ЕXAMCHEMISTRY

Готовимся к сдаче ЕГЭ по химии

Монооксид углерода

СО - оксид углерода (II), угарный газ. В молекуле СО существует тройная связь. Две из трех связей образованы по обменному механизму, а одна - по донорно-акцепторному.

Это самая прочная из всех двухатомных молекул (энергия связи 1069 кДж/моль), поэтому СО является химически малоактивным веществом.

Наличие неподеленных электронных пар у атомов углерода и кислорода обусловливает возможность образования прочных комплексных соединений с d-элементами

Физические свойства

При обычной температуре СО - бесцветный газ, без запаха, очень плохо растворяется в воде, лучше - в спирте.

Монооксид углерода - ядовитый газ, разрушает комплекс гемоглобина с кислородом.

Способы получения

1. Промышленные:

С + H₂O → CO + Н₂

СН₄ + Н₂О → СО + ЗН₂

СН₄ + СО₂ → 2СО + 2Н₂ В качестве катализаторов используют Ni, MgO, Al₂О₃.

2СН₄ + 3О₂ → 2СО + 4Н₂О

2С + О₂ = 2СО (горение угля в недостатке О₂)

2. Лабораторные:

HCOOH → CО + Н₂О

Н₂С₂O₄ → CО + CО₂+ Н₂О

Химические свойства

СО - несолеобразующий оксид

При обычных условиях не реагирует с водой, кислотами, щелочами, поэтому относится к типу несо леобразующих оксидов. Однако формально его можно рассматривать как ангидрид муравьиной кислоты. Основанием для этого является его образование при дегидратации НСООН (см. выше), а также получение формиата натрия при пропускании СО через концентрированный раствор NaOH под высоким давлением:

СО + NaOH → HCOONa формиат натрия

СО - сильный восстановитель

1. Взаимодействие с кислородом и галогенами:

2СО + О₂ = 2СО₂

СО + Cl₂ = COCl₂ фосген

2. Восстановление металлов из их оксидов (реакции осуществляются при Т - 300—1500°С):

2СО + SnО₂ → Sn + 2СО₂

4СО + Fe₃O₄ → 3Fe + 4CО₂

3. Восстановление водорода из воды:

СО + Н₂О = Н₂ + CО₂

Эта реакция в присутствии катализаторов, содержащих Pt или Pd, происходит при обычной температуре, что используется для удаления СО из выхлопных газов автомобилей.

4. Восстановление некоторых благородных металлов из солей (при комнатной Т):

СО + PdCl₂ + Н₂О = Pd↓ + СО₂↑ + 2HCl

Синтез органических соединений

1. Синтез метанола СО + 2Н₂ → СН₃ОН

2. Синтез метана и его гомологов: СО + 3Н₂ → CН₄ + Н₂О

nCO + (2n + 1)H₂ → С_nН_2n + nН₂O

Образование карбонилов металлов

Молекулы СО довольно легко присоединяются к атомам некоторых d-металлов. В образовании донорно-акцепторных связей участвуют неподеленные электронные пары атомов углерода в молекулах СО и свободные орбитали атомов металлов:

4СО + Ni = [Ni(CO)₄] тетракарбонил никеля

5СО + Fe = [Fe(CO)₅] пентакарбонил железа

Образование карбокси - гемоглобина

СО связывается с ионами Fe²⁺ в гемоглобине (НЬ) подобно О₂. Сродство НЬ человека к СО более чем в 200 раз превышает сродство к О₂, поэтому СО способен вытеснять О₂ из оксигемоглобина НЬО₂:

НЬО₂ + СО → НbСО + О₂

Этим и объясняется высокая токсичность угарного газа.

Диоксид углерода

СО₂ - оксид углерода (IV), углекислый газ, угольный ангидрид, диоксид углерода. В молекуле СО₂ атом углерода связан полярными ковалентными связями с двумя атомами кислорода: O=С=O. Молекула имеет симметричное линейное строение, вследствие чего в целом неполярна (дипольный момент равен O).

Физические свойства

При обычных условиях СО₂ - бесцветный негорючий газ, значительно тяжелее воздуха, со слабым кисловатым запахом и вкусом Уже при комнатной температуре под давлением сжижается, а при более низкой температуре превращается в твердую снегообразную массу («сухой лед»). О растворении в воде - см. ниже.

Способы получения

1. Разложение карбонатов и гидрокарбонатов:

СаСО₃ → СаО + CО₂↑

2NaHCО₃ = Na₂CО₃ + CО₂↑ + Н₂O

2. Сжигание угля и других видов топлива:

С_xН_y + О₂ → СО₂ + Н₂O

3. Действие сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:

MgCО₃ + 2HCl = MgCl₂ + Н₂O + CО₂↑

4. Спиртовое брожение глюкозы:

С₆Н₁₂O₆ → 2СО₂↑ + 2С₂Н₅ОН

Химические свойства

СО₂ - кислотный оксид, ангидрид угольной кислоты

Химически диоксид углерода - довольно инертное вещество. Основной тип взаимодействия СО₂ связан с проявлением свойств кислотного оксида.

1. Взаимодействие с водой.

При растворении углекислого газа в воде небольшая часть его молекул (менее 1 %) соединяется с молекулами Н20, образуя очень слабую угольную кислоту:

СО₂ + Н₂O = Н₂СО₃

2. Взаимодействие со щелочами и основными оксидами.

СО₂ + 2NaOH = Na₂CО₃ карбонат натрия

СО₂ + NaOH = NaHCО₃ гидрокарбонат натрия

СО₂ + Са(ОН)₂ = СаСО₃↓ + Н₂O

Эта реакция используется как качественная для обнаружения СО₂↑.

3. Взаимодействие с водными растворами солей, образованных очень слабыми кислотами (слабее угольной):

Na₂SiО₃ + СО₂ + Н₂O = H₂SiО₃↓ + Na₂CО₃

С₆Н₅ОК + СО₂ + Н₂O = С₆Н₅ОН + КНСО₃

Фотосинтез

СО₂ - биохимически активное вещество. В листьях растений на свету из СО₂ и Н₂O образуются углеводы и кислород:

_nСО₂ + _mН₂O → С_n(Н₂O)_m + _nО₂

СО₂ - окислитель в реакциях с сильными восстановителями

При высокой температуре диоксид углерода реагирует с очень активными металлами, а также с другими сильными восстановителями (С, Н₂, NH₃). Примеры реакций:

СО₂ + 2Мg = 2МgО + С

СО₂ + С = 2СО

СО₂ + ЗН₂ → СН₃ОН + Н₂O

а) Синтез мочевины (карбамида):

СО₂ + 2NH₃ → CO(NH₂)₂ + Н₂O

б) Получение питьевой соды по методу Сольвэ:

NaCl + NH₃ + СО₂ + Н₂O = NaHCO₃ + NH₄Cl

Угольная кислота и карбонаты

Растворимость угольного ангидрида в воде при обычных условиях сравнительно невелика (в 1 л воды - 1 л СО₂), при этом только очень небольшая его часть (менее 1 %) соединяется с водой, образуя непрочную угольную кислоту:

СО₂ + Н₂O → Н₂СО₃

Н₂СО₃ - слабая двухосновная кислота

Будучи 2-основной кислотой, Н₂СО₃ диссоциирует ступенчато с образованием гидрокарбонат- и карбонат-анионов:

Н₂СО₃ → Н⁺ + НСО₃^-

НСО₃^- → Н⁺ + СО₃^2-

Угольная кислота существует только в водных растворах, где количество ее молекул и анионов в сотни раз меньше, чем количество растворенных молекул СО₂.

Н₂СО₃ как индивидуальное вещество не имеет никакого значения, но ее соли очень устойчивы и весьма распространены.

Карбонаты

Растворимость в воде. Гидролиз.

Растворимыми в воде солями являются карбонаты щелочных металлов и аммония. Вследствие высокой степени гидролиза их водные растворы имеют сильнощелочную реакцию и в целом ряде случаев ведут себя как основания средней силы.

Na₂СО₃ + Н₂O = NaOH + NaHСО₃

СО₃^2- + Н₂O = ОН^- + НСО₃^-

Химические свойства

Карбонаты щелочных Me при нагревании до т. пл. (~ 800 - 1000°С) не разлагаются. Все остальные карбонаты разлагаются, не достигнув т. пл., образуя углекислый газ и соответствующий оксид МеО. Термическое разложение СаСО₃ широко используется для получения негашеной извести и СО₂:

СаСО₃ = СаО + СО₂↑

При температуре от 700 до 900"С эта реакция обратима, ее равновесие смещают путем изменения давления СО₂. Особенно легко разлагается карбонат аммония:

(NH₄)2CО₃ = 2NH₃↑ + СО₂↑ + Н₂O

Взаимодействие с кислотами

Почти все кислоты, даже такие слабые, как уксусная, легко разлагают карбонаты, вытесняя из них угольную кислоту в виде СО₂ и Н₂O:

Na2CО₃ + 2HCl = 2NaCl + Н₂O + CО₂↑

СаСО₃ + 2HNO₃ = Са(NO₃)2 + Н₂O + CО₂↑

(NH₄)₂CО₃ + 2СН₃СООН = 2CH₃COONH₄ + CО₂ + Н₂O

Превращение в гидрокарбонаты

При пропускании СО₂ в растворы карбонатов или при постепенном добавлении к ним кислот происходит образование кислых солей - гидрокарбонатов:

Na₂C₃ + СО₂ + Н₂O = 2NaHC₃

Na₂C₃ + HCI = NaHCO₃ + NaCl

В природе происходит медленное растворение известняков под действием атмосферных осадков и СО₂:

СаСО₃ + Н₂O + СО₂ = Са(НСO₃)₂

Гидрокарбонаты

Катионы NH₄⁺, щелочных и щелочноземельных Me, а также некоторые другие 2-зарядные катионы образуют с анионами НСО₃^- соли - гидрокарбонаты. Все они легко растворяются в воде, за исключением NaHCО₃.

При кипячении растворов гидрокарбонатов происходит их превращение в карбонаты или гидроксиды металлов с отщеплением СО₂:

Са(НСО₃)₂ = СаСО₃↓ + Н₂O + СО₂↑

Mg(HCО₃)₂ = Мg(ОН)₂↓ + Н₂O + 2СО₂↑

Водные растворы гидрокарбонатов также имеют щелочную среду вследствие гидролиза, но рН значительно меньше, чем у растворов карбонатов. Гидролиз аниона НСО₃^- протекает по схеме:

НСО₃^- + Н₂O → ОН^- + Н₂СО₃

Питьевая сода NaHCО₃

Сода - один из главных продуктов неорганического синтеза. В промышленности ее получают ам миачно-хлоридным способом, основанном на малой растворимости NaHCО₃ в воде (метод Сольвэ):

NH₃ + CО₂ + Н₂O = NH₄HCО₃

NH₄HCО₃ + NaCl = NaHCО₃ + NH₄Cl

NH₃ + CО₂ + Н₂O + NaCI = NaHCО₃ + NH₄Cl

При прокаливании NaHCО₃ разлагается с образованием Na₂CО₃, СО₂ и воды.

Качественная реакция на карбонат - анионы

1. Распознавание карбонатов в виде твердых веществ производится с помощью HCl или H₂SО₄ (разбавленных растворов) Выделяющийся при их взаимодействии СО₂ определяют по помутнению известковой воды:

СО₃^2- + 2Н⁺ = СО₂↑ + Н₂O

СО₂ + Са(ОН)2 = СаСО₃↓ + Н₂O

При избытке СО₂ помутнение исчезает и раствор вновь становится прозрачным:

СаСО₃ + Н₂O + СО₂ = Са(НСО₃)₂

2. Распознавание карбонат-анионов в растворе можно осуществить введением катионов Са²⁺ , что приводит к выпадению в осадок нерастворимого СаСО₃.

Исторические и технические названия некоторых карбонатов

Na₂CО₃•10Н₂O - Кристаллическая сода

Na₂CО₃ - Кальцинированная сода

NaHCО₃ - Питьевая сода

К₂СО₃ - Поташ

СаСО₃ - Кальцит, известняк, мел, мрамор

MgCО₃ - Магнезит

СаСО₃•МgСО₃ - Доломит

(СиОН)₂СО₃ - Малахит, основной карбонат меди

FeCО₃ - Шпатовый железняк