Продолжение. См. 21, 22, 23, 24, 25-26, 27-28, 29/2003
6. Подгруппа углерода
Знать
: аллотропные модификации
углерода, зависимость их свойств от строения
кристаллической решетки; важнейшие свойства и
применение углерода, оксидов углерода, угольной
кислоты, карбонатов, кремния, оксидов кремния,
кремниевой кислоты; состав и получение
строительных материалов – стекла, цемента,
бетона, керамики, условия их рационального
хранения и использования; качественную реакцию
на карбонат-ион; способы обнаружения углекислого
газа.
Уметь
: давать характеристику подгруппе
элементов на основе строения атомов и положения
элементов в периодической системе; описывать
химические свойства изученных веществ
уравнениями реакций; определять на практике
карбонат-ион и углекислый газ; решать
комбинированные задачи.
Основные понятия:
адсорбция, десорбция,
адсорбент, известковая вода, известковое молоко,
карбиды, силициды, кремниевый ангидрид, керамика.
Контрольные вопросы
1. Какова валентность углерода в соединениях?
Почему?
2. Какие аллотропные формы образует углерод?
3. В чем различие свойств графита и алмаза? Почему
свойства этих веществ так различны?
4. Почему активированный уголь способен к
адсорбции?
5. Что называется адсорбцией? Где применяется это
свойство?
6. В какие реакции может вступать углерод?
Напишите уравнения реакций.
7. Какие оксиды образует углерод?
8. Как устроена молекула монооксида углерода,
какой в ней тип химической связи?
9. Как можно получить оксид углерода(II)? Приведите
уравнение химической реакции.
10. Каковы физические свойства угарного газа?
11. В какие реакции может вступать монооксид
углерода? Приведите уравнения химических
реакций.
12. Где применяется оксид углерода(II)?
13. Как влияет угарный газ на живой организм? Как
уберечься от отравления им?
14. Как устроена молекула диоксида углерода, какой
в ней тип химической связи?
15. Как можно получить СО 2 ? Составьте
уравнение реакции.
16. Каковы физические свойства углекислого газа?
17. Какие реакции возможны для диоксида углерода?
Приведите соответствующие уравнения реакций.
18. Как образуются средние и кислые соли в
реакциях СО 2 с щелочами? Напишите уравнения
реакций.
19. Как распознать углекислый газ? Напишите
уравнение качественной реакции на СО 2 .
20. Почему СО 2 не поддерживает горения и
дыхания?
21. Каково расположение атомов в молекуле
угольной кислоты?
22. Какой тип химической связи между атомами в
молекуле угольной кислоты?
23. Как можно получить угольную кислоту? Приведите
уравнение реакции.
24. Как диссоциирует угольная кислота? Сильный ли
это электролит?
25. Как происходит гидролиз карбоната натрия в
растворе? Напишите уравнение реакции.
26. Какова окраска лакмуса в растворе угольной
кислоты? Почему?
27. Какие соли может образовывать угольная
кислота? Приведите примеры формул веществ.
28. Какие соли угольной кислоты встречаются в
природе и как они называются?
29. Какие карбонаты получают в промышленности?
30. Каковы физические свойства солей угольной
кислоты?
31. Как ведут себя карбонаты при нагревании?
Напишите уравнения реакций.
32. Что происходит с гидрокарбонатами при
нагревании?
33. Какие другие реакции (кроме разложения)
возможны для карбонатов?
34. Какова качественная реакция на карбонаты?
Напишите уравнение реакции.
35. Опишите строение атома кремния.
36. Каковы возможные степени окисления кремния в
его соединениях?
37. Каковы физические свойства кремния?
38. Как можно получить чистый кремний? Составьте
уравнение реакции.
39. Какие реакции возможны для кремния? Напишите
уравнения реакций.
40. Как взаимодействует кремний с щелочами?
Составьте уравнение реакции.
41. Где применяется кремний?
42. Какой оксид образует кремний? В каком виде
оксид кремния встречается в природе?
43. Почему диоксид кремния твердый и тугоплавкий?
44. Каковы химические свойства диоксида кремния?
Напишите уравнения реакций.
45. Где применяется диоксид кремния?
46. Какова простейшая формула кремниевой кислоты?
47. Как можно получить кремниевую кислоту?
Приведите уравнение реакции.
48. Каковы физические свойства кремниевой
кислоты?
49. Как получают силикаты? Напишите уравнения
реакций.
50. Каковы химические свойства силикатов?
Составьте уравнения реакций.
51. Где применяется кремниевая кислота?
52. Где применяются силикаты?
53. Какие материалы производит силикатная отрасль
промышленности?
54. Что является сырьем для производства стекла?
55. Как можно изменить свойства стекла?
56. Где применяется стекло?
57. Где применяются изделия из керамики?
58. Что служит сырьем при производстве цемента?
59. Где применяется цемент?
60. Какие элементы составляют семейство углерода?
61. Как изменяются свойства элементов в подгруппе
углерода с увеличением заряда ядра атома? Почему?
62. Где применяют элементы семейства углерода?
6.1. Решение задач по теме «Подгруппа углерода»
Задача 1.
При обработке 3,8 г смеси
карбоната и гидрокарбоната натрия соляной
кислотой образовалось 896 мл газа
(н. у.). Какой объем соляной кислоты (массовая доля
– 20%, плотность – 1,1 г/см 3) был израсходован
и каков состав исходной смеси?
Решение
1. Расчет количества вещества:
(CO 2) = 0,896 (л)/22,4 (л/моль) = 0,04 моль.
Обозначим через х
количество вещества
газа СО 2 , выделившегося в реакции Na 2 CO 3
c cоляной кислотой. Тогда
(CO 2),
выделившегося при реакции NaHCO 3 c HCl, равно (0,04
– х
) моль. Напишем уравнения реакций:
2. Составим запись для определения количественного состава смеси:
106х + 84 (0,04 – х ) = 3,8, отсюда х = 0,02 моль;
m (Na 2 CO 3) = 0,02 106 = 2,12 г,
m (NaНCO 3) = 0,02 84 = 1,68 г.
3. Рассчитаем объем кислоты. В реакции с Na 2 CO 3 расходуется 0,04 моль HCl, а в реакции с NaНCO 3 – 0,02 моль HCl.
Ответ . 9,95 мл кислоты HCl; 2,12 г Na 2 CO 3 и 1,68 г NaНCO 3 .
Задача 2. Какой объем углекислого газа необходимо пропустить (н. у.) через раствор массой 80 г с массовой долей растворенного вещества гидроксида бария 5% для получения гидрокарбоната бария?
Решение
1. Составим уравнение реакции:
2. Рассчитаем количества веществ исходных соединений, вступивших в реакцию:
m (Ва(ОН) 2) = 80 0,05 = 4 г,
(Ва(ОН) 2) = 4/171 = 0,0234 моль;
(СО 2) = 2(Ва(ОН) 2) = 2 0,0234 = 0,0468 моль.
3. Рассчитаем объем газа:
V (СО 2) = 0,0468 22,4 = 1,05 л.
Ответ . 1,05 л СО 2 .
Задача 3.
Через известковую воду
пропустили 1 л смеси оксидов углерода(II) и (IV).
Выпавший осадок отфильтровали и высушили, масса
осадка составила 2,45 г. Установите содержание
газов в исходной смеси в процентах по объему
(н. у.).
Решение
1. Запишем уравнения реакций:
2. Рассчитаем количество вещества СО 2:
(СО 2) = (СаСО 3) = 2,45/100 = 0,0245 моль.
3. Рассчитаем объемы и объемные доли () газов в смеси:
V (СО 2) = 22,4 0,0245 = 0,5488 л, (СО 2) = 54,88%;
V (СО) = 1 – 0,5488 = 0,4512 л, (СО) = 45,12%.
Ответ . Объемные доли (СО 2) = 54,88%; (СО) = 45,12%.
Задания для самоконтроля
1. С какими веществами будет реагировать оксид углерода(IV): гидроксид натрия, вода, карбонат магния, хлорид натрия, оксид кальция, гидроксид меди(II), уголь, известковая вода? Напишите уравнения возможных реакций.
2. В одной пробирке дан раствор карбоната натрия, а в другой – сульфата натрия. В каждую пробирку добавили раствор хлорида бария и в обоих случаях наблюдали выпадение белого осадка. Как определить, в какой пробирке находится карбонат? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций.
3. Объясните окислительно-восстановительные процессы, показав переходы электронов методом электронного баланса:
4. Запишите уравнения реакций следующих превращений:
5. При действии избытка соляной кислоты на образец доломита МgСО 3 СаСО 3 массой 50 г выделяется 11,2 л углекислого газа (н. у.). Определите массовую долю примесей в данном образце доломита.
Ответ . 8%.
6. Известно, что при горении угля выделяется 402 кДж/моль, а при обжиге известняка поглощается 180 кДж/моль теплоты. Используя эти данные, определите массу угля (содержащего 0,98 массовой доли углерода), необходимого для разложения 1 кг известняка, содержащего 5% примесей.
Ответ . 52 г.
7. 1,68 л смеси оксидов углерода(II) и (IV) пропустили при комнатной температуре через 50 мл раствора гидроксида натрия с концентрацией 2 моль/л, после чего содержание щелочи в растворе уменьшилось вдвое. Определите состав исходной смеси газов в процентах по массе и объему.
Ответ. (СО) = 33,3%, (СО) = 24,1%;
(СО 2) = 66,7%, (СО 2) = 75,9%.
8. Газ, полученный при полном восстановлении 16 г
оксида железа(III) с помощью угарного газа,
пропущен через 98,2 мл 15%-го раствора гидроксида
калия (плотность – 1,14 кг/дм 3). Сколько
литров оксида углерода(II) израсходовано
(н. у.)? Каковы состав и масса образовавшейся соли?
Ответ . 6,72 л СО, 30 г КНСО 3 .
7. Общие свойства металлов
Знать
: положение металлов в
периодической системе химических элементов
Д.И.Менделеева; строение и физические свойства
металлов; нахождение металлов в природе; общие
химические свойства металлов; виды коррозии и
способы защиты от нее; электролиз как
окислительно-восстановительный процесс и его
применение; классификацию сплавов, состав
некоторых сплавов, их свойства и применение;
сущность и значение электрохимического ряда
напряжений металлов.
Уметь
: давать характеристику металлам
на основании положения элементов в
периодической системе и строения атомов;
характеризовать физические свойства металлов;
составлять уравнения реакций, отражающих общие
свойства металлов; составлять схемы и уравнения
электролиза расплавов и растворов солей и
щелочей; решать типовые и комбинированные
задачи.
Основные понятия
: металлическая связь,
металлическая кристаллическая решетка,
гальванический элемент, электрохимический
элемент, коррозия, электролиз, электроэкстрация,
электролитическое рафинирование металлов,
гальванопластика, гальваностегия, сплавы.
Реакции металлов с кислотами
Активные металлы могут реагировать с кислотами
с выделением водорода (реакции замещения).
Малоактивные металлы водород из кислот не
вытесняют.
Контрольные вопросы
1. Каково значение металлов в жизни человека?
2. Каковы особенности строения атомов металлов?
3. Где расположены металлы в периодической
системе химических элементов Д.И.Менделеева?
4. Сколько наружных электронов имеют атомы
металлов главных и побочных подгрупп?
5. В каких формах могут находиться металлы в
природе?
6. Как можно получить металлы из их соединений?
7. Как устроена кристаллическая решетка металлов?
8. Каковы физические свойства металлов?
9. Как ведут себя атомы металлов в химических
реакциях и почему?
10. Какие свойства – окислителей или
восстановителей – проявляют металлы в
химических реакциях?
11. Расскажите об электрохимическом ряде
напряжений металлов.
12. Перечислите реакции, в которые могут вступать
металлы.
13. Как связаны химические активности атомов
металлов и ионов металлов?
14. Пары
какого металла смертельно опасны?
Опишите признаки отравления.
15. Что такое коррозия металла и как уберечь от нее
металл?
16. Перечислите щелочные металлы. Почему они так
называются?
17. Каковы особенности строения атомов щелочных
металлов?
18. Как можно получить щелочные металлы?
19. Каковы физические свойства щелочных металлов?
20. Какие оксиды и пероксиды получаются при
окислении щелочных металлов?
21. Какова степень окисления щелочного металла в
соединении? Почему?
22. Как образуется гидрид щелочного металла?
Какова степень окисления водорода в нем?
23. Как реагирует щелочной металл с раствором
соли?
24. Как окрашивают пламя атомы и ионы щелочных
металлов?
25. Какие реакции характерны для щелочных
металлов?
26. Какие химические связи образуют щелочные
металлы с неметаллами?
27. Как взаимодействует пероксид натрия с
углекислым газом?
28. Где применяются щелочные металлы?
29. Какой из щелочных металлов наиболее активен и
почему?
30. Как надпероксид КО 2 взаимодействует с СО 2 ?
Напишите уравнение реакции.
7.1. Электролиз расплавов
Катод
– восстановитель, на нем
происходит процесс приема электронов катионами
металлов.
Анод
– окислитель, на нем
происходит процесс отдачи электронов анионами
кислотных остатков или гидроксид-ионами.
В случае окисления ионов ОН – составляется схема:
4ОН – – 4e = 2Н 2 O + О 2 .
Электролиз расплавов солей.
(Алгоритм 30.)
Задание 1 . Составьте схему электролиза расплава бромида натрия.
Задание 2. Составьте схему электролиза расплава сульфата натрия.
Электролиз расплавов щелочей.
(Алгоритм 31.)
Задание 1 . Составьте схему электролиза расплава гидроксида натрия.
7.2. Электролиз растворов
Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при пропускании через электролит электрического тока. При электролизе катод является восстановителем, т. к. отдает электроны, а анод – окислителем, т. к. принимает электроны от анионов.
Для выбора наиболее вероятного процесса на катоде и аноде при электролизе растворов с использованием инертного (нерастворимого) анода (например, графита, угля, платины, иридия) используют следующие правила .
1. На аноде образуются:
а) при электролизе растворов, содержащих анионы
F – , –
,
, , OH – , – O 2 ;
б) при окислении анионов Сl – , Вr – ,
I – – соответственно Сl 2 , Вr 2 ,
I 2 .
2. На катоде образуются:
а) при электролизе растворов, содержащих ионы,
расположенные в ряду напряжений левее Аl 3+ ,
– Н 2 ;
б) если ионы расположены в ряду напряжений правее
водорода – металлы;
в) если ионы расположены в ряду напряжений между
Аl 3+ и H + , то на катоде могут
протекать конкурирующие процессы –
восстановление как металлов, так и водорода;
г) если водный раствор содержит катионы
различных металлов, то их восстановление
протекает в порядке уменьшения величины
стандартного электродного потенциала (справа
налево по ряду напряжений металлов).
В случае использования активного
(растворимого) анода (из меди, серебра, цинка,
никеля, кадмия) анод сам подвергается окислению
(растворяется) и на катоде кроме катионов металла
соли и ионов водорода восстанавливаются катионы
металла, полученные при растворении анода.
Восстановительные свойства металлов удобно
сравнивать, используя электрохимический ряд
напряжений, в который включен и водород.
Восстановительная способность элементов в этом
ряду уменьшается слева направо, в этом же
направлении увеличивается окислительная
способность соответствующих катионов.
Электролиз водного раствора соли.
(Алгоритм 32.)
Задание 1. Составьте схему электролиза водного раствора хлорида натрия с использованием инертных электродов.
Задание 2. Составьте схему электролиза водного раствора сульфата меди(II) с использованием инертных электродов.
Электролиз водного раствора щелочи.
(Алгоритм 33.)
Задание 1. Составьте схему электролиза водного раствора гидроксида натрия.
Задания для самоконтроля
1. Составьте схемы электролиза:
а) расплавов хлорида кальция, гидроксида калия,
сульфата лития;
б) водных растворов хлорида магния, сульфата
калия, нитрата ртути(II).
2. Какие реакции практически осуществимы:
а) Cu + HCl ... ;
б) Mg + H 2 SO 4 (разб.) ... ;
в) Zn + Pb(NO 3) 2 ... ;
г) Cu + ZnCl 2 ... ;
д) Ca + H 2 O ... ;
е) Fe + Cl 2 ... ?
3. На стальной крышке поставлена медная заклепка. Что раньше разрушится – крышка или заклепка? Почему?
4. Имеется изделие из железа, покрытое защитной пленкой из олова (луженое железо). Что будет происходить при нагревании такого изделия на воздухе? Напишите уравнения протекающих реакций.
5. Какой объем водорода (н. у.) выделится при погружении в воду 20 г изделия из сплава натрия, калия и меди в массовом отношении 1:1:2?
Ответ . 3,86 л.
6. Рассчитайте массу 9,8%-го раствора серной кислоты, которая потребуется для растворения четырех гранул цинка, если масса каждой гранулы 0,2 г.
Ответ . 12,3 г.
7. Рассчитайте, какой будет массовая доля гидроксида калия в растворе, если металлический калий массой 3,9 г растворить в воде объемом 80 мл.
Ответ. 6,68%.
8. При электролизе сульфата некоторого металла на аноде выделилось 176 мл кислорода (н. у.), а на катоде за то же время – 1 г металла. Сульфат какого металла был взят?
Ответ . CuSO 4 .
9. Железная пластинка массой 18 г опущена в раствор сульфата меди(II). Когда она покрылась медью, ее масса стала равной 18,2 г. Какая масса железа перешла в раствор?
Ответ . 1,4 г.
10. Железная пластинка массой 5 г опущена на некоторое время в 50 мл 15%-го раствора сульфата меди(II), плотность которого 1,12 г/см 3 . После того как пластину вынули, ее масса оказалась равной 5,16 г. Какова масса сульфата меди(II) в оставшемся растворе?
Ответ . 5,2 г.
Ответы на задания для самоконтроля
6.1. Решение задач по теме «Подгруппа углерода»
Углерод
Элемент углерод 6 С находится во 2-м периоде, в главной подгруппе IV группы ПС.
Валентные возможности углерода обусловлены строением внешнего электронного слоя его атома в основном и в возбужденном состояниях:
Находясь в основном состоянии, атом углерода может образовать две ковалентные связи по обменному механизму и одну донорно-акцепторную связь, использую свободную орбиталь. Однако в большинстве соединений атомы углерода находятся в возбужденном состоянии и проявляют валентность IV.
Наиболее характерные степени окисления углерода: в соединениях с более электроотрицательными элементами +4 (реже +2); в соединениях с менее электроотрицательными элементами -4.
Нахождение в природе
Содержание углерода в земной коре 0,48% по массе. Свободный углерод находится в виде алмаза и графита. Основная масса углерода встречается в виде природных карбонатов, а также в горючих ископаемых: торфе, угле, нефти, природном газе (смесь метана и его ближайших гомологов). В атмосфере и гидросфере углерод находится в виде углекислого газа СО 2 (в воздухе 0,046% по массе).
CaCO 3 – известняк, мел, мрамор, исландский шпат
CaCO 3 ∙MgCO 3 – доломит
SiC – карборунд
CuCO 3 ∙Cu(OH) 2 – малахит
Физические свойства
Алмаз имеет атомную кристаллическую решетку, тетраэдрическое расположение атомов в пространстве (валентный угол равен 109°), очень твердый, тугоплавкий, диэлектрик, бесцветный, прозрачный, плохо проводит теплоту.
Графит имеет атомную кристаллическую решетку, его атомы расположены слоями по вершинам правильных шестиугольников (валентный угол 120°), темно-серый, непрозрачный, с металлическим блеском, мягкий, жирный на ощупь, проводит тепло и электрический ток, как и алмаз имеет очень высокие температуры плавления (3700°С) и кипения (4500°С). Длина связи углерод-углерод в алмазе (0,537 нм) больше, чем в графите (0,142 нм). Плотность алмаза больше, чем графита.
Карбин – линейный полимер, состоит из цепочек двух типов: –C≡C–C≡C– или =С=С=С=С=, валентный угол равен 180°, порошок черного цвета, полупроводник.
Фуллерены – кристаллические вещества черного цвета с металлическим блеском, состоят из полых шарообразных молекул (имеет молекулярное строение) состава С 60 , С 70 и др. Атомы углерода на поверхности молекул соединены между собой в правильные пятиугольники и шестиугольники.
Алмаз Графит Фуллерены
Химические свойства
Углерод - малоактивен, на холоде реагирует только со фтором; химическая активность проявляется при высоких температурах.
Оксиды углерода
Углерод образует несолеобразующий оксид СО и Солеобразующий оксид СО 2 .
Оксид углерода (II) СО, угарный газ, монооксид углерода – газ без цвета и запаха, малорастворим в воде, ядовит. Связь в молекуле тройная , очень прочная. Для угарного газа характерны восстановительные свойства в реакциях с простыми и сложными веществами.
CuO + CO = Cu + CO 2
Fe 2 O 3 + 3CO = 2FeO + 3CO 3
2CO + O 2 = 2CO 2
CO + Cl 2 = COCl 2
CO + H 2 O = H 2 + CO 2
Оксид углерода (II) реагирует с Н 2 , NаOH и метанолом:
CO + 2H 2 = CH 3 OH
CO + NаOH = HCOONa
CO + CH 3 OH = CH 3 COOH
Получение угарного газа
1) В промышленности (в газогенераторах):
C + O 2 = CO 2 + 402 кДж, затем CO 2 + C = 2CO – 175 кДж
С + Н 2 О = СО + Н 2 – Q,
2) В лаборатории - термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H 2 SO4(конц.):
HCOOH → H2O + CO
H 2 C 2 O 4 → CO + CO 2 + H2O
Оксид углерода (IV) СО 2 , углекислый газ, диоксид углерода – газ без цвета, запаха и вкуса, растворим в воде, в больших количествах вызывает удушье, под давление превращается в белую твердую массу – «сухой лед», который используется для охлаждения скоропортящихся продуктов.
Молекула СО 2 неполярна, имеет линейное строение O=C=O.
Получение
1. Термическим разложением солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка – в промышленности:
CaCO 3 → CaO + CO 2
2. Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты – в лаборатории:
CaCO 3 (мрамор) + 2HCl → CaCl 2 + H 2 O + CO 2
NaHCO 3 + HCl → NaCl + H 2 O + CO 2
Способы собирания
вытеснением воздуха
3. Сгорание углеродсодержащих веществ:
СН 4 + 2О 2 → 2H 2 O + CO 2
4. При медленном окислении в биохимических процессах (дыхание, гниение, брожение)
Химические свойства
1) С водой даёт непрочную угольную кислоту:
СО 2 + Н 2 О ↔ Н 2 СО 3
2) Реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты
Na 2 O + CO 2 → Na 2 CO 3
2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O
NaOH + CO 2 (избыток) → NaHCO 3
3) При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства – окисляет металлы
СO 2 + 2Mg → 2MgO + C
4) Реагирует с пероксидами и надпероксидами:
2Na 2 O 2 + 2CO 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2
4KO 2 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 2O 2
Качественная реакция на углекислый газ
Помутнение известковой воды Ca(OH) 2 за счёт образования белого осадка – нерастворимой соли CaCO 3:
Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓+ H 2 O
Угольная кислота
Н 2 СО 3 существует только в растворах, неустойчива, слабая, двухосновная, диссоциирует ступенчато, образует средние (карбонаты) и кислые (гидрокарбонаты) соли, раствор СО 2 в воде окрашивает лакмус не в красный, а в розовый цвет.
Химические свойства
1) с активными металлами
H 2 CO 3 + Ca = CaCO 3 + H 2
2) с основными оксидами
H 2 CO 3 + CaO = CaCO 3 + H 2 O
3) с основаниями
H 2 CO 3 (изб) + NaOH = NaHCO 3 + H 2 O
H 2 CO 3 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + 2H 2 O
4) Очень непрочная кислота – разлагается
Н 2 СО 3 = Н 2 О + СО 2
Соли угольной кислоты получают с использованием СО 2:
CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O
CO 2 + KOH = KHCO 3
или по реакции обмена:
K 2 CO 3 + BaCl 2 = 2KCl + BaCO 3
При взаимодействии в водном растворе с СО 2 карбонаты превращаются в гидрокарбонаты:
Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O = 2NaHCO 3
CаCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2
Напротив, при нагревании (или под действием щелочей) гидрокарбонаты превращаются в гидрокарбонаты:
2NaHCO 3 = Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
KHCO 3 + KOH = K 2 CO 3 + H 2 O
Карбонаты щелочных металлов (кроме лития) к нагреванию устойчивы, карбонаты остальных металлов при нагревании разлагаются:
MgCO = MgO + CO 2
Особенно легко разлагаются аммонийные соли угольной кислоты:
(NH 4) 2 CO 3 = 2NH 3 + CO 2 + H 2 O
NH 4 HCO 3 = NH 3 + CO 2 + H 2 O
Применение
Углерод используют для получения сажи, кокса, металлов из руд, смазочных материалов, в медицине, как поглотитель газов, для изготовления наконечников сверл (алмаз).
Na 2 CO 3 ∙10H 2 O – кристаллическая сода (кальцинированная сода) ; используется для получения мыла, стекла, красителей, соединений натрия;
NaHCO 3 – питьевая сода ; используется в пищевой промышленности;
CaCO 3 используется в строительстве, для полученияСО 2 , СаО;
K 2 CO 3 – поташ; используется для получения стекла, мыла, удобрений;
CO – как восстановитель, топливо;
СО 2 – для хранения продуктов питания, газирования воды, производства соды, сахара.
Диоксид углерода, оксид углерода, углекислота – все эти названия одного вещества, известного нам, как углекислый газ. Так какими же свойствами обладает этот газ, и каковы области его применения?
Углекислый газ и его физические свойства
Углекислый газ состоит из углерода и кислорода. Формула углекислого газа выглядит так – CO₂. В природе он образуется при сжигании или гниении органических веществ. В воздухе и минеральных источниках содержание газа также достаточно велико. кроме того люди и животные также выделяют диоксид углерода при выдыхании.
Рис. 1. Молекула углекислого газа.
Диоксид углерода является абсолютно бесцветным газом, его невозможно увидеть. Также он не имеет и запаха. Однако при его большой концентрации у человека может развиться гиперкапния, то есть удушье. Недостаток углекислого газа также может причинить проблемы со здоровьем. В результате недостатка это газа может развиться обратное состояние к удушью – гипокапния.
Если поместить углекислый газ в условия низкой температуры, то при -72 градусах он кристаллизуется и становится похож на снег. Поэтому углекислый газ в твердом состоянии называют «сухой снег».
Рис. 2. Сухой снег – углекислый газ.
Углекислый газ плотнее воздуха в 1,5 раза. Его плотность составляет 1,98 кг/м³ Химическая связь в молекуле углекислого газа ковалентная полярная. Полярной она является из-за того, что у кислорода больше значение электроотрицательности.
Важным понятием при изучении веществ является молекулярная и молярная масса. Молярная масса углекислого газа равна 44. Это число формируется из суммы относительных атомных масс атомов, входящих в состав молекулы. Значения относительных атомных масс берутся из таблицы Д.И. Менделеева и округляются до целых чисел. Соответственно, молярная масса CO₂ = 12+2*16.
Чтобы вычислить массовые доли элементов в углекислом газе необходимо следовать формулерасчета массовых долей каждого химического элемента в веществе.
n
– число атомов или молекул.
Ar
– относительная атомная масса химического элемента.
Mr
– относительная молекулярная масса вещества.
Рассчитаем относительную молекулярную массу углекислого газа.
Mr(CO₂) = 14 + 16 * 2 = 44 w(C) = 1 * 12 / 44 = 0,27 или 27 % Так как в формулу углекислого газа входит два атома кислорода, то n = 2 w(O) = 2 * 16 / 44 = 0,73 или 73 %
Ответ: w(C) = 0,27 или 27 %; w(O) = 0,73 или 73 %
Химические и биологические свойства углекислого газа
Углекислый газ обладает кислотными свойствами, так как является кислотным оксидом, и при растворении в воде образует угольную кислоту:
CO₂+H₂O=H₂CO₃
Вступает в реакцию со щелочами, в результате чего образуются карбонаты и гидрокарбонаты. Этот газ не подвержен горению. В нем горят только некоторые активные металлы, например, магний.
При нагревании углекислый газ распадается на угарный газ и кислород:
2CO₃=2CO+O₃.
Как и другие кислотные оксиды, данный газ легко вступает в реакцию с другими оксидами:
СaO+Co₃=CaCO₃.
Углекислый газ входит в состав всех органических веществ. Круговорот этого газа в природе осуществляется с помощью продуцентов, консументов и редуцентов. В процессе жизнедеятельности человек вырабатывает примерно 1 кг углекислого газа в сутки. При вдохе мы получаем кислород, однако в этот момент в альвеолах образуется углекислый газ. В этот момент происходит обмен: кислород попадает в кровь, а углекислый газ выходит наружу.
Получение углекислого газа происходит при производстве алкоголя. Также этот газ является побочным продуктом при получении азота, кислорода и аргона. Применение углекислого газа необходимо в пищевой промышленности, где углекислый газ выступает в качестве консерванта, а также углекислый газ в виде жидкости содержится в огнетушителях.
Представим себе такую ситуацию:
Вы работаете в лаборатории и решили провести какой-либо эксперимент. Для этого вы открыли шкаф с реактивами и неожиданно увидели на одной из полок следующую картину. У двух баночек с реактивами отклеились этикетки, которые благополучно остались лежать неподалеку. При этом установить точно какой банке соответствует какая этикетка уже невозможно, а внешние признаки веществ, по которым их можно было бы различить, одинаковы.
В таком случае проблема может быть решена с использованием, так называемых, качественных реакций .
Качественными реакциями называют такие реакции, которые позволяют отличить одни вещества от других, а также узнать качественный состав неизвестных веществ.
Например, известно, что катионы некоторых металлов при внесении их солей в пламя горелки окрашивают его в определенный цвет:
Данный метод может сработать только в том случае, если различаемые вещества по разному меняют цвет пламени, или же одно из них не меняет цвет вовсе.
Но, допустим, как назло, вам определяемые вещества цвет пламени не окрашивают, или окрашивают его в один и тот же цвет.
В этих случаях придется отличать вещества с применением других реагентов.
В каком случае мы можем отличить одно вещество от другого с помощью какого-либо реагента?
Возможны два варианта:
- Одно вещество реагирует с добавленным реагентом, а второе нет. При этом обязательно, должно быть ясно видно, что реакция одного из исходных веществ с добавленным реагентом действительно прошла, то есть наблюдается какой-либо ее внешний признак — выпадал осадок, выделился газ, произошло изменение цвета и т.п.
Например, нельзя отличить воду от раствора гидроксида натрия с помощью соляной кислоты, не смотря на то, что щелочи с кислотами прекрасно реагируют:
NaOH + HCl = NaCl + H 2 O
Связано это с отсутствием каких-либо внешних признаков реакции. Прозрачный бесцветный раствор соляной кислоты при смешении с бесцветным раствором гидроксида образует такой же прозрачный раствор:
Но зато, можно воду от водного раствора щелочи можно различить, например, с помощью раствора хлорида магния – в данной реакции выпадает белый осадок:
2NaOH + MgCl 2 = Mg(OH) 2 ↓+ 2NaCl
2) также вещества можно отличить друг от друга, если они оба реагируют с добавляемым реагентом, но делают это по-разному.
Например, различить раствор карбоната натрия от раствора нитрата серебра можно с помощью раствора соляной кислоты.
с карбонатом натрия соляная кислота реагирует с выделением бесцветного газа без запаха — углекислого газа (СО 2):
2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2
а с нитратом серебра с образованием белого творожистого осадка AgCl
HCl + AgNO 3 = HNO 3 + AgCl↓
Ниже в таблицах представлены различные варианты обнаружения конкретных ионов:
Качественные реакции на катионы
| Катион | Реактив | Признак реакции |
| Ba 2+ | SO 4 2- |
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ |
| Cu 2+ |
1) Выпадение осадка голубого цвета:
Cu 2+ + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓ 2) Выпадение осадка черного цвета: Cu 2+ + S 2- = CuS↓ |
|
| Pb 2+ | S 2- |
Выпадение осадка черного цвета:
Pb 2+ + S 2- = PbS↓ |
| Ag + | Cl − |
Выпадение белого осадка, не растворимого в HNO 3 , но растворимого в аммиаке NH 3 ·H 2 O: Ag + + Cl − → AgCl↓ |
| Fe 2+ |
2) Гексацианоферрат (III) калия (красная кровяная соль) K 3 |
1) Выпадение белого осадка, зеленеющего на воздухе: Fe 2+ + 2OH − = Fe(OH) 2 ↓ 2) Выпадение синего осадка (турнбулева синь): K + + Fe 2+ + 3- = KFe↓ |
| Fe 3+ |
2) Гексацианоферрат (II) калия (желтая кровяная соль) K 4 3) Роданид-ион SCN − |
1) Выпадение осадка бурого цвета: Fe 3+ + 3OH − = Fe(OH) 3 ↓ 2) Выпадение синего осадка (берлинская лазурь): K + + Fe 3+ + 4- = KFe↓ 3) Появление интенсивно-красного (кроваво-красного) окрашивания: Fe 3+ + 3SCN − = Fe(SCN) 3 |
| Al 3+ | Щелочь (амфотерные свойства гидроксида) |
Выпадение белого осадка гидроксида алюминия при приливании небольшого количества щелочи: OH − + Al 3+ = Al(OH) 3 и его растворение при дальнейшем приливании: Al(OH) 3 + NaOH = Na |
| NH 4 + | OH − , нагрев | Выделение газа с резким запахом:
NH 4 + + OH − = NH 3 + H 2 O Посинение влажной лакмусовой бумажки |
| H + (кислая среда) |
Индикаторы: − лакмус − метиловый оранжевый |
Красное окрашивание |
Качественные реакции на анионы
| Анион | Воздействие или реактив | Признак реакции. Уравнение реакции |
| SO 4 2- | Ba 2+ |
Выпадение белого осадка, не растворимого в кислотах: Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ |
| NO 3 − |
1) Добавить H 2 SO 4 (конц.) и Cu, нагреть 2) Смесь H 2 SO 4 + FeSO 4 |
1) Образование раствора синего цвета, содержащего ионы Cu 2+ , выделение газа бурого цвета (NO 2) 2) Возникновение окраски сульфата нитрозо-железа (II) 2+ . Окраска от фиолетовой до коричневой (реакция «бурого кольца») |
| PO 4 3- | Ag + |
Выпадение светло-желтого осадка в нейтральной среде: 3Ag + + PO 4 3- = Ag 3 PO 4 ↓ |
| CrO 4 2- | Ba 2+ |
Выпадение желтого осадка, не растворимого в уксусной кислоте, но растворимого в HCl: Ba 2+ + CrO 4 2- = BaCrO 4 ↓ |
| S 2- | Pb 2+ |
Выпадение черного осадка: Pb 2+ + S 2- = PbS↓ |
| CO 3 2- |
1) Выпадение белого осадка, растворимого в кислотах: Ca 2+ + CO 3 2- = CaCO 3 ↓ 2) Выделение бесцветного газа («вскипание»), вызывающее помутнение известковой воды: CO 3 2- + 2H + = CO 2 + H 2 O |
|
| CO 2 | Известковая вода Ca(OH) 2 |
Выпадение белого осадка и его растворение при дальнейшем пропускании CO 2: Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2 |
| SO 3 2- | H + |
Выделение газа SO 2 с характерным резким запахом (SO 2): 2H + + SO 3 2- = H 2 O + SO 2 |
| F − | Ca 2+ |
Выпадение белого осадка: Ca 2+ + 2F − = CaF 2 ↓ |
| Cl − | Ag + |
Выпадение белого творожистого осадка, не растворимого в HNO 3 , но растворимого в NH 3 ·H 2 O (конц.) : Ag + + Cl − = AgCl↓ AgCl + 2(NH 3 ·H 2 O) = }
Что еще почитать? Последние записи
|
