Химия

Оксид углерода (II)

 

Оксид углерода (II), или, как его еще можно назвать, монооксид углерода, а также угарный газ – это несолеобразующий оксид. По своим физическим свойствам оксид углерода (II) – бесцветный газ, без запаха, плохо растворимый в воде. Угарным газом это вещество называют потому, что оно очень ядовито.

 

Монооксид углерода образуется при неполном сгорании угля или органических веществ:

2С + О₂ = 2СО

В лаборатории его легче всего получить, действуя на муравьиную кислоту концентрированной серной кислотой, которая связывает воду:

	H2SO4, t
НСООН	→	СО↑ + Н2О

Оксид углерода (II) – сильный восстановитель, его широко используют в металлургии для восстановления металлов из их оксидов:

СО + CuO = Cu + CO₂

В кислороде и на воздухе оксид углерода (II) горит голубоватым пламенем, выделяя много теплоты, при этом образуется оксид углерода (IV):

2СО + О₂ = 2СО₂ + 577 кДж

 

Оксид углерода (IV)

 

 

Оксид углерода (IV), или диоксид углерода, а также углекислый газ является типично кислотным оксидом, в котором углерод находится в степени окисления +4. Этот оксид способен взаимодействовать с водой с образованием угольной кислоты, с основными оксидами и щелочами.

 

Углекислый газ не имеет цвета и запаха, в 1,5 раза тяжелее воздуха и неплохо растворим в воде. Всем известная газированная вода – это раствор оксида углерода (IV) в воде. При обычной температуре и высоком давлении диоксид углерода сжижается. При его испарении поглощается так много теплоты, что часть оксида углерода (IV)превращается в снегообразную массу – «сухой лед» (рис. 1).

Рис. 1. Сухой лед

Благодаря тому, что оксид углерода (IV) не поддерживает горения, им заполняют огнетушители.

 

Угольная кислота

 

 

При растворении оксида углерода (IV) в воде образуется угольная кислота:

 

СО₂ + Н₂О ↔ Н₂СО₃

Эта кислота относится к слабым кислотам и в водном растворе подвергается ступенчатой диссоциации:

Для угольной кислоты характерно образование кислых солей.

ОПЫТ 1. Пропустим через раствор гидроксида кальция углекислый газ, получаем нерастворимый карбонат кальция (рис. 2).

Ca(OH)₂ + CO₂  = CaCO₃↓ + H₂O

Рис. 2. Карбонат кальция

 

Карбонаты и гидрокарбонаты

 

 

Карбонаты – соли угольной кислоты, в которых замещены оба иона водорода. Когда замещен только один ион водорода, получаются гидрокарбонаты. Большинство карбонатов – нерастворимые соединения, все гидрокарбонаты – растворимые. Нерастворимый карбонат превращается в растворимый гидрокарбонат при пропускании через раствор с осадком углекислого газа.

 

CaCO₃ + CO₂ + H₂O ↔ Ca(HCO₃)₂

При нагревании раствора гидрокарбоната выделяется углекислый газ, и вновь образуется нерастворимый карбонат кальция.

Ca(HCO₃)₂ = CaCO₃↓ + CO₂ + H₂O

Разложение гидрокарбонатов при небольшом нагревании нашло свое применение. Например, гидрокарбонат натрия (в быту он называется пищевой содой) начинает разлагаться уже при 50 °С:

2NaHCO₃ = Na₂CO₃ + H₂O + CO₂↑

Пищевую соду используют, например, при выпечке хлеба. При нагревании она разлагается с образованием диоксида углерода, благодаря чему хлеб становится пышным.

Для всех солей угольной кислоты характерна обменная реакция с кислотами, признаком которой является выделение углекислого газа, так как в результате этой реакции образуется угольная кислота, которая сразу разлагается на воду и углекислый газ. Например, при взаимодействии карбоната кальция с соляной кислотой образуются хлорид кальция, вода и углекислый газ:

СаСО₃ + 2HCl = CaCl₂ + H₂O + CO₂↑

 

Список литературы

1. Микитюк А. Д. Сборник задач и упражнений по химии. 8-11 классы / А. Д. Микитюк. – М.: Изд. «Экзамен», 2009 (с. 115–116).
2. Оржековский П. А. Сборник задач и упражнений по химии: 9-й кл. / П. А. Оржековский, Н. А. Титов, Ф. Ф. Гегеле. – М.: АСТ: Астрель, 2007 (с. 118–124).
3. Оржековский П. А. Химия: 9-й класс: учеб. для общеобраз. учрежд. / П. А. Оржековский, Л. М. Мещерякова, Л. С. Понтак. – М.: АСТ: Астрель, 2007 (§39).
4. Хомченко И. Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. – М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008 (с. 78–79).
5. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред. В. А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. – М.: Аванта+, 2003 (с. 207–212).

 

Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет

1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (видеоопыты по теме) (Источник)
2. Электронная версия журнала «Химия и жизнь» (Источник)

 

Домашнее задание

№№ 493, 506 из «Сборник задач и упражнений по химии: 9-й кл.» (П. А. Оржековский, Н. А. Титов, Ф. Ф. Гегеле – М.: АСТ: Астрель, 2007)