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: 1s22s22p2. 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 2рх, а другой, либо 2ру, либо 2рz-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 1s22s12px12py12pz1. Именно такое состояние атома углерода характерно для решетки алмаза — тетраэдрическое пространственное расположение гибридных орбиталей, одинаковая длина и энергия связей.
Это явление, как известно, называют sp3-гибридизацией, а возникающие функции – sp3-гибридными. Образование четырех sp3-cвязeй обеспечивает атому углерода более устойчивое состояние, чем три р—р- и одна s—s-связи. Помимо sp3-гибридизации у атома углерода наблюдается также sp2— и sp-гибридизация. В первом случае возникает взаимное наложение s- и двух р-орбиталей. Образуются три равнозначные sp2— гибридных орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу. Третья орбиталь р неизменна и направлена перпендикулярно плоскости sp2.
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 sp2-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
C0 + O2 –t°= CO2 углекислый газ
при недостатке кислорода — неполное сгорание:
2C0 + O2 –t°= 2C+2O угарный газ
— со фтором
С + 2F2 = CF4
— с водяным паром
C0 + H2O –1200°= С+2O + H2 водяной газ
— с оксидами металлов. Таким образом выплавляют металл из руды.
C0 + 2CuO –t°= 2Cu + C+4O2
— с кислотами – окислителями:
C0 + 2H2SO4(конц.) = С+4O2 + 2SO2 + 2H2O
С0 + 4HNO3(конц.) = С+4O2 + 4NO2 + 2H2O
— с серой образует сероуглерод:
С + 2S2 = СS2.
Углерод как окислитель:
— с некоторыми металлами образует карбиды
4Al + 3C0 = Al4C3
Ca + 2C0 = CaC2-4
— с водородом — метан (а также огромное количество органических соединений)
C0 + 2H2 = CH4
— с кремнием, образует карборунд (при 2000 °C в электропечи):
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 – СаСО3, доломита – MgCO3*CaCO3; гидрокарбонатов – Mg(НCO3)2 и Са(НCO3)2, СО2 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 С4+ , ни С4- ‑ 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 + 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 (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 CO2 называется «сухой лёд»); не поддерживает горение.
Получение
- Термическим разложением солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка:
CaCO3 –t°= CaO + CO2
- Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2
NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2
Химические свойства СO2
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— Кислые соли — бикарбонаты, гидрокарбонаты
HCO3— ↔ H+ + CO32- Cредние соли — карбонаты
Характерны все свойства кислот.
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
CO32- + 2H+ = H2O + CO2
Карбиды
Карбид кальция:
CaO + 3 C = CaC2 + CO
CaC2 + 2 H2O = Ca(OH)2 + C2H2 .
Ацетилен выделяется при реакции с водой карбидов цинка, кадмия, лантана и церия:
2 LaC2 + 6 H2O = 2La(OH)3 + 2 C2H2 + H2.
Be2C и Al4C3 разлагаются водой с образованием метана:
Al4C3 + 12 H2O = 4 Al(OH)3 = 3 CH4.
В технике применяют карбиды титана TiC, вольфрама W2C (твердые сплавы), кремния SiC (карборунд – в качестве абразива и материала для нагревателей).
Цианиды
получают при нагревании соды в атмосфере аммиака и угарного газа:
Na2CO3 + 2 NH3 + 3 CO = 2 NaCN + 2 H2O + H2 + 2 CO2
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 + H2O + 0,5 O2 = 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 + O2 = 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: NH4OCN = CO(NH2)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):
CO2 + 2 NH3 = CO(NH2)2 + H2O. При 1300С и 100 атм.
Мочевина является амидом угольной кислоты, существует и ее «азотный аналог» – гуанидин.
Карбонаты
Важнейшие неорганические соединения углерода – соли угольной кислоты (карбонаты). H2CO3 – слабая кислота (К1 =1,3·10-4; К2 =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:
H2CO3 ↔ H+ + HCO3— .
При понижении кислотности происходит дополнительное поглощение углекислого газа из атмосферы с образованием кислоты:
CO2 + H2O ↔ H2CO3 .
При повышении кислотности происходит растворение карбонатных пород (раковины, меловые и известняковые отложения в океане); этим компенсируется убыль гидрокарбонатных ионов:
H+ + CO32-↔ HCO3—
CaCO3(тв.) ↔ Ca2+ + CO32-
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 Na2CO3) используется в производстве стекла.
Комментарии: