Шпаргалка по неорганической химии
Шрифт:
Химические свойства: электронная конфигурация: 1s22s22p2. На электронной оболочке атома – 6 электронов; на внешнем валентном уровне – 4 электрона. Наиболее характерные степени окисления: +4, +2 – в неорганических соединениях, – 4, -2 – в органических. Углерод в любом гибридном состоянии способен использовать все свои валентные электроны и орбитали. У 4-валентного углерода нет неподеленных электронных пар и нет свободных орбиталей – углерод химически относительно устойчив. Характерно несколько типов гибридизации: sp, sp2, sp3. При низких температурах углерод инертен, но при нагревании
Углерод (кокс) вступает в реакции с оксидами металлов:
Таким образом выплавляют металл из руды. При очень высоких температурах углерод реагирует со многими неметаллами. Огромное количество органических соединений он образует с водородом – углеводороды. В присутствии никеля (Ni) углерод, реагируя с водородом, образует предельный углеводород – метан: С + Н2 = СН4.
При взаимодействии с серой образует сероуглерод: С + 2S2 = СS2.
При температуре электрической дуги углерод соединяется с азотом, образуя ядовитый газ дициан: 2С + N2 = С2N2?.
В соединении с водородом дициан образует синильную кислоту – НСN. С галогенами углерод реагирует в зависимости от их химической активности, образуя галогениды. На холоде реагирует со фтором: С + 2F2 = СF2.
При 2000 °C в электропечи углерод соединяется с кремнием, образуя карборунд: Si + C = SiC.
Нахождение в природе: свободный 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.
39. Аллотропные модификации углерода
Углерод образует 5 аллотропных модификаций: кубический алмаз, гексагональный алмаз, графит и две формы карбина. Гексагональный алмаз найден в метеоритах (минерал лонсдейлит) и получен искусственно при очень высоком давлении и длительном нагревании.
Алмаз – самый твердый из всех природных веществ – используют для резки стекла и для бурения горных пород. Алмаз – прозрачное, бесцветное, кристаллическое вещество, обладающее высокой светопреломляемостью. Алмазы образуют отдельные кристаллы, образующие кубическую гранецентрированную решетку – одна половина атомов в кристалле расположена в вершинах и центрах граней одного куба, а другая – в вершинах и центрах граней другого куба, смещенного относительно первого в направлении его пространственной диагонали. sp3-гибридизация. Атомы образует трехмерную тетраэдрическую сетку, где они связаны ковалентными связями.
Из простых веществ алмаз имеет максимальное число атомов, расположенных плотно друг к другу, отчего он прочный и твердый. Прочность связей в углеродных тетраэдрах (?-связи) обуславливает высокую химическую устойчивость алмаза. На него действует лишь F2 и O2 при 800 °C.
При сильном нагревании без доступа воздуха алмаз переходит в графит. Графит – кристаллы темно-серого цвета, со слабым металлическим
Графит обладает относительно высокой электро– и теплопроводностью, стоек к нагреванию. Из графита изготавливают карандаши.
Карбин получен синтетически ? и ?-формы (поликумулен) каталитическим окислением ацетилена. Это твердые, черные вещества со стеклянным блеском. При нагревании без доступа воздуха переходят в графит.
Уголь – аморфный углерод – неупорядоченная структура графита – получается при нагревании углеродосодержащих соединений.
В природе имеется большие залежи угля.
Уголь имеет несколько сортов:
1) кокс;
2) костяной уголь;
3) сажа.
40. Оксиды углерода. угольная кислота
Углерод с кислородом образует оксиды: СО, СО2, С3О2, С5О2, С6О9 и др. Оксид углерода (II) – СО. Физические свойства: угарный газ, без цвета и запаха, ядовит, в воде почти не растворим, растворим в органических растворителях, t кипения = -192 °C, t плавления = -205 °C. Химические свойства: несолеобразующий оксид. В обычных условиях малоактивен, при нагревании проявляет восстановительные свойства:
1) с кислородом: 2C+2O + O2 = 2C+4O2;
2) восстанавливает металлы из руд: C+2O + CuO = Сu + C+4O2;
3) с хлором (на свету): CO + Cl2 = COCl2(фосген);
4) с водородом: СО + Н2 = СН3ОН (метанол);
5) с серой: СО + S = СОS (сульфоксид углерода);
6) реагирует с расплавами щелочей: CO + NaOH = HCOONa (формиат натрия);
7) с переходными металлами образует карбонилы: Ni + 4CO = Ni(CO)4, Fe + 5CO = Fe(CO)5.
СО легко соединяется с гемоглобином – Hb крови, образуя карбоксигемоглобин, препятствуя переносу О2 от легких к тканям: Hb + CO = HbCO.
При вдохе воздуха карбогемоглобин распадается на исходные продукты: HbCO?Hb + CO.
Получение:
1) в лаборатории – термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H2SO4(конц.):
2) в промышленности (в газогенераторах):
Оксид углерода (IV) СO2. Физические свойства: углекислый газ, без цвета и запаха, малорастворим в воде, тяжелее воздуха, t плавления = -78,5 °C, твердый CO2 – сухой лед, не поддерживает горение.
Получение:
1) в промышленности (обжиг известняка): CaCO3?CaO + CO2;
2) действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты: CaCO3(мрамор) + 2HCl =CaCl2 + H2O + CO2; NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2.
Химические свойства: кислотный оксид, реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты:
При повышенной температуре проявляет окислительные свойства: С+4O2 + 2Mg = 2Mg+2O + C0.
Качественная реакция – помутнение известковой воды: Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3(белый осадок) + H2O.