Химия

Аллотропные модификации углерода

 

Углерод в своих соединениях проявляет валентность II и IV. Двухвалентный углерод находится в своей основной электронной конфигурации, а IV-валентный находится в возбужденной конфигурации. При переходе в возбужденное состояние электрон с 2s-орбитали занимает вакантное место на 2р-орбитали. При образовании химической связи происходит гибридизация электронных облаков. Углерод может проявлять степени окисления от -4 до +4. К неорганическим соединениям углерода относятся его оксиды, угольная кислота,  её соли – карбонаты и гидрокарбонаты и карбиды.

 

Рис. 1

В неорганических соединениях углерод проявляет степень окисления +4, +2, и несколько отрицательных степеней окисления в карбидах. Одной из особенностей атомов углерода является его способность образовывать цепочки неограниченной длины. Из-за этого и существует огромное число органических соединений.

Аллотропия углерода

Для углерода простого вещества характерная аллотропия. Вопрос об аллотропии углерода очень спорный, потому что открываются все новые и новые аллотропные модификации углерода. Уголь и сажа аллотропной модификацией углерода сейчас уже не считаются, так как они не имеют четкой молекулярной структуры. Подробно рассмотрим графит и алмаз (рис. 2-5). Эти вещества отличаются друг от друга не только по внешнему виду, но и по своим свойствам. Причиной отличия алмаза от графита является различие в кристаллических решетках этих веществ.

Рис. 2	Рис. 3

В кристалле алмаза каждый атом углерода находится в sp³-гибридизации и образует 4 равноценные «сигма» σ-связи с атомами углерода. Эти связи направлены к вершинам тетраэдра. Симметричность и прочность С-С связи в кристалле алмаза обуславливает его  исключительную прочность и отсутствие электронной проводимости.

Рис. 4	Рис. 5

В кристалле графита каждый атом углерода находится в sp²-гибридизации и образует 3 равноценные σ-связи с соседними атомами углерода в одной плоскости под углом 120⁰. В этой плоскости образуется слой, состоящий из шестичленных колец. Кроме того каждый атом углерода имеет один неспаренный электрон, находящийся на не гибридизованной р-орбитали, перпендикулярной плоскости слоя. Эти электроны образуют общую систему π-связей. Связь между слоями осуществляется за счет относительно слабых межмолекулярных сил. И эти связи между слоями гораздо менее прочны, чем связи между атомами внутри слоя. Это обуславливает способность графита легко расслаиваться, его мягкость, металлический блеск, электропроводность и большую по сравнению с алмазом химическую активность.

Можно осуществлять переходы между различными аллотропными модификациями углерода. Графит при температуре около 2000 ⁰С и огромном давлении до 50 тыс. атм. под действием никелевого катализатора может частично переходить в алмаз. Такие алмазы пригодны только для технических целей, так как они очень мелкие и содержат большое количество примесей и дефектов.

 

Химические свойства углерода как простого вещества

 

 

Реакционно-способными модификациями углерода являются уголь и сажа. Для углерода характерна окислительно-восстановительная двойственность.

 

Углерод – восстановитель

С + О₂  СО₂ (600 ⁰С – 700 ⁰С)

2С + О₂  СО (более 1000 ⁰С)

C + 2F₂ = CF₄

C + 2S  CS₂

C(кокс) + СuO  Cu + CO

2C(кокс) + SnO₂  Sn + 2CO

C + H₂O ⇄ CO + H₂

При нагревании углерод реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами.

С + 2H₂SO₄  CO₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O

С + 4HNO₃  CO₂↑ + 4NO₂↑ + 2H₂O

Углерод – окислитель

С + Н₂  CH₄ (10МПа)

С + Si  SiC (1000 ⁰С – 1200 ⁰С) (карбид кремния или карборунд)

Образование карбидов

При высокой температуре уголь взаимодействует с металлами, образуя карбиды.

2С + Сa  CaC₂ (ацетиленид)

3С + 4Al  Al₄C₃ (метанид)

CaC₂ + 2Н₂О = Сa(OH)₂ + C₂H₂

Al₄C₃ + 12Н₂О = 4Al(OH)₃ + 3CH₄

Оксид углерода (II)

Это вещество молекулярного строения. Связь ковалентная полярная – тройная. Две общие электронные пары образованы по обменному механизму, а третья – по донорно-акцепторному. Молекулы СО содержат активную неподеленную электронную пару (рис. 6). Она может выступать как донор этой электронной пары. Поэтому оксид углерода (II) может активно взаимодействовать с металлами.

Рис. 6

Fe + 5CO  Fe(CO)₅ карбонил железа.

Карбонилы металлов – это комплексные неорганические соединения. Например, при нагревании карбонилы легко разлагаются, и таким образом можно получать высокочистые металлы. Они интересны и своими химическими свойствами.

При обычных условиях оксид углерода (II) – это газ, без цвета и запаха, плохо растворим в воде. Угарный газ очень ядовит. Размер молекулы СО близок размером к молекуле кислорода, поэтому он может взаимодействовать с гемоглобином, давая карбоксигемоглобин. И такой комплекс уже не может переносить кислород, и значит, нарушается транспорт кислорода в крови.

Оксид углерода (II) – это несолеобразующий оксид. При обычных условиях он не взаимодействует ни с кислотами, ни с основаниями. Но при нагревании и под давлением может реагировать со щелочью.

СО + КОН ⇆ НСООК (формиат калия)

Угарный газ обладает ярко выраженными восстановительными свойствами. Восстановительные свойства выражены даже сильнее, чем у водорода. При нагревании он способен восстанавливать металлы из их оксидов. На этом основана выплавка чугуна из железных руд в домнах.

Fe₂O₃ + 3CO  Fe + 3CO₂

CO + O₂ = CO₂ (700 ⁰C)

Получение в лаборатории

HCOOH  CO + H₂O

 

Угольная кислота и её соли

 

 

Углекислый газ и угольная кислота

 

Углекислый газ СО₂↑ – это вещество молекулярного строения. При обычных условиях – это газ без цвета и запаха, значительно тяжелее воздуха, плохо растворим в воде. При t = -78 ⁰С твердый углекислый газ сублимируется. На этом основано его использование в качестве удобного хладагента. Его называют «сухой лёд».

Химические свойства оксида углерода (IV)

Углекислый газ СО₂↑ – это кислотный оксид. Но только небольшая его часть, менее 1 %, взаимодействует с водой с образованием угольной кислоты.

СО₂↑ + Н₂О → Н₂СО₃

Оксид углерода (IV) взаимодействует со щелочами с образованием карбонатов или гидрокарбонатов.

CO₂↑ + 2NaOH = Na₂CO₃ + H₂O

CO₂↑ + NaOH = NaHCO₃

Взаимодействует с основными оксидами с образованием солей.

MgO + CO₂↑ = MgCO₃

Для СО₂ нехарактерны окислительные свойства. Один из немногих случаев, когда он проявляет окислительные свойства, – когда горящий магний продолжает гореть в углекислом газе

СО₂↑ + 2Mg  2MgO + C

Качественная реакция на углекислый газ – это помутнение известковой воды, вследствие образования нерастворимых карбонатов.

Сa(OH)₂ + CO₂↑ = CaCO₃↓ + H₂O, но при пропускании избытка углекислого газа, карбонат переходит в растворимый гидрокарбонат, и осадок исчезает.

CaCO₃↓ + СО₂↑ + Н₂О = Сa(HCO₃)₂

Получение СО₂↑ в лаборатории

На мел или мрамор действуют сильными кислотами.

CaCO₃↓ + 2HCl = СО₂↑ + Н₂О + CaCl₂

Соли угольной кислоты – карбонаты и гидрокарбонаты

Соли угольной кислоты – карбонаты и гидрокарбонаты – вещества ионного строения, белого цвета, если ион металла не окрашен. Растворимые карбонаты подвергаются в водных растворах гидролизу по аниону с образованием щелочной среды.

Na₂CO₃ + H₂O = NaHCO₃ + NaOH

В быту при приготовлении теста часто проводится реакция гашения соды:

NaHCO₃ + CH₃COOH = CH₃COONa + CO₂↑ + H₂O

Карбонаты разлагаются при нагревании

CaCO₃↓  CaO + CO₂↑

Различные карбонаты встречаются в природе и имеют тривиальные названия (см. рис. 7). Многие карбонаты имеют важное практическое значение.

Рис. 7

 

---

Применение солей угольной кислоты

Кальцинированную соду применяют при производстве стекла, мыла, моющих средств, красителей, для обработки руд при получении некоторых металлов.

Питьевая сода широко используется в пищевой промышленности, медицине, быту. Питьевая сода входит в состав препаратов для огнетушителей.

Поташ применяют в производстве стекла, мыла, в фотографии.

Карбонат кальция является основным компонентом природных материалов: известняка, мела и мрамора. Эти вещества используются в строительстве. Известняк вносят в почву для снижения её кислотности и улучшения структуры.

---

 

Подведение итога урока

На уроке была рассмотрена тема «Углерод». При изучении этой темы вы узнали электронное строение атома углерода и характерные степени окисления, аллотропные модификации углерода и их свойства, угольную кислоту и ее соли – карбонаты.

 

Список литературы

1. Рудзитис Г. Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.
2. Попель П. П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П. П. Попель, Л. С.Кривля. – К.: ИЦ «Академия», 2008. – 240 с.: ил.
3. Габриелян О. С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.

 

Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет

1. Интернет-портал «internerurok.ru» (Источник)
2. Интернет-портал «hemi.nsu.ru» (Источник)
3. Интернет-портал «chemport.ru» (Источник)
4. Интернет-портал «Химик.ру» (Источник)

 

Домашнее задание

1. №№ 1 а, б, в (с. 143) Рудзитис Г. Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.
2. Назовите области применения угольной кислоты и её солей.
3. Сравните свойства аллотропных модификаций углерода.