Мои Конспекты
Главная | Обратная связь


Автомобили
Астрономия
Биология
География
Дом и сад
Другие языки
Другое
Информатика
История
Культура
Литература
Логика
Математика
Медицина
Металлургия
Механика
Образование
Охрана труда
Педагогика
Политика
Право
Психология
Религия
Риторика
Социология
Спорт
Строительство
Технология
Туризм
Физика
Философия
Финансы
Химия
Черчение
Экология
Экономика
Электроника

Способи збирання



У природі діоксид вуглецю постійно утворюється при найрізноманітніших процесах: горінні вугілля і інших видів палива, диханні, бродінні, гнитті тощо.

В гірництві

При виділенні вуглекислого газу з підошви виробки і відсутності активного струменя повітря в нижній частині її можуть утворюватися застійні зони з високою концентрацією. В рудниковій атмосфері вуглекислий газ присутній завжди, бо утворюється у великій кількості за рахунок біохімічних та хімічних реакційокиснення, що протікають в гірничих виробках. Звичайно виділення природного вуглекислого газу в гірничі виробки незначні, винятками є виділення вуглекислого газу магматичного походження в деяких вугільних та калійних родовищах. Граничний допустимий вміст СО2 в шахтному повітрі 0,5-1 % (за об'ємом). При 10 % наступає непритомність, при 20-25 % — смертельне отруєння. Перша допомога при отруєнні полягає у винесенні потерпілого на свіже повітря, проведенні штучного дихання.

Сірковуглець CS2

Сірковуглець CS2 — прозора летка рідина з ефірним запахом.

Хімічні та фізичні властивості

Температура кипіння - 46,2°C, густина - 1263 кг/м3. Частково розкладається під дією ультрафіолетових променів; продукти розкладу мають надзвичайно неприємний запах. Сірковуглець є отруйною речовиною. Суміш парів сірковуглецю з повітрям (1,25-50% CS2 по об'єму) спалахує при температурі близько 100°C. Розчиняє жири, масла, смоли, каучуки, сірку, фосфор, йод, нітрат Аргентуму. Змішується у будь-яких пропорціях з ефіром, спиртом, хлороформом; мало розчинний у воді. Застосовують у виробництві віскози, для отримання тетрахлорметану, екстрагування масел та смол. Великі кількості сірковуглецю витрачаються на боротьбу з різними шкідниками сільськогосподарських культур, але головна маса його йде на приготування віскози, яку використовують для виготовлення одного з видів штучного волокна.

Сірковуглець CS2 одержують пропусканням пари сірки крізь шар розжареного вугілля. При довгому зберіганні сірковуглець жовтіє і набуває неприємного запаху.

Відомий ще один великий клас неорганічних карбонвмісних сполук – карбоніли. Карбонілами називають сполуки, які містять атоми металу і молекули СО. Утворення карбонілів характерне лише для перехідних металів. Леткі карбоніли токсичні і легко утворюють вибухові суміші з повітрям (наприклад, Fe(CO)5, Ni(CO)4).

Сполуки вуглецю з металами називають карбідами. Найчастіше іонні карбіди отримують взаємодією оксидів металів з вуглецем (наприклад, з графітом) при високій температурі:

СаО + 3С ® СаС2 + СО

2Al2O3 + 9C ® Al4C3 + 6CO.

Ацетиленіди CuC2 і Ag2C2 синтезують, пропускаючи потік ацетилену С2Н2 через розчин відповідних солей. Ацетиленіди вибухонебезпечні. При гідролізі ацетеленідів виділяється С2Н2.

H–СºC–Н + 2Cu+ ® Cu–CºC–Cu + 2H+

Металоподібні карбіди отримують безпосередньою взаємодією металу з вуглецем при високій температурі в електропечах: 3Fe + C ® Fe3C.

 

Сполуки карбону у ступені окиснення +4.

Ступінь окиснення карбону +4 проявляється в його сполуках з більш електронегативними, ніж він сам, неметалічними елементами: CНal4, CO2, CS2, COHal2, CSHal2.

По хімічній природі ці сполуки карбону(IV) є кислотними. Деякі з них достатньо легко взаємодіють з водою, утворюючи кислоти:

СО2 + Н2О = Н2СО3,

СОСl2 + 2H2O = H2CO3 + 2HCl.

З основними сполуками вони утворюють солі:

2KOH + CO2 = K2CO3 + H2O,

2KNH2 + CO2 = K2CN2 + 2H2O,

CaS + CS2 = CaCS3,

Ca3N2 + C3N4 = 3CaCN2.

2.1. Галіди CHal4. CF4 – газ, CCl4 – рідина, CBr4 і CJ4 – тверді. У воді практично не розчинні, є розчинні в органічних розчинниках.

CF4 – хімічно і термічно стійкий.

CCl4 може гідролізувати лише при високій t° і в присутності каталізаторів (металів):

CHal4 + 2H2O = CO2 + 4HНal.

По мірі зростання довжини і зменшення енергії зв’язку в ряду

CF4 – CCl4 – CBr4 – CJ4

Стійкість сполук зменшується, а хімічна активність зростає.

CCl4 – негорючий органічний розчинник, рідина для вогнегасників, CF2Cl2 – фреон (Тпл. = -30°С) для холодильних машин і установок.

2.2. Диоксид СО2.

Має лінійну форму молекули. О = С = О

В техніці СО2 отримують розкладом СаСО3:

СаСО3 ® CаО + СО2­,

а в лабораторії:

CaCO3 + 2HCl ® CaCl2 + CO2­ + H2O

Розчинність CO2 у воді 1,7 л CO2 (0°С), 1л CO2 (15°C)/1л H2O. Деяка частина розчиненого CO2 взаємодіє з водою з утворенням карбонатної кислоти:

CO2 + H2O Û H2CO3.

Вугільна кислота — слабка двоосновна кислота з хімічною формулою . У чистому вигляді нестійка[1]. Утворюється в малих кількостях при розчиненні вуглекислого газу у воді[2], в тому числі і вуглекислого газу з повітря. Утворює ряд стійких неорганічних та органічних похідних: солі (хімія) (карбонатита гідрокарбонати), естери, аміди та ін

Фізичні властивості

Молекула вугільної кислоти має плоску будову. Центральний вуглецевий атом має sp ²-гібридизацію. У гідрокарбонат- карбонат-аніонів відбуваєтьсяделокалізація π-зв'язку. Довжина зв'язку C — O в карбонат-іоні становить 129 пм.

Хімічні властивості

Рівновага у водних розчинах та кислотність

Вугільна кислота існує у водних розчинах в стані рівноваги з гідратом діоксиду вуглецю:

, константа рівноваги при 25 °C

Швидкість прямої реакції 0,039 з-1, зворотної — 23 з-1.

У свою чергу розчинений гідрат діоксиду вуглецю знаходиться в рівновазі з газоподібним діоксидом вуглецю:

​​]

Дана рівновагу при підвищенні температури зсувається вправо, а при підвищенні тиску — вліво (докладніше див. Абсорбція газів).

Вугільна кислота піддається оборньому гідролізу, створюючи при цьому кисле середовище:

, константа кислотної дисоціації при 25 °C

Однак, для практичних розрахунків частіше використовують уявну константу кислотності, що враховує рівновагу вугільної кислоти з гідратом діоксиду вуглецю:

 

гідрокарбонат-іон піддається подальшому гідролізу по реакції

, константа кислотності при 25 °C

Таким чином, в розчинах, що містять вугільну кислоту, створюється складна рівноважна система, яку можна зобразити у загальному вигляді таким чином:

 

Значення pH в такій системі, яке відповідає насиченому розчину діоксиду вуглецю в воді при 25 °C і тиску 760 мм рт. ст., можна розрахувати по формулі:

, где L = 0,034 моль/л — розчинність CO2 в воді при вказаних умовах.

Розкладання

При підвищенні температури розчину і/або пониженні парціального тиску діоксиду вуглецю рівновагу в системі зміщується вліво, що призводить до розкладання частини вугільної кислоти на воду і діоксид вуглецю. При кипінні розчину вугільна кислота розкладається повністю:

 

Взаємодія з основами та солями

Вугільна кислота вступає в реакції нейтралізації з розчинами основ, утворюючи середні та кислі солі (хімія) — карбонати та гідрокарбонати відповідно:

(конц.) ​​]

(разб.) ​​]

​​]

​​]

При взаємодії вугільної кислоти з карбонатами утворюються гідрокарбонати:

 

 

Отримання

Вугільна кислота утворюється при розчиненні у воді діоксиду вуглецю:

 

Вміст вугільної кислоти в розчині збільшується при зниженні температури розчину та збільшенні тиску вуглекислого газу.

Також вугільна кислота утворюється при взаємодії її солей (карбонатів та гідрокарбонатів) з більш сильною кислотою. При цьому велика частина утворилася вугільної кислоти, як правило, розкладається на воду і діоксид вуглецю:

 

 

Застосування

Вугільна кислота завжди присутня у водних розчинах вуглекислого газу (см. Газована вода).

В біохімії використовується властивість рівноважної системи змінювати тиск газу пропорційно зміні змісту іонів оксонія (кислотності) при постійній температурі. Це дозволяє реєструвати в реальному часі хід ферментативних реакцій, що протікають із зміною pH розчину.

Органічні похідні

Вугільну кислоту формально можна розглядати як карбонову кислоту з гідроксильної групою замість вуглеводневої залишку. У цій якості вона може утворювати всі похідні, характерні для карбонових кислот

Карбонатна кислота – слабкий електроліт, що видно із наведених нижче констант дисоціації:

 

 

Як одноосновна кислота утворює кислі і середні солі, які називають відповідно гідрогенкарбонатами і карбонатами: КНСО3 і К2СО3, Са(НСО3)2 і СаСО3. Карбонати і гідрогенкарбонати утворюють метали, яким відповідають сильні основи, тобто лужні і лужноземельні метали. Метали, яким відповідають слабкі основи, утворюють основні карбонати (CuOH)2CO3 або зовсім не утворюють карбонатів (Cr(III), Al).

Карбона́т на́трію Na2CO3, або кальцинована сода, — безбарвна кристалічна речовина. Добре розчиняється у воді. З водного розчину кристалізується у вигляді декагідрату Na2CO3 • 10H2O, який називають кристалічною содою. При прожарюванні вона втрачає кристалізаційну воду і перетворюється у безводну сіль Na2CO3, яка поступає у продаж під назвою кальцинованої соди. Кальцинована сода належить до найважливіших хімічних продуктів. Вона у дуже великій кількості застосовується в склоробній, миловарній, текстильній і паперовій промисловості, а також у паро-силовому господарстві для пом'ягшення води і в домашньому побуті.

Основні дані. Історія промислового виробництва.

Карбонат натрію Na2CO3, або сода, є одним з головних продуктів хімічної промисловості. У величезних кількостях сода споживається скляною, миловарною, целюлозно-паперовою, текстильною, нафтовою і іншими галузями промисловості, а також служить для отримання різних солей натрію. Застосування соди в домашньому вжитку загальновідомо.

До кінця XVIII століття вся сода, що застосовувалася в промисловості, добувалася виключно з природних джерел. Такими джерелами були природні відкладення карбонату натрію, що зустрічаються в Єгипті і деяких інших місцях, зола морських водоростей і рослин, що виростають на солончаковому ґрунті, і содові озера. У 1775 р. Французька академія наук, зважаючи на нестачу лугів у Франції, призначила премію за винахід якнайкращого способу отримання соди з куховарської солі. Проте пройшло шістнадцять років, перш ніж цим питанням зацікавився французький лікар Леблан, який розробив економічно вигідний сульфатний спосіб отримання соди і в 1791 р. здійснив його у виробничому масштабі.

У шестидесятих роках XIX століття бельгійський хімік Сольвей розробив новий «аміачний» спосіб отримання соди з хлористого натрію. Аміачний спосіб заснований на утворенні гідрокарбонату натрію при реакції між куховарською сіллю і гідрокарбонатом амонію в одному розчині.

 

У промисловості ця реакція здійснюється таким чином. Концентрований розчин хлористого натрію насичують при охолодженні аміаком, а потім пропускають в нього під тиском двоокис вуглецю, що одержується випаленням вапняку. При взаємодії аміаку, двоокису вуглецю і води утворюється гідрокарбонат амонію

NH3 + СО2 + Н2O = NH4HCO3,

який, вступаючи в обмінну реакцію з хлористим натрієм, дає хлорид амонію і гідрокарбонат натрію:

NH4HCO3 + NaCl = NaHCO3 + NH4Cl

Перебіг цієї реакції обумовлений тим, що гідрокарбонат натрію мало розчинний в холодній воді і виділяється у вигляді осаду, який може бути відокремлений фільтруванням.

При прожарюванні гідрокарбонат натрію розкладається на карбонат, воду і двоокис вуглецю, що знов надходить на виробництво:

2NaHCO3 = Na2CO3 + СО2 + Н2O

Нагріваючи розчин, що містить хлористий амоній, з вапном, виділяють назад аміак:

2NH4Cl + Са(ОН)2 = 2NH3 + CaCl2 + 2Н2O

Таким чином, при аміачному способі отримання соди єдиним відходом виробництва є хлористий кальцій, який залишається в розчині після виділення аміаку і має обмежене застосування.

Одержана за аміачним способом сода не містить кристалізаційної води і називається кальцинованою содою.

Частина гідрокарбонату натрію використовується без подальшої переробки. Так, наприклад, він під назвою питної (або двовуглекислої) соди застосовується в медицині, а також замість дріжджів.

Аміачний спосіб майже повністю витіснив сульфатний спосіб Леблана. Головна його перевага перед сульфатним способом полягає в більшій економічності (мала витрата палива).

У більшості випадків карбонати крім (Li2CO3) є погано розчинними, погано розчинними є і основні карбонати; значно вищу розчинність мають гідрокарбонати (за винятком NaHCO3, який є менш розчинним, ніж його карбонат Na2CO3).

В карбонат-іоні С має sp2-гібридизацію: триоксокарбонат-іон

sp2- гібридизація атома С

Розчини карбонатів лужних металів внаслідок гідролізу мають сильнолужну реакцію:

K2CO3 + H2O Û KHCO3 + KOH.

Ступінь гідролізу розчинів гідрокарбонатів незначний, внаслідок чого вони, наприклад, розчин питної соди NaHCO3, мають слабколужну реакцію.

Солі карбонатної кислоти термічно нестійкі. Термічно стійкими є лише солі лужних металів. Термічна стійкість зростає із збільшенням іонного радіуса лужного металу, тобто в ряду:

Li+ < Na+ < K+ < Rb+ < Cs+

Карбонати лужноземельних металів розкладаються при нижчих температурах (800 - 1000°С), ніж карбонати лужних металів. Термічна стійкість основних і середніх карбонатів малоактивних металів (Cu, Ag, Hg) незначна.

Карбона́т ка́льцію - найважливіша і найпоширеніша сполука кальцію. Хімічна формула СаСО3. В природі він зустрічається у вигляді кількох різновидів:вапняк, крейда, мармур.

Властивості

Усі різновидності карбонату кальцію, крім гідрокарбонату Са(НСО3)2, нерозчинні у воді. Однак гідрокарбонат кальцію є речовиною нестійкою. При тривалому перебуванні на повітрі, а також при кип'ятінні його розчину Са(НСО3)2 розкладається з виділенням вуглекислого газу, утворенням води і нормальної солі:

· Са(НСО3)2 = СаСО3 ? + Н2О + СО2 ?

У природних умовах гідрокарбонат кальцію утворюється при взаємодії розчиненого в природній воді вуглекислого газу з вапняками:

· СаСО3 + Н2О + СО2 = Са(НСО3)2

Завдяки цій реакції і розчинності гідрокарбонату у воді відбувається постійне переміщення карбонатів у природі. Просочуючись крізь ґрунт і шари вапняку, природні води, які завжди містять у собі розчинний вуглекислий газ, розчиняють карбонати кальцію і виносять його у вигляді гідрокарбонату в річки й моря. Там СаСО3 іде на побудову скелету живих морських організмів, а після їх відмирання нагромаджується на дні морів. Разом з тим у теплих місцях гідрокарбонат розкладається і у вигляді нормальної солі осідає на дні моря.

Кислотами карбонат і гідрокарбонат кальцію легко розкладається, наприклад:

· СаСО3 + 2HCl = CaCl2 + Н2О + СО2 ?

· Са(НСО3)2 + 2HCl = CaCl2 + 2Н2О + 2СО2 ?

При нагріванні карбонат кальцію, не плавлячись, розкладається з утворенням оксиду кальцію і діоксиду вуглецю:

· СаСО3 = СаО + СО2 ?

Природні форми

· Кальцит

· Арагоніт

· Мармур

· Травертин

 

Дисульфід карбону CS2. Дисульфід карбону в звичайних умовах – летка рідина, яка легко окиснюється; при невеликому нагріванні займається на повітрі:

CS2 + 3O2 = CO2­ + 2SO2­

Отруйна речовина, яка не розчиняється у воді, але при нагріванні (150°С) гідролізує на CO2 H2S.

CS2 + H2O = CO2 + H2S

Використовується як розчинник.

Тіокарбонати.

Їх можна отримати взаємодією дисульфіду карбону з основними сульфідами, наприклад:

K2S + CS2 = K2[CS3].

Калій трисульфідокарбонат (IV)

K2CS3 + 2HCl = 2KCl + H2CS3.

Водний розчин H2CS3 – слабка тіокарбонатна кислота, яка поступово розкладається водою:

H2CS3 + 3H2O = H2CO3 + 3H2S

Нітридокарбонати.

Важливе місце займає кальцій ціанамід CaCN2. Його отримують окисненням кальцій карбіду азотом при нагріванні:

CaC2 + N2 = CaCN2 + C.

Гідроген ціанамід H2CN2 – кристалічна речовина, легко розчинна у воді, спирті, ефірі. Проявляє слабковиражені кислотні властивості. У воді поступово розкладається:

H2CN2 + 3H2O = H2CO3 + 2NH3­.

Ціанати і тіоціанати.

sp- гібридному стану карбону крім CN22- відповідають також іони CON- і CSN-:

[N = C = N]2- [O = C = N]- [S = C = N]-.

Похідні CON- і CSN- називають ціанатами і тіоціанатами (роданідами).

HCNO – гідроген оксонітридокарбонат у водному розчині ціанатна кислота (K = 1,2 ×10-4) існує у вигляді таутомерних форм:

 

Оксонітридокарбонати (ціанати) водою поступово розкладаються:

KCNO + 2H2O = KHCO3 + NH3.

HCNS гідроген сульфідонітридокарбонат (IV) (гідроген роданід)

Ціані́ди (ціанисті метали) — солі синильної кислоти.

 




Поиск по сайту:







©2015-2020 mykonspekts.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.