2018-01-08
1335
ВИВЧЕННЯ ОКИСНО-ВІДНОВНИХ РЕАКЦІЙ КАРБОНУ.
ВИЯВЛЕННЯ КАРБОНАТ-АНІОНІВ У РОЗЧИНІ
ТЕОРЕТИЧНА ЧАСТИНА
Будова атома Карбону і фізичні властивості простої речовини
Електронна конфігурація атома Карбону:
1s2 2s2 2p2,
тобто він є р-елементом. На зовнішньому енергетичному рівні він має чотири електрони, при чому у незбудженому стані ці електрони різні: два з них – пара s-електронів, решта два – неспарені р-електрони другого енергетичного рівня.
У збудженому стані пара s-електронів розпаровується і один з них займає вільну комірку р-підрівня. Тоді електронна конфігурація набуває вигляду 1s2 2s1 2p3, тобто на зовнішньому рівні тепер розміщені 4 неспарених електрони. Вони можуть вступати в гібридизацію різних типів (sp3, sp2, sp ), що характерно для органічних сполук Карбону.
Карбон має ряд алотропних модифікацій (алмаз, графіт, карбін з поліїновою та полікумуленовою структурами, фулерен), і кожна з них відрізняється своїми фізичними властивостями.
Хімічні властивості вуглецю (на прикладі графіту)
|
|
|
За кімнатної температури вуглець хімічно малоактивний. При нагріванні реагує з багатьма неметалами, металами, складними речовинами.
Реагує з фтором (з іншими галогенами не взаємодіє):
С + 2F2 = CF4.
Реагує з киснем з утворенням двох оксидів:
2С + О2 = 2СО,
СО + О2 = СО2.
Реагує з сіркою за температури 900 – 1000°С:
С + 2S = CS2.
Реагує з азотом в атмосфері останнього при пропусканні електричного дугового розряду між двома графітовими електродами:
2С + N2 = (CN)2,
Реагує з оксидами елементів при нагріванні, при чому елементи відновлюються до вільного стану:
ZnO + C = Zn + CO,
або утворюються їх карбіди:
СаО + 3С = СаС2 + СО.
Реагує з водою, якщо в реакцію уступає розжарений вуглець:
С + Н2O = СО + Н2.
Всі вище наведені реакції ілюстрували відновні властивості вуглецю. Проте йому, як елементу, що має на зовнішньому енергетичному рівні чотири електрони (тобто до завершення рівня не вистачаю стільки ж), притаманні і окисні властивості.
Реагує з металами з утворенням карбідів:
Са + С = СаС2.
Сполуки Карбону
Вуглекислий газ або діоксид вуглецю чи карбон (ІV) оксид СО2 – кристалічна речовина без кольору. Він в півтора рази тяжчий за повітря, тому його можна переливати з посудини в посудину. Під тиском у 69 атмосфер за кімнатної температури він зріджується.
Вуглекислий газ є ангідридом карбонатної (вугільної) кислоти і має всі властивості кислотного оксиду.
В лабораторних умовах вуглекислий газ добувають взаємодією кальцій карбонату та хлоридної кислоти:
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 + H2O.
При розчиненні вуглекислого газу у воді утворюється карбонатна кислота:
|
|
|
CO2 + H2O ⇄ H2СО3.
Карбонатна кислота дуже слабка і нестійка. Вона може існувати лише в розведених розчинах. При нагріванні вона частково розкладається, а при кип’ятінні розкладається повністю. Карбонатна кислота – двохосновна і при взаємодії з лугами утворює кислі та середні солі, які називають відповідно гідрокарбонатами та карбонатами:
H2CO3 + NaOH = NaHCO3 + H2O,
H2CO3 +2NaOH = Na2CO3 + 2H2O.
З середніх солей карбонатної кислоти – карбонатів – у воді розчинні лише карбонати лужних металів та амонію, а кислі солі – гідрокарбонати – багатьох металів добре розчинні у воді. Якщо через водну суспензію, що містить карбонат кальцію, пропускати вуглекислий газ, то осад перейде в розчин, оскільки утвориться кисла сіль:
СaCO3 + H2O + CO2 ⇄ Сa(HCO3)2.
Якщо ж розчин, що містить кальцій гідрокарбонат, прокип’ятити, то випадає осад карбонату кальцію, тобто реакція відбувається в зворотньому напрямі.
При нагріванні натрій гідрокарбонату утворюється натрію карбонат або кальцинована сода, а сам процес носить назву кальцинування:
2NaHCO3 = Na2CO3 + CO2 + H2O.
Велике промислове значення натрій карбонату або соди, оскільки його використовують в скляній, целюлозно-паперовій, нафтовій, миловарній, текстильній та інших галузях промисловості. Натрій карбонат служить сировиною для добування їдкого натру NaOH. Кисла сіль натрій гідрокарбонат застосовується в харчовій промисловості та в медицині під назвою питної соди.
