Контрольные работы, курсовые, дипломные, рефераты, а также подготовка докладов, чертежей, лабораторных работ, презентаций и еще много всего. Недорого и быстро.

Узнать больше...

Главная страница Шпаргалки
Решение задач Эксклюзивные фото по химии
Сочинения (более 4000) Юмор из жизни учащихся
Вернуться в раздел "Учебные материалы"

Химия

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ. ЭЛЕМЕНТЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ

7. Углерод

Свойства 6С.

Атомная масса

12,011

кларк, ат.%

(распространненость в природе)

0,14

Электронная конфигурация*

Агрегатное состояние

(н. у.).

твердое вещество

0,0904

Цвет

алмаз –бесцв.

графит - серый

¾

3800

Энергия ионизации

11,264

5000 (алмаз)

Относительная электро-
отрицательность

2,5

Плотность

алмаз – 3,51

графит – 2,2

Возможные степени окисления

-4, +2, +4

Стандартный электродный потенциал

¾

*Приведена конфигурация внешних электронных уровней атома элемента. Конфигурация остальных электронных уровней совпадает с таковой для благородного газа, завершающего предыдущий период и указанного в скобках.

Изотопы углерода. Углерод имеет два устойчивых изотопа: 12С (98,892%) и 13С (1,108%). Очень важен радиоактивный изотоп углерода 14С, испускающий b -лучи с периодом полураспада Т1/2 = 5570 лет. С помощью радиоуглеродного анализа путем определения концентрации изотопа 14С ученые смогли довольно точно датировать возраст углеродсодержащих пород, археологических находок, геологических событий.

Нахождение в природе. В природе углерод встречается в виде алмаза карбина и графита, в соединениях – в виде каменного и бурого углей и нефти. Входит в состав природных карбонатов: известняка, мрамора, мела CaCO3, доломита CaCO3Ч MgCO3. Является важной составной частью органических веществ.

Физические свойства. Атом углерода имеет 6 электронов, 2 из которых образуют внутренний слой (1s2), a 4 — внешний (2s22p2). Связи углерода с другими элементами преимущественно ковалентны. Обычная валентность углерода — IV. Замечательная особенность атомов углерода — способность соединяться между собой с образованием прочных длинных цепей, в том числе замкнутых. Число таких соединений огромно, все они составляют предмет органической химии.

Различие аллотропных модификаций углерода — яркий пример влияния кристаллического строения твердых веществ на их физические свойства. В графите атомы углерода находятся в состоянии sp2-гибридизации и расположены в параллельных слоях, образуя гексагональную сетку. Внутри слоя атомы связаны гораздо сильнее, чем между слоями, поэтому свойства графита сильно различаются по разным направлениям. Так, способность графита к расслаиванию связана с разрывом более слабых межслойных связей по плоскостям скольжения.

При очень высоких давлениях и нагревании без доступа воздуха из графита может быть получен искусственный алмаз. В кристалле алмаза атомы углерода находятся в состоянии sp3-гибридизации, и поэтому все связи эквивалентны и очень прочны. Атомы образуют непрерывный трехмерный каркас. Алмаз — самое твердое вещество, найденное в природе.

Менее известны два других аллотропа углерода — карбин и фуллерен.

Химические свойства. Углерод в свободном состоянии является типичным восстановителем. При окислении кислородом в избытке воздуха он превращается в оксид углерода (IV):

при недостатке - в оксид углерода (II):

Обе реакции сильно экзотермичны.

При нагревании углерода в атмосфере оксида углерода (IV) образуется угарный газ:

Углерод восстанавливает многие металлы из их оксидов:

Так протекают реакции с оксидами кадмия, меди, свинца. При взаимодействии углерода с оксидами щелочноземельных металлов, алюминия и некоторых других металлов образуются карбиды:

Объясняется это тем, что активные металлы — более сильные восстановители, чем углерод, поэтому при нагревании образующиеся металлы окисляются избытком углерода, давая карбиды:

Оксид углерода (II). При неполном окислении углерода образуется оксид углерода (II) СО — угарный газ. В воде он плохо растворим. Формальная степень окисления углерода 2+ не отражает строение молекулы СО. В молекуле СО, помимо двойной связи, образованной обобществлением электронов углерода и кислорода, имеется дополнительная, третья связь (изображена стрелкой), образованная по донорно-акцепторному механизму за счет неподеленной пары электронов кислорода:

В связи с этим молекула СО крайне прочна. Оксид углерода (II) является несолеобразующим и не взаимодействует в обычных условиях с водой, кислотами и щелочами. При повышенных температурах он склонен к реакциям присоединения и окисления-восстановления. На воздухе СО горит синим пламенем:

Он восстанавливает металлы из их оксидов:

Под действием облучения на прямом солнечном свету или в присутствии катализаторов СО соединяется с Cl2, образуя фосген — крайне ядовитый газ:

В природе оксид углерода (II) практически не встречается. Он может образовываться при обезвоживании муравьиной кислоты (лабораторный способ получения):

Исходя из последнего превращения чисто формально можно считать СО ангидридом, муравьиной кислоты. Это подтверждается следующей реакцией, которая происходит при пропускании СО в расплав щелочи при высоком давлении:

Карбонилы переходных металлов. Со многими металлами СО образует летучие карбонилы:

Ковалентная связь Ni—С в молекуле карбонила никеля образуется по донорно-акцепторному механизму, причем электронная плотность смещается от атома углерода к атому никеля. Увеличение отрицательного заряда на атоме металла компенсируется участием его d-электронов в связи, поэтому степень окисления металла равна 0. При нагревании карбонилы металлов разлагаются на металл и оксид углерода (II), что используется для получения металлов особой чистоты.

Оксид углерода (IV). Оксид углерода (IV) является ангидридом угольной кислоты Н2СО3 и обладает всеми свойствами кислотных оксидов.

При растворении CO2 в воде частично образуется угольная кислота, при этом в растворе существует следующее равновесие:

Существование равновесия объясняется тем, что угольная кислота является очень слабой кислотой (К1 = 4Ч 10-7, К2= 5Ч 10-11 при 25 °С). В свободном виде угольная кислота неизвестна, так как она неустойчива и легко разлагается.

Угольная кислота. В молекуле угольной кислоты атомы водорода связаны с атомами кислорода:

Как двухосновная она диссоциирует ступенчато. Угольная кислота относится к слабым электролитам.

Угольная кислота как двухосновная образует средние соли — карбонаты и кислые соли — гидрокарбонаты. Качественной реакцией на эти соли является действие на них сильных кислот. При этой реакции угольная кислота вытесняется из своих солей и разлагается с выделением углекислого газа:

Соли угольной кислоты. Из солей угольной кислоты наибольшее практическое значение имеет сода Na2СО3. Эта соль образует несколько кристаллогидратов, из которых самым устойчивым является Na2СО3Ч 10H2O (кристаллическая сода). При прокаливании кристаллической соды получают безводную, или кальцинированную, соду Na2СО3. Широко используется также питьевая сода NaHСО3. Из солей других металлов важное значение имеют: K2СО3 (поташ) – белый порошок, хорошо растворимый в воде, содержится в золе растений, применяется в производстве жидкого мыла, оптического тугоплавкого стекла, пигментов; CaСО3 (известняк) – встречается в природе в виде мрамора, мела и известняка, которые применяют в строительном деле. из него получают известь и оксид углерода (IV).

 

уголь активированный древесный

 

Вы находитесь на сайте Xenoid v2.0:
если вам нужно быстро, подробно и недорого
решить контрольную - обращайтесь. Возможны консультации
онлайн. См. раздел "Решение задач".

 

 

 

Copyright © 2005-2013 Xenoid v2.0

Использование материалов сайта возможно при условии указания активной ссылки
Химия: решение задач