосген). Водород с алмазом не взаимодействует; с графитом и "аморфным" Углеродом реагирует при высоких температурах в присутствии катализаторов (Ni, Pt): при 600-1000 °С образуется в основном метан СН₄, при 1500-2000 °С - ацетилен С₂Н₂; в продуктах могут присутствовать также других углеводороды, например этан С₂Н₆, бензол С₆Н₆. Взаимодействие серы с "аморфным" Углеродом и графитом начинается при 700-800 °С, с алмазом при 900-1000 °С; во всех случаях образуется сероуглерод CS₂. Другие соединения Углерода, содержащие серу (тиооксид CS, тионедооксид С₃S₂, серооксид COS и тиофосген CSCl₂), получают косвенным путем. При взаимодействии CS₂ с сульфидами металлов образуются тиокарбонаты - соли слабой тиоугольной кислоты. Взаимодействие Углерода с азотом с получением циана (CN)₂ происходит при пропускании электрического разряда между угольными электродами в атмосфере азота. Среди азотсодержащих соединений Углерода важное практическое значение имеют цианистый водород HCN (Синильная кислота) и его многочисленные производные: цианиды, галогенцианы, нитрилы и других При, температурах выше 1000 °С Углерод взаимодействует со многими металлами, давая карбиды. Все формы Углерода при нагревании восстанавливают оксиды металлов с образованием свободных металлов (Zn, Cd, Cu, Рb и других) или карбидов (СаС₂, Мо₂С, WC, ТаС и других). Углерод реагирует при температурах выше 600-800 °С с водяным паром и углекислым газом (Газификация топлив). Отличительной особенностью графита является способность при умеренном нагревании до 300-400 °С взаимодействовать со щелочными металлами и галогенидами с образованием соединений включения типа С₈Ме, С₂₄Ме, С₈Х (где X - галоген, Me - металл). Известны соединения включения графита с HNO₃, H₂SO₄, FeCl₃ и другие (например, бисульфат графита C₂₄SO₄H₂). Все формы Углерода нерастворимы в обычных неорганических и органических растворителях, но растворяются в некоторых расплавленных металлах (например, Fe, Ni, Co).

Народнохозяйственное значение Углерода определяется тем, что свыше 90% всех первичных источников потребляемой в мире энергии приходится на органическое топливо, главенствующая роль которого сохранится и на ближайшие десятилетия, несмотря на интенсивное развитие ядерной энергетики. Только около 10% добываемого топлива используется в качестве сырья для основного органического синтеза и нефтехимического синтеза, для получения пластических масс и других.

Углерод в организме. Углерод - важнейший биогенный элемент, составляющий основу жизни на Земле, структурная единица огромного числа органических соединений, участвующих в построении организмов и обеспечении их жизнедеятельности (биополимеры, а также многочисленные низкомолекулярные биологически активные вещества - витамины, гормоны, медиаторы и другие). Значительная часть необходимой организмам энергии образуется в клетках за счет окисления Углерода. Возникновение жизни на Земле рассматривается в современное науке как сложный процесс эволюции углеродистых соединений.

Уникальная роль Углерода в живой природе обусловлена его свойствами, которыми в совокупности не обладает ни один других элемент периодической системы. Между атомами Углерода, а также между Углеродом и другими элементами образуются прочные химические связи, которые, однако, могут быть разорваны в сравнительно мягких физиологических условиях (эти связи могут быть одинарными, двойными и тройными). Способность Углерода образовывать 4 равнозначные валентные связи с других атомами Углерода создает возможность для построения углеродных скелетов различных типов - линейных, разветвленных, циклических. Показательно, что всего три элемента - С, О и Н - составляют 98% общей массы живых организмов. Этим достигается определенная экономичность в живой природе: при практически безграничном структурном разнообразии углеродистых соединений небольшое число типов химических связей позволяет намного сократить количество ферментов, необходимых для расщепления и синтеза органических веществ. Особенности строения атома Углерода лежат в основе различных видов изомерии органических соединений (способность к оптической изомерии оказалась решающей в биохимической эволюции аминокислот, углеводов и некоторых алкалоидов).

Согласно общепринятой гипотезе А. И. Опарина, первые органических соединения на Земле имели абиогенное происхождение. Источниками Углерода служили метан (СН₄) и цианистый водород (HCN), содержавшиеся в первичной атмосфере Земли. С возникновением жизни единственным источником неорганического Углерода, за счет которого образуется все органическое вещество биосферы, является оксид углерода (IV) (СО₂), находящийся в атмосфере, а также растворенный в природных водах в виде НСО₃. Наиболее мощный механизм усвоения (ассимиляции) Углерода (в форме СО₂) - фотосинтез - осуществляется повсеместно зелеными растениями (ежегодно ассимилируется около 100 млрд. т СО₂). На Земле существует и эволюционно более древний способ усвоения СО₂ путем хемосинтеза; в этом случае микроорганизмы-хемосинтетики используют не лучистую энергию Солнца, а энергию окисления неорганических соединений. Большинство животных потребляют Углерод с пищей в виде уже готовых органических соединений. В зависимости от способа усвоения органических соединений принято различать автотрофные организмы и гетеротрофные организмы. Применение для биосинтеза белка и других питательных веществ микроорганизмов, использующих в качестве единственного источника Углерода углеводороды нефти, - одна из важных современное научно-технических проблем.

Содержание Углерода в живых организмах в расчете на сухое вещество составляет: 34,5-40% у водных растений и животных, 45,4-46,5% у наземных растений и животных и 54% у бактерий. В процессе жизнедеятельности организмов, в основные за счет тканевого дыхания, происходит окислительный распад органических соединений с выделением во внешнюю среду СО₂. Углерод выделяется также в составе более сложных конечных продуктов обмена веществ. После гибели животных и растений часть Углерода вновь превращается в СО₂ в результате осуществляемых микроорганизмами процессов гниения. Таким образом происходит круговорот Углерода в природе. Значительная часть Углерода минерализуется и образует залежи ископаемого Углерода: каменные угли, нефть, известняки и другие. Помимо основной функции - источника Углерода - СО₂, растворенная в природных водах и в биологических жидкостях, участвует в поддержании оптимальной для жизненных процессов кислотности среды. В составе СаСО₃ Углерод образует наружный скелет многих беспозвоночных (например, раковины моллюсков), а также содержится в кораллах, яичной скорлупе птиц и других Такие соединения Углерода, как HCN, СО, ССl₄, преобладавшие в первичной атмосфере Земли в добиологический период, в дальнейшем, в процессе биологической эволюции, превратились в сильные антиметаболиты обмена веществ.

Помимо стабильных изотопов Углерода, в природе распространен радиоактивный ¹⁴С (в организме человека его содержится около 0,1 мккюри). С использованием изотопов Углерода в биологических и медицинских исследованиях связаны многие крупные достижения в изучении обмена веществ и круговорота Углерод в природе. Так, с помощью радиоуглеродной метки была доказана возможность фиксации Н¹⁴СО₃^- растениями и тканями животных, установлена последовательность реакций фотосинтеза, изучен обмен аминокислот, прослежены пути биосинтеза многих биологически активных соединений и т. д. Применение ¹⁴С способствовало успехам молекулярной биологии в изучении механизмов биосинтеза белка и передачи наследственной информации. Определение удельной активности¹⁴С в углеродсодержащих органических остатках позволяет судить об их возрасте, что используется в палеонтологии и археологии.

УГЛЕРОД (лат. Carboneum), С, химический. элемент IV группы периодической системы Менделеева, атомный номер 6, атомная масса 12,011.

Свойства: при обычных условиях углерод химически инертен; при высоких температурах соединяется с многими элементами (сильный восстановитель). Углерод обладает уникальной способностью образовывать огромное количество соединений, которые могут состоять практически из неограниченного числа атомов углерода. Многообразие соединений углерода определило возникновение одного из основных разделов химии — органической химии.

Химические свойства углерода:
В нормальных условиях углерод химически малоактивен, однако при высокой температуре он реагирует со многими веществами. Самой активной формой является аморфный углерод, менее активен графит, самый инертный - алмаз.
При нагревании углерод соединяются с кислородом, образуя оксид углерода (IV), или углекислый газ:
С + O₂ = CO₂
При недостатке кислорода образуется оксид углерода (II), или угарный газ:
2С + О₂ = 2СО
С водородом углерод соединяется только при высоких температурах и в присутствии катализаторов. В зависимости от температуры образуются различные углеводороды, например, метан:
С + 2H₂ = CH₄
Углерод взаимодействует при нагревании с серой и фтором, в электрической дуге с азотом:
С + 2S = CS₂
С + 2F₂ = CF₄
2С + N₂ = (CN)₂
Углерод - сильный восстановитель. При нагревании с водяным паром он вытесняет из воды водород:
Н2O + С = СО + Н₂
При нагревании углерода с оксидом углерода (IV) образуется угарный газ:
С + СО₂ = 2СО 
Углерод восстанавливает многие металлы из их оксидов:
2Fe₂O₃ + 3С = 4Fe + 3CO₂
С металлами или их оксидами углерод образует карбиды:
CaO + 3C = CaC₂ + СО

Основные кристаллические модификации: алмаз и графит.

Нахождение в природе: содержание углерода в земной коре 6,5·10¹⁶ т. Значительное количество углерода (около 10¹³ т) входит в состав горючих ископаемых (уголь, природный газ, нефть и др.), а также в состав углекислого газа атмосферы (6·10¹¹ т) и гидросферы (10¹⁴ т). Главные углеродсодержащие минералы — карбонаты.

Биологическая роль: углерод - биогенный элемент. Его соединения играют особую роль в жизнедеятельности растительных и животных организмов (среднее содержание углерода 18%). Углерод широко распространен в космосе; на Солнце он занимает 4-е место после водорода (H), гелия (He) и кислорода (O).

УГЛЕРОД Аллотропия

Алмаз

Кристаллическое вещество, прозрачное, сильно преломляет лучи света, очень твёрдое, не проводит электрический ток, плохо проводит тепло, r = 3,5 г/см³; t°пл. = 3730°C; t°кип. =  4830°C.

Атомы углерода находятся в sp³- гибридизации и образуют атомную кристаллическую решётку с прочными ковалентными s- связями.

Можно получить из графита при p > 50 тыс. атм; t° = 1200°C.

Применение

Шлифовальный порошок, буры, стеклорезы, после огранки - бриллианты.

Графит

Кристаллическое вещество, слоистое, непрозрачное, тёмно-серое, обладает металлическим блеском, мягкое, проводит электрический ток; r = 2,5 г/см³.

В кристаллической решётке атомы углерода находятся в sp²- гибридном состоянии и образуют слои из шестичленных колец; между слоями действуют межмолекулярные силы. 

Применение 

Электроды, карандашные грифели, замедлитель нейтронов в ядерных реакторах, входит в состав некоторых смазочных материалов.

Карбин

Чёрный порошок; r = 2 г/см³; полупроводник.

Состоит из линейных цепочек  –CºC–CºC–  и  =С=С=С=С=; атомы углерода находятся в sp- гибридном состоянии.

При нагревании переходит в графит.

Адсорбция

Адсорбция - поглощение газообразных или растворённых веществ поверхностью твёрдого вещества.

Обратный процесс - выделение этих поглощённых веществ - десорбция.

Применение адсорбции

Очистка от примесей (в производстве сахара и др.), для защиты органов дыхания (противогазы), в медицине (таблетки "Карболен") и др.

Химические свойства 

Углерод - малоактивен, на холоде реагирует только со фтором; химическая активность проявляется при высоких температурах.

Восстановительные свойства

1)     с кислородом

C⁰ + O₂  –^t°®  CO₂ углекислый газ

при недостатке кислорода наблюдается неполное сгорание:

2C⁰ + O₂  –^t°® 2C⁺²O угарный газ

2)     со фтором

С + 2F₂ ® CF₄

3)     с водяным паром

C⁰ + H₂O  –^1200°® С⁺²O + H₂ водяной газ

4)     с оксидами металлов

C⁰ + 2CuO  –^t°®  2Cu + C⁺⁴O₂ 

5)     с кислотами – окислителями:

C⁰ + 2H₂SO₄(конц.) ® С⁺⁴O₂­ + 2SO₂­ + 2H₂O

С⁰ + 4HNO₃(конц.) ® С⁺⁴O₂­ + 4NO₂­ + 2H₂O

Окислительные свойства

6)     с некоторыми металлами образует карбиды 

4Al + 3C⁰ ® Al₄C₃

Ca + 2C⁰ ® CaC₂^-4 

7)     с водородом

C⁰ + 2H₂ ® CH₄

Оксид углерода (II) CO

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 + O₂ ® CO₂

CO₂ + C ® 2CO 

2)     В лаборатории - термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H₂SO₄(конц.): 

HCOOH ® H₂O + CO­

H₂C₂O₄ ® CO­ + CO₂­ + H₂O

Химические свойства 

При обычных условиях CO инертен; при нагревании – восстановитель; несолеобразующий оксид.

1)     с кислородом

2C⁺²O + O₂ ® 2C⁺⁴O₂ 

2)     с оксидами металлов

C⁺²O + CuO ® Сu + C⁺⁴O₂

3)     с хлором (на свету)

CO + Cl₂  –^hn®  COCl₂(фосген)

4)     реагирует с расплавами щелочей (под давлением)

CO + NaOH ® HCOONa(муравьинокислый натрий (формиат натрия))

5)     с переходными металлами образует карбонилы

Ni + 4CO  –^t°® Ni(CO)₄

Fe + 5CO  –^t°® Fe(CO)₅ 

Оксид углерода (IV) СO₂

Углекислый газ, бесцветный, без запаха, растворимость в воде - в 1V H₂O растворяется 0,9V CO₂ (при нормальных условиях); тяжелее воздуха; t°пл.= -78,5°C (твёрдый CO₂называется "сухой лёд"); не поддерживает горение.

O=C=O

Получение 

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

CaCO₃  –^t°®  CaO + CO₂­

2.       Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:

CaCO₃ + 2HCl ® CaCl₂ + H₂O + CO₂­

NaHCO₃ + HCl ® NaCl + H₂O + CO₂­ 

Способы собирания

вытеснением воздуха

Химические свойства

Кислотный оксид: реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты

Na₂O + CO₂ ® Na₂CO₃

2NaOH + CO₂ ® Na₂CO₃ + H₂O

NaOH + CO₂ ® NaHCO₃

При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства

С⁺⁴O₂ + 2Mg  –^t°®  2Mg⁺²O + C⁰

Качественная реакция

Помутнение известковой воды:

Ca(OH)₂ + CO₂  ® CaCO₃¯(белый осадок) + H₂O

Оно исчезает при длительном пропускании CO₂ через известковую воду, т.к. нерастворимый карбонат кальция переходит в растворимый гидрокарбонат:

CaCO₃ + H₂O + CO₂ ® Сa(HCO₃)₂ 

Угольная кислота и её соли H₂CO₃

Кислота слабая, существует только в водном растворе:

CO₂ + H₂O « H₂CO₃

Двухосновная:

H₂CO₃ « H⁺ + HCO₃^-

HCO₃^- « H⁺ + CO₃^2-

Характерны все свойства кислот.

Cредние соли - карбонаты (СO₃^2-).

Кислые соли - бикарбонаты, гидрокарбонаты (HCO₃^-).

Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:

2NaHCO₃  –^t°®  Na₂CO₃ + H₂O + CO₂­

Na₂CO₃ + H₂O + CO₂ ® 2NaHCO₃ 

Карбонаты металлов (кроме щелочных металлов) при нагревании декарбоксилируются с образованием оксида:

CuCO₃  –^t°®  CuO + CO₂­

Качественная реакция - "вскипание" при действии сильной кислоты:

Na₂CO₃ + 2HCl ® 2NaCl + H₂O + CO₂­

CO₃^2- + 2H⁺ ® H₂O + CO₂­

КРЕМНИЙ

Открыт Ж. Гей-Люссаком и Л.Тенаром в 1811г.

Второй по распространённости элемент в земной коре (27,6% по массе)

1s22s22p63s23p2
Возбуждённое состояние

Степени окисления: +4, -4.

Аллотропия

Кристаллический – тёмно-серое вещество с металлическим блеском, большая твёрдость, хрупок, полупроводник; r = 2,33 г/см³, t°пл. =1415°C; t°кип. = 2680°C.

Имеет алмазоподобную структуру (sp³- гибридизация атомов кремния) и образует прочные ковалентные s- связи. Инертен.

Аморфный - бурый порошок, гигроскопичен, алмазоподобная структура, r = 2 г/см³, более реакционноспособен.

Получение

1)      

2С + Si⁺⁴O₂  –^t°®  Si⁰ + 2CO

2)      

2Mg + Si⁺⁴O₂  –^t°®  2MgO + Si⁰

Химические свойства

Типичный неметалл, инертен.

Как восстановитель: 

1)     С кислородом

Si⁰ + O₂  –^t°®  Si⁺⁴O₂

2)     С фтором (без нагревания)

Si⁰ + 2F₂ ® SiF₄­

3)     С углеродом

Si⁰ + C  –^t°®  Si⁺⁴C

(SiC - карборунд -твёрдый; используется для точки и шлифовки)

4)     С водородом не взаимодействует. Силан (SiH₄) получают разложением силицидов металлов кислотой:

Mg₂Si + 2H₂SO₄ ® SiH₄­ + 2MgSO₄

5)     С кислотами не реагирует. Растворяется только в смеси азотной и плавиковой кислот:

3Si + 4HNO₃ + 18HF ® 3H₂[SiF₆] + 4NO­ + 8H₂O

6)     Со щелочами (при нагревании):

Si⁰ + 2NaOH + H₂O ® Na₂Si⁺⁴O₃+ 2H₂­

Как окислитель:

7)     С металлами (образуются силициды):

Si⁰ + 2Mg  –^t°®  Mg₂Si^-4

Силан SiH₄

Бесцветный газ, ядовит, t°пл. = -185°C, t°кип. = -112°C.

Получение

Mg₂Si + 4HCl ® 2MgCl₂ + SiH₄­

Химические свойства

1)      

SiH₄ + 2O₂ ® SiO₂ + 2H₂O 

2)      

SiH₄ ® Si + 2H₂­

Оксид кремния (IV) (SiO₂)_n

SiO₂ - кварц, горный хрусталь, аметист, агат, яшма, опал, кремнозём (основная часть песка)

Al₂O₃ • 2SiO₂ • 2H₂O - каолинит (основная часть глины)

K₂O • Al₂O₃ • 6SiO₂ - ортоклаз (полевой шпат)

Физические свойства 

Твёрдое, тугоплавкое вещество, t°пл.= 1728°C, t°кип.= 2590°C

Кислотный оксид

При сплавлении взаимодействует с основными оксидами, щелочами, а также с карбонатами щелочных и щелочноземельных металлов:

1)     С основными оксидами:

SiO₂ + CaO ® CaSiO₃

2)     Со щелочами:

SiO₂ + 2NaOH ® Na₂SiO₃ + H₂O

3)     С водой не реагирует

4)     С солями:

SiO₂ + CaCO₃ ® CaSiO₃ + CO₂­

SiO₂ + K₂CO₃ ® K₂SiO₃ + CO₂­

5)     С плавиковой кислотой:

SiO₂ + 4HF ® SiF₄­ + 2H₂O

SiO₂ + 6HF ® H₂[SiF₆](гексафторкремниевая кислота) + 2H₂O

 (реакции лежат в основе процесса травления стекла). 

Кремниевые кислоты

x • SiO₂ • y H₂O

x = 1, y = 1 H₂SiO₃ - метакремниевая кислота

x = 1, y = 2 H₄SiO₄ - ортокремниевая кислота и т.д.

H₂SiO₃ - очень слабая (слабее угольной), непрочная, в воде малорастворима (образует коллоидный раствор), не имеет кислого вкуса.

Получение

Na₂SiO₃ + 2HCl ® 2NaCl + H₂SiO₃¯

При нагревании разлагается:

H₂SiO₃  –^t°®  H₂O + SiO₂

Соли кремниевой кислоты - силикаты.

Выветривание горных пород (разрушение минералов):

(K₂O • Al₂O₃ • 6SiO₂)(полевой шпат)  + CO₂ + 2H₂O ®
® (Al₂O₃ • 2SiO₂ • 2H₂O)(каолинит (глина)) + 4SiO₂(кремнезём (песок)) + K₂CO₃