Студопедия

Главная страница Случайная страница

КАТЕГОРИИ:

АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника






Способи збирання




У природі діоксид вуглецю постійно утворюється при найрізноманітніших процесах: горінні вугілля і інших видів палива, диханні, бродінні, гнитті тощо.

В гірництві

При виділенні вуглекислого газу з підошви виробки і відсутності активного струменя повітря в нижній частині її можуть утворюватися застійні зони з високою концентрацією. В рудниковій атмосфері вуглекислий газ присутній завжди, бо утворюється у великій кількості за рахунок біохімічних та хімічних реакційокиснення, що протікають в гірничих виробках. Звичайно виділення природного вуглекислого газу в гірничі виробки незначні, винятками є виділення вуглекислого газу магматичного походження в деяких вугільних та калійних родовищах. Граничний допустимий вміст СО2 в шахтному повітрі 0,5-1 % (за об'ємом). При 10 % наступає непритомність, при 20-25 % — смертельне отруєння. Перша допомога при отруєнні полягає у винесенні потерпілого на свіже повітря, проведенні штучного дихання.

Сірковуглець CS2

Сірковуглець CS2 — прозора летка рідина з ефірним запахом.

Хімічні та фізичні властивості

Температура кипіння - 46,2°C, густина - 1263 кг/м3. Частково розкладається під дією ультрафіолетових променів; продукти розкладу мають надзвичайно неприємний запах. Сірковуглець є отруйною речовиною. Суміш парів сірковуглецю з повітрям (1,25-50% CS2 по об'єму) спалахує при температурі близько 100°C. Розчиняє жири, масла, смоли, каучуки, сірку, фосфор, йод, нітрат Аргентуму. Змішується у будь-яких пропорціях з ефіром, спиртом, хлороформом; мало розчинний у воді. Застосовують у виробництві віскози, для отримання тетрахлорметану, екстрагування масел та смол. Великі кількості сірковуглецю витрачаються на боротьбу з різними шкідниками сільськогосподарських культур, але головна маса його йде на приготування віскози, яку використовують для виготовлення одного з видів штучного волокна.

Сірковуглець CS2 одержують пропусканням пари сірки крізь шар розжареного вугілля. При довгому зберіганні сірковуглець жовтіє і набуває неприємного запаху.

Відомий ще один великий клас неорганічних карбонвмісних сполук – карбоніли. Карбонілами називають сполуки, які містять атоми металу і молекули СО. Утворення карбонілів характерне лише для перехідних металів. Леткі карбоніли токсичні і легко утворюють вибухові суміші з повітрям (наприклад, Fe(CO)5, Ni(CO)4).

Сполуки вуглецю з металами називають карбідами. Найчастіше іонні карбіди отримують взаємодією оксидів металів з вуглецем (наприклад, з графітом) при високій температурі:

СаО + 3С ® СаС2 + СО

2Al2O3 + 9C ® Al4C3 + 6CO.

Ацетиленіди CuC2 і Ag2C2 синтезують, пропускаючи потік ацетилену С2Н2 через розчин відповідних солей. Ацетиленіди вибухонебезпечні. При гідролізі ацетеленідів виділяється С2Н2.



H–СºC–Н + 2Cu+ ® Cu–CºC–Cu + 2H+

Металоподібні карбіди отримують безпосередньою взаємодією металу з вуглецем при високій температурі в електропечах: 3Fe + C ® Fe3C.

 

Сполуки карбону у ступені окиснення +4.

Ступінь окиснення карбону +4 проявляється в його сполуках з більш електронегативними, ніж він сам, неметалічними елементами: CНal4, CO2, CS2, COHal2, CSHal2.

По хімічній природі ці сполуки карбону(IV) є кислотними. Деякі з них достатньо легко взаємодіють з водою, утворюючи кислоти:

СО2 + Н2О = Н2СО3,

СОСl2 + 2H2O = H2CO3 + 2HCl.

З основними сполуками вони утворюють солі:

2KOH + CO2 = K2CO3 + H2O,

2KNH2 + CO2 = K2CN2 + 2H2O,

CaS + CS2 = CaCS3,

Ca3N2 + C3N4 = 3CaCN2.

2.1. Галіди CHal4. CF4 – газ, CCl4 – рідина, CBr4 і CJ4 – тверді. У воді практично не розчинні, є розчинні в органічних розчинниках.

CF4 – хімічно і термічно стійкий.

CCl4 може гідролізувати лише при високій t° і в присутності каталізаторів (металів):

CHal4 + 2H2O = CO2 + 4HНal.

По мірі зростання довжини і зменшення енергії зв’язку в ряду

CF4 – CCl4 – CBr4 – CJ4

Стійкість сполук зменшується, а хімічна активність зростає.

CCl4 – негорючий органічний розчинник, рідина для вогнегасників, CF2Cl2 – фреон (Тпл. = -30°С) для холодильних машин і установок.

2.2. Диоксид СО2.

Має лінійну форму молекули. О = С = О

В техніці СО2 отримують розкладом СаСО3:

СаСО3 ® CаО + СО2­,

а в лабораторії:

CaCO3 + 2HCl ® CaCl2 + CO2­ + H2O



Розчинність CO2 у воді 1,7 л CO2 (0°С), 1л CO2 (15°C)/1л H2O. Деяка частина розчиненого CO2 взаємодіє з водою з утворенням карбонатної кислоти:

CO2 + H2O Û H2CO3.

Вугільна кислота — слабка двоосновна кислота з хімічною формулою . У чистому вигляді нестійка[1]. Утворюється в малих кількостях при розчиненні вуглекислого газу у воді[2], в тому числі і вуглекислого газу з повітря. Утворює ряд стійких неорганічних та органічних похідних: солі (хімія) (карбонатита гідрокарбонати), естери, аміди та ін

Фізичні властивості

Молекула вугільної кислоти має плоску будову. Центральний вуглецевий атом має sp ²-гібридизацію. У гідрокарбонат- карбонат-аніонів відбуваєтьсяделокалізація π-зв'язку. Довжина зв'язку C — O в карбонат-іоні становить 129 пм.

Хімічні властивості

Рівновага у водних розчинах та кислотність

Вугільна кислота існує у водних розчинах в стані рівноваги з гідратом діоксиду вуглецю:

, константа рівноваги при 25 °C

Швидкість прямої реакції 0,039 з-1, зворотної — 23 з-1.

У свою чергу розчинений гідрат діоксиду вуглецю знаходиться в рівновазі з газоподібним діоксидом вуглецю:

​​]

Дана рівновагу при підвищенні температури зсувається вправо, а при підвищенні тиску — вліво (докладніше див. Абсорбція газів).

Вугільна кислота піддається оборньому гідролізу, створюючи при цьому кисле середовище:

, константа кислотної дисоціації при 25 °C

Однак, для практичних розрахунків частіше використовують уявну константу кислотності, що враховує рівновагу вугільної кислоти з гідратом діоксиду вуглецю:

 

гідрокарбонат-іон піддається подальшому гідролізу по реакції

, константа кислотності при 25 °C

Таким чином, в розчинах, що містять вугільну кислоту, створюється складна рівноважна система, яку можна зобразити у загальному вигляді таким чином:

 

Значення pH в такій системі, яке відповідає насиченому розчину діоксиду вуглецю в воді при 25 °C і тиску 760 мм рт. ст., можна розрахувати по формулі:

, где L = 0,034 моль/л — розчинність CO2 в воді при вказаних умовах.

Розкладання

При підвищенні температури розчину і/або пониженні парціального тиску діоксиду вуглецю рівновагу в системі зміщується вліво, що призводить до розкладання частини вугільної кислоти на воду і діоксид вуглецю. При кипінні розчину вугільна кислота розкладається повністю:

 

Взаємодія з основами та солями

Вугільна кислота вступає в реакції нейтралізації з розчинами основ, утворюючи середні та кислі солі (хімія) — карбонати та гідрокарбонати відповідно:

(конц.) ​​]

(разб.) ​​]

​​]

​​]

При взаємодії вугільної кислоти з карбонатами утворюються гідрокарбонати:

 

 

Отримання

Вугільна кислота утворюється при розчиненні у воді діоксиду вуглецю:

 

Вміст вугільної кислоти в розчині збільшується при зниженні температури розчину та збільшенні тиску вуглекислого газу.

Також вугільна кислота утворюється при взаємодії її солей (карбонатів та гідрокарбонатів) з більш сильною кислотою. При цьому велика частина утворилася вугільної кислоти, як правило, розкладається на воду і діоксид вуглецю:

 

 

Застосування

Вугільна кислота завжди присутня у водних розчинах вуглекислого газу (см. Газована вода).

В біохімії використовується властивість рівноважної системи змінювати тиск газу пропорційно зміні змісту іонів оксонія (кислотності) при постійній температурі. Це дозволяє реєструвати в реальному часі хід ферментативних реакцій, що протікають із зміною pH розчину.

Органічні похідні

Вугільну кислоту формально можна розглядати як карбонову кислоту з гідроксильної групою замість вуглеводневої залишку. У цій якості вона може утворювати всі похідні, характерні для карбонових кислот

Карбонатна кислота – слабкий електроліт, що видно із наведених нижче констант дисоціації:

 

 

Як одноосновна кислота утворює кислі і середні солі, які називають відповідно гідрогенкарбонатами і карбонатами: КНСО3 і К2СО3, Са(НСО3)2 і СаСО3. Карбонати і гідрогенкарбонати утворюють метали, яким відповідають сильні основи, тобто лужні і лужноземельні метали. Метали, яким відповідають слабкі основи, утворюють основні карбонати (CuOH)2CO3 або зовсім не утворюють карбонатів (Cr(III), Al).

Карбона́т на́трію Na2CO3, або кальцинована сода, — безбарвна кристалічна речовина. Добре розчиняється у воді. З водного розчину кристалізується у вигляді декагідрату Na2CO3 • 10H2O, який називають кристалічною содою. При прожарюванні вона втрачає кристалізаційну воду і перетворюється у безводну сіль Na2CO3, яка поступає у продаж під назвою кальцинованої соди. Кальцинована сода належить до найважливіших хімічних продуктів. Вона у дуже великій кількості застосовується в склоробній, миловарній, текстильній і паперовій промисловості, а також у паро-силовому господарстві для пом'ягшення води і в домашньому побуті.

Основні дані. Історія промислового виробництва.

Карбонат натрію Na2CO3, або сода, є одним з головних продуктів хімічної промисловості. У величезних кількостях сода споживається скляною, миловарною, целюлозно-паперовою, текстильною, нафтовою і іншими галузями промисловості, а також служить для отримання різних солей натрію. Застосування соди в домашньому вжитку загальновідомо.

До кінця XVIII століття вся сода, що застосовувалася в промисловості, добувалася виключно з природних джерел. Такими джерелами були природні відкладення карбонату натрію, що зустрічаються в Єгипті і деяких інших місцях, зола морських водоростей і рослин, що виростають на солончаковому ґрунті, і содові озера. У 1775 р. Французька академія наук, зважаючи на нестачу лугів у Франції, призначила премію за винахід якнайкращого способу отримання соди з куховарської солі. Проте пройшло шістнадцять років, перш ніж цим питанням зацікавився французький лікар Леблан, який розробив економічно вигідний сульфатний спосіб отримання соди і в 1791 р. здійснив його у виробничому масштабі.

У шестидесятих роках XIX століття бельгійський хімік Сольвей розробив новий «аміачний» спосіб отримання соди з хлористого натрію. Аміачний спосіб заснований на утворенні гідрокарбонату натрію при реакції між куховарською сіллю і гідрокарбонатом амонію в одному розчині.

 

У промисловості ця реакція здійснюється таким чином. Концентрований розчин хлористого натрію насичують при охолодженні аміаком, а потім пропускають в нього під тиском двоокис вуглецю, що одержується випаленням вапняку. При взаємодії аміаку, двоокису вуглецю і води утворюється гідрокарбонат амонію

NH3 + СО2 + Н2O = NH4HCO3,

який, вступаючи в обмінну реакцію з хлористим натрієм, дає хлорид амонію і гідрокарбонат натрію:

NH4HCO3 + NaCl = NaHCO3 + NH4Cl

Перебіг цієї реакції обумовлений тим, що гідрокарбонат натрію мало розчинний в холодній воді і виділяється у вигляді осаду, який може бути відокремлений фільтруванням.

При прожарюванні гідрокарбонат натрію розкладається на карбонат, воду і двоокис вуглецю, що знов надходить на виробництво:

2NaHCO3 = Na2CO3 + СО2 + Н2O

Нагріваючи розчин, що містить хлористий амоній, з вапном, виділяють назад аміак:

2NH4Cl + Са(ОН)2 = 2NH3 + CaCl2 + 2Н2O

Таким чином, при аміачному способі отримання соди єдиним відходом виробництва є хлористий кальцій, який залишається в розчині після виділення аміаку і має обмежене застосування.

Одержана за аміачним способом сода не містить кристалізаційної води і називається кальцинованою содою.

Частина гідрокарбонату натрію використовується без подальшої переробки. Так, наприклад, він під назвою питної (або двовуглекислої) соди застосовується в медицині, а також замість дріжджів.

Аміачний спосіб майже повністю витіснив сульфатний спосіб Леблана. Головна його перевага перед сульфатним способом полягає в більшій економічності (мала витрата палива).

У більшості випадків карбонати крім (Li2CO3) є погано розчинними, погано розчинними є і основні карбонати; значно вищу розчинність мають гідрокарбонати (за винятком NaHCO3, який є менш розчинним, ніж його карбонат Na2CO3).

В карбонат-іоні С має sp2-гібридизацію: триоксокарбонат-іон

sp2- гібридизація атома С

Розчини карбонатів лужних металів внаслідок гідролізу мають сильнолужну реакцію:

K2CO3 + H2O Û KHCO3 + KOH.

Ступінь гідролізу розчинів гідрокарбонатів незначний, внаслідок чого вони, наприклад, розчин питної соди NaHCO3, мають слабколужну реакцію.

Солі карбонатної кислоти термічно нестійкі. Термічно стійкими є лише солі лужних металів. Термічна стійкість зростає із збільшенням іонного радіуса лужного металу, тобто в ряду:

Li+ < Na+ < K+ < Rb+ < Cs+

Карбонати лужноземельних металів розкладаються при нижчих температурах (800 - 1000°С), ніж карбонати лужних металів. Термічна стійкість основних і середніх карбонатів малоактивних металів (Cu, Ag, Hg) незначна.

Карбона́т ка́льцію - найважливіша і найпоширеніша сполука кальцію. Хімічна формула СаСО3. В природі він зустрічається у вигляді кількох різновидів:вапняк, крейда, мармур.

Властивості

Усі різновидності карбонату кальцію, крім гідрокарбонату Са(НСО3)2, нерозчинні у воді. Однак гідрокарбонат кальцію є речовиною нестійкою. При тривалому перебуванні на повітрі, а також при кип'ятінні його розчину Са(НСО3)2 розкладається з виділенням вуглекислого газу, утворенням води і нормальної солі:

· Са(НСО3)2 = СаСО3 ? + Н2О + СО2 ?

У природних умовах гідрокарбонат кальцію утворюється при взаємодії розчиненого в природній воді вуглекислого газу з вапняками:

· СаСО3 + Н2О + СО2 = Са(НСО3)2

Завдяки цій реакції і розчинності гідрокарбонату у воді відбувається постійне переміщення карбонатів у природі. Просочуючись крізь ґрунт і шари вапняку, природні води, які завжди містять у собі розчинний вуглекислий газ, розчиняють карбонати кальцію і виносять його у вигляді гідрокарбонату в річки й моря. Там СаСО3 іде на побудову скелету живих морських організмів, а після їх відмирання нагромаджується на дні морів. Разом з тим у теплих місцях гідрокарбонат розкладається і у вигляді нормальної солі осідає на дні моря.

Кислотами карбонат і гідрокарбонат кальцію легко розкладається, наприклад:

· СаСО3 + 2HCl = CaCl2 + Н2О + СО2 ?

· Са(НСО3)2 + 2HCl = CaCl2 + 2Н2О + 2СО2 ?

При нагріванні карбонат кальцію, не плавлячись, розкладається з утворенням оксиду кальцію і діоксиду вуглецю:

· СаСО3 = СаО + СО2 ?

Природні форми

· Кальцит

· Арагоніт

· Мармур

· Травертин

 

Дисульфід карбону CS2. Дисульфід карбону в звичайних умовах – летка рідина, яка легко окиснюється; при невеликому нагріванні займається на повітрі:

CS2 + 3O2 = CO2­ + 2SO2­

Отруйна речовина, яка не розчиняється у воді, але при нагріванні (150°С) гідролізує на CO2 H2S.

CS2 + H2O = CO2 + H2S

Використовується як розчинник.

Тіокарбонати.

Їх можна отримати взаємодією дисульфіду карбону з основними сульфідами, наприклад:

K2S + CS2 = K2[CS3].

Калій трисульфідокарбонат (IV)

K2CS3 + 2HCl = 2KCl + H2CS3.

Водний розчин H2CS3 – слабка тіокарбонатна кислота, яка поступово розкладається водою:

H2CS3 + 3H2O = H2CO3 + 3H2S

Нітридокарбонати.

Важливе місце займає кальцій ціанамід CaCN2. Його отримують окисненням кальцій карбіду азотом при нагріванні:

CaC2 + N2 = CaCN2 + C.

Гідроген ціанамід H2CN2 – кристалічна речовина, легко розчинна у воді, спирті, ефірі. Проявляє слабковиражені кислотні властивості. У воді поступово розкладається:

H2CN2 + 3H2O = H2CO3 + 2NH3­.

Ціанати і тіоціанати.

sp- гібридному стану карбону крім CN22- відповідають також іони CON- і CSN-:

[N = C = N]2- [O = C = N]- [S = C = N]-.

Похідні CON- і CSN- називають ціанатами і тіоціанатами (роданідами).

HCNO – гідроген оксонітридокарбонат у водному розчині ціанатна кислота (K = 1,2 ×10-4) існує у вигляді таутомерних форм:

 

Оксонітридокарбонати (ціанати) водою поступово розкладаються:

KCNO + 2H2O = KHCO3 + NH3.

HCNS гідроген сульфідонітридокарбонат (IV) (гідроген роданід)

Ціані́ди (ціанисті метали) — солі синильної кислоти.

 


mylektsii.ru - Мои Лекции - 2015-2018 год. (0.016 сек.)Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав Пожаловаться на материал