Как составить формулу карбида металлов

Формулы карбидов: советы по составлению

Карбиды – это соединения углерода с металлами, которые обладают высокой твердостью и термостабильностью. Формулы карбидов представляются в виде C_xM_y, где x и y могут варьироваться в зависимости от состава и типа карбида.

Составление формул карбидов может быть сложным процессом, но соблюдение нескольких правил может упростить задачу.

Шаг 1: Определение заряда металла

На первом этапе необходимо определить заряд металла, который входит в состав карбида. Заряд металла обычно определяется исходя из его места в периодической таблице элементов. Например, металлы группы 1 имеют заряд +1, а металлы группы 2 – заряд +2.

Если металл является переходным элементом, следует определить его заряд на основании таблицы оксидации.

Шаг 2: Определение количества углерода

Следующим шагом является определение количества углерода, входящего в состав карбида. Обычно количество углерода выражается в виде дробного числа, которое определяется на основании отношения массовой доли углерода к массовой доле металла.

Шаг 3: Составление формулы

После определения заряда металла и количества углерода можно приступать к составлению формулы карбида. Обычно формула записывается следующим образом:

C_xM_y

где x и y являются целыми числами. Если количество углерода является дробным, следует умножить формулу на такое число, чтобы количество углерода стало целым числом.

Примеры формул карбидов

• Карбид кремния: SiC
• Карбид бора: B₄C
• Карбид кальция: CaC₂
• Карбид титана: TiC

В заключение можно сказать, что составление формул карбидов может быть сложным процессом, но правильное определение заряда металла и количества углерода может значительно упростить задачу.

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 3 февраля 2022 года; проверки требуют 11 правок.

Карби́ды — соединения металлов и неметаллов с углеродом. Традиционно к карбидам относят соединения, где углерод имеет бо́льшую электроотрицательность, чем второй элемент (таким образом из карбидов исключаются такие соединения углерода, как оксиды, галогениды и т. п.).

Карбиды — это кристаллические тела. Природа химической связи в них может быть различной. Например, карбиды многих металлов относящихся к главной подгруппе I, II, III групп периодической системы Д. И. Менделеева являются солеобразными соединениями, в которых преобладает ионная связь. К ним можно отнести карбид алюминия и карбид кальция.

В карбиде кремния и карбиде бора — ковалентная межатомарная связь. Отличительными свойствами этих веществ являются высокая твердость, тугоплавкость, а также химическая инертность.

А вот большинство металлов, которые находятся в побочной подруппе IV—VIII групп периодической системы химических элементов образуют такие карбиды, в которых связь между атомами близка к металлической. Из этого следует, что карбиды в некотором отношении похожи по свойствам с металлами (обладают значительной электропроводимостью, имеют высокую твердость, а также тугоплавкость). Карбиды из этой группы применяют во многих отраслях промышленности^[1].

Свойства[править | править код]

Карбиды — тугоплавкие твёрдые вещества. Они нелетучи и нерастворимы ни в одном из известных растворителей. Карбиды бора и кремния (В₄С и SiC), титана, вольфрама, циркония (TiC, WC и ZrC соответственно) обладают высокой твёрдостью, жаростойкостью, химической инертностью. Карбид гафния HfC_0,98 является самым тугоплавким материалом из всех известных: плавится при температуре 3959 ±84 °C.

Применение[править | править код]

Карбиды применяют в производстве чугунов и сталей, керамики, различных сплавов, как абразивные и шлифующие материалы, как восстановители, раскислители, катализаторы и др. WC и TiC входят в состав твёрдых сплавов, из которых готовят режущий инструмент; карбид кальция СаС₂ используют для получения ацетилена; из карбида кремния SiC (карборунд) готовят шлифовальные круги и другие абразивы; карбид железа Fe₃C (цементит) входит в состав чугунов и сталей, из карбида вольфрама и карбида хрома производят порошки, используемые при газотермическом напылении.

Разновидности[править | править код]

Карбиды могут быть образованы разными органическими соединениями, а могут не иметь аналогов среди органических веществ. Есть, например, ацетилениды, метаниды и другие.

Карбиды подразделяются на следующие виды:

• Солеобразные (CaC₂, Al₄C₃, Nb₂C)

Солеобразные карбиды образованны металлами I и II групп, а также алюминием, редкоземельными элементами и актиноидами.

• Ковалентные (карборунд SiC)

Ковалентные карбиды образованы бором и кремнием.

• Металлоподобные (имеющие нестехиометрический состав, например, цементит (Fe₃C)).

Образованы металлами IV—VII групп, а также никелем, железом и кобальтом.

Солеобразные карбиды обычно разлагаются водой и кислотами с выделением углеводородов (некоторые очень бурно, например, карбиды натрия, калия, цезия). Ковалентные карбиды обычно химически инертны. Металлоподобные карбиды имеют промежуточную химическую активность.

Метаниды[править | править код]

Метаниды — ионные карбиды, являющиеся производными метана^[2]. В воде или разбавленных кислотах разлагаются с образованием метана^[2][3]. Примерами метанидов являются карбид алюминия (Al₄C₃), карбид бериллия (Be₂C)^[2] и карбид магния (Mg₂C)^[4]. В чистом виде бесцветны и прозрачны^[3].

Ацетилениды[править | править код]

Ацетилениды — ионные карбиды, являющиеся производными ацетилена (этина). Активно гидролизуются с образованием ацетилена, наибольшее практическое значение имеет карбид (ацетиленид) кальция CaC₂.

См. также[править | править код]

• Сверхтвёрдые материалы

Примечания[править | править код]

Литература[править | править код]

• Косолапова Т. Я. Карбиды. М., 1968;
• Самсонов Г. В., Косолапова Т. Я., Домасевич Л. Т. Свойства, методы получения и области применения тугоплавких карбидов и сплавов на их основе. Киев, 1974;
• Высокотемпературные карбиды. Киев, 1975;
• Карбиды и сплавы на их основе. Киев, 1976

Ссылки[править | править код]

• Карбиды // Энциклопедия «Кругосвет».

На свете известно очень много разных химических соединений: порядка сотни миллионов. И все они, как люди, индивидуальны. Нельзя найти два вещества, у которых совпадали бы химические и физические свойства при разном составе.

Одними из интереснейших неорганических веществ, существующих на белом свете, являются карбиды. В данной статье мы обсудим их строение, физические и химические свойства, применение и разберём тонкости их получения. Но для начала немного об истории открытия.

История

Карбиды металлов, формулы которых мы приведём ниже, не являются природными соединениями. Это обусловлено тем, что их молекулы склонны распадаться при взаимодействии с водой. Поэтому здесь стоит говорить о первых попытках синтеза карбидов.

Начиная с 1849 имеются упоминания о синтезе карбида кремния, однако некоторые из этих попыток остаются непризнанными. Крупномасштабное производство начал в 1893 году американский химик Эдвард Ачесон по способу, который был затем назван его именем.

История синтеза карбида кальция также не отличается большим количеством сведений. В 1862 году его получил немецкий химик Фридрих Вёлер, нагревая сплавленный цинк и кальций с углём.

Теперь перейдём к более интересным разделам: химическим и физическим свойствам. Ведь именно в них заключена вся суть применения данного класса веществ.

Физические свойства

Абсолютно все карбиды отличаются своей твёрдостью. Например, одним из самых твёрдых веществ по шкале Мооса является карбид вольфрама (9 из 10 возможных баллов). К тому же эти вещества очень тугоплавкие: температура плавления некоторых из них достигает двух тысяч градусов.

Большинство карбидов химически инертны и взаимодействуют с небольшим количеством веществ. Они не растворимы ни в каких растворителях. Однако растворением можно считать взаимодействие с водой с разрушением связей и образованием гидроксида металла и углеводорода.

О последней реакции и многих других интересных химических превращениях с участием карбидов мы поговорим в следующем разделе.

Химические свойства

Почти все карбиды взаимодействуют с водой. Какие-то – легко и без нагревания (например, карбид кальция), а какие-то (например, карбид кремния) – при нагревании водяного пара до 1800 градусов. Реакционная способность при этом зависит от характера связи в соединении, о котором мы поговорим позже. В реакции с водой образуются разные углеводороды. Происходит это потому, что водород, содержащийся в воде, соединяется с углеродом, находящимся в карбиде. Понять, какой углеводород получится (а может получиться как предельное, так и непредельное соединение), можно, исходя из валентности содержащегося в исходном веществе углерода. Например, если у нас есть карбид кальция, формула которого CaC₂, мы видим, что он содержит ион C₂^2-. Значит, к нему можно присоединить два иона водорода с зарядом +. Таким образом, получаем соединение C₂H₂ – ацетилен. Таким же образом из такого соединения, как карбид алюминия, формула которого Al₄C₃, получаем CH₄. Почему не C₃H₁₂, спросите вы? Ведь ион имеет заряд 12-. Дело в том, что максимальное количество атомов водорода определяется формулой 2n+2, где n – количество атомов углерода. Значит, может существовать только соединение с формулой C₃H₈ (пропан), а тот ион с зарядом 12- распадается на три иона с зарядом 4-, которые и дают при соединении с протонами молекулы метана.

Интересными представляются реакции окисления карбидов. Они могут происходить как при воздействии сильных смесей окислителей, так и при обыкновенном горении в атмосфере кислорода. Если с кислородом всё понятно: получаются два окисда, то с другими окислителями интереснее. Всё зависит от природы металла, входящего в состав карбида, а также от природы окислителя. Например, карбид кремния, формула которого SiC, при взаимодействии со смесью азотной и плавиковой кислот образует гексафторкремниевую кислоту с выделением углекислого газа. А при проведении той же реакции, но с одной только азотной кислотой, получаем оксид кремния и углекислый газ. К окислителям также можно отнести галогены и халькогены. С ними взаимодействует любой карбид, формула реакции зависит только от его строения.

Карбиды металлов, формулы которых мы рассмотрели – далеко не единственные представители этого класса соединений. Сейчас мы подробнее рассмотрим каждое промышленно важное соединение этого класса и затем поговорим об их применении в нашей жизни.

Какие бывают карбиды?

Оказывается, карбид, формула которого, скажем, CaC_2, существенно отличается по строению от SiC. И отличие это прежде всего в характере связи между атомами. В первом случае мы имеем дело с солеобразным карбидом. Назван этот класс соединений так потому, что ведёт себя фактически как соль, то есть способен диссоциировать на ионы. Такая ионная связь очень слабая, что и позволяет легко проводить реакцию гидролиза и многие другие превращения, включающие взаимодействия между ионами.

Другим, наверное, более промышленно важным видом карбидов являются ковалентные карбиды: такие как, например, SiC или WC. Они отличаются высокой плотностью и прочностью. А также тугоплавки и инертны к разбавленным химическим веществам.

Существуют также металлоподобные карбиды. Их скорее можно рассматривать как сплавы металлов с углеродом. Среди таких можно выделить, например, цементит (карбид железа, формула которого бывает разной, но в среднем она примерно такая: Fe₃C) или чугун. Они имеют химическую активность, промежуточную по своей степени между ионными и ковалентными карбидами.

Каждый из этих подвидов обсуждаемого нами класса химических соединений имеет своё практическое применение. О том, как и где применяется каждый из них, мы поговорим в следующем разделе.

Практическое применение карбидов

Как мы уже обсудили, ковалентные карбиды имеют самый большой диапазон практических применений. Это и абразивные и режущие материалы, и композиционные материалы, используемые в разных областях (например, в качестве одного из материалов, входящих в состав бронежилета), и автодетали, и электронные приборы, и нагревательные элементы, и ядерная энергетика. И это далеко не полный список применений этих сверхтвёрдых карбидов.

Самое узкое применение имеют солеобразующие карбиды. Их реакцию с водой используют как лабораторный способ получения углеводородов. То, как это происходит, мы уже разобрали выше.

Наравне с ковалентными, металлоподобные карбиды имеют широчайшее применение в промышленности. Как мы уже говорили, таким металлоподобным видом обсуждаемых нами соединений являются стали, чугуны и прочие соединения металлов с вкраплениями углерода. Как правило, металл, находящийся в таких веществах, относится к классу d-металлов. Именно поэтому он склонен образовывать не ковалентные связи, а как бы внедряться в структуру металла.

На наш взгляд, практических применений у вышеперечисленных соединений более чем достаточно. Теперь взглянем на процесс их получения.

Получение карбидов

Первые два вида карбидов, которые мы рассмотрели, а именно ковалентные и солеобразные, получают чаще всего одним простым способом: реакцией оксида элемента и кокса при высокой температуре. При этом часть кокса, состоящего из углерода, соединяется с атомом элемента в составе оксида, и образует карбид. Другая часть “забирает” кислород и образует угарный газ. Такой способ очень энергозатратен, так как требует поддержания высокой температуры (порядка 1600-2500 градусов) в зоне реакции.

Для получения некоторых видов соединений используют альтернативные реакции. Например, разложение соединения, которое в конечном итоге даёт карбид. Формула реакции зависит от конкретного соединения, поэтому обсуждать её мы не будем.

Прежде чем завершить нашу статью, обсудим несколько интересных карбидов и поговорим о них подробнее.

Интересные соединения

Карбид натрия. Формула этого соединения C₂Na₂. Это можно представить скорее как ацетиленид (то есть продукт замещения атомов водорода в ацетилене на атомы натрия), а не карбид. Химическая формула полностью не отражает этих тонкостей, поэтому их надо искать в строении. Это очень активное вещество и при любом контакте с водой очень активно взаимодействует с ней с образованием ацетилена и щёлочи.

Карбид магния. Формула: MgC₂. Интересны способы получения этого достаточно активного соединения. Один из них предполагает спекание фторида магния с карбидом кальция при высокой температуре. В результате этого получаются два продукта: фторид кальция и нужный нам карбид. Формула этой реакции достаточно проста, и вы можете при желании ознакомиться с ней в специализированной литературе.

Если вы не уверены в полезности изложенного в статье материала, тогда следующий раздел для вас.

Как это может быть полезно в жизни?

Ну, во-первых, знание химических соединений никогда не может быть лишним. Всегда лучше быть вооружённым знанием, чем остаться без него. Во-вторых, чем больше вы знаете о существовании определённых соединений, тем лучше понимаете механизм их образования и законы, которые позволяют им существовать.

Перед тем как перейти к окончанию, хотелось бы дать несколько рекомендаций по изучению этого материала.

Как это изучать?

Очень просто. Это ведь всего лишь раздел химии. И изучать его следует по учебникам химии. Начните со школьных сведений и переходите к более углублённым, из университетских учебников и справочников.

Заключение

Эта тема не такая простая и скучная, как кажется на первый взгляд. Химия всегда может стать интересной, если вы найдёте в ней свою цель.

1. Положение углерода в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение углерода
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Качественные реакции
5. Химические свойства
5.1. Взаимодействие с простыми веществами
5.1.1. Взаимодействие с галогенами
5.1.2. Взаимодействие с серой и кремнием
5.1.3. Взаимодействие с водородом и фосфором 
5.1.4. Взаимодействие с азотом
5.1.5. Взаимодействие с активными металлами
5.1.6. Горение
5.2. Взаимодействие со сложными веществами
5.2.1. Взаимодействие с водой
5.2.2. Взаимодействие с оксидами металлов
5.2.3. Взаимодействие с серной кислотой
5.2.4. Взаимодействие с азотной кислотой
5.2.5. Взаимодействие с солями

Бинарные соединения углерода — карбиды

Оксид углерода (II) 
 1. Строение молекулы и физические свойства 
 2. Способы получения 
3. Химические свойства
3.1. Взаимодействие с кислородом
3.2. Взаимодействие с хлором
3.3. Взаимодействие с водородом
3.4. Взаимодействие с щелочами
3.5. Взаимодействие с оксидами металлов
3.6. Взаимодействие с прочими окислителями

Оксид углерода (IV) 
 1. Строение молекулы и физические свойства 
 2. Способы получения 
3. Химические свойства 
3.1. Взаимодействие с основными оксидами и основаниями 
2.3. Взаимодействие с карбонатами и гидрокарбонатами
2.4. Взаимодействие с восстановителями

Карбонаты и гидрокарбонаты 

Углерод

Положение в периодической системе химических элементов

Углерод расположен в главной подгруппе IV группы  (или в 14 группе в современной форме ПСХЭ) и во втором периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение углерода 

Электронная конфигурация  углерода в основном состоянии:

+6С 1s²2s²2p²     1s    2s   2p 

Электронная конфигурация  углерода в возбужденном состоянии:

+6С^* 1s²2s¹2p³  1s    2s   2p 

Атом углерода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 1 неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии и 4 неспаренных электрона в возбужденном энергетическом состоянии.

Степени окисления атома углерода — от -4 до +4. Характерные степени окисления -4, 0, +2, +4.

Физические свойства 

Углерод в природе существует в виде нескольких аллотропных модификаций: алмаз, графит, карбин, фуллерен.

Алмаз — это модификация углерода с атомной кристаллической решеткой. Алмаз — самое твердое минеральное кристаллическое вещество, прозрачное, плохо проводит электрический ток и тепло. Атомы углерода в алмазе находятся в состоянии sp³-гибридизации.

Графит — это аллотропная модификация, в которой атомы углерода находятся в состоянии sp²-гибридизации. При этом атомы связаны в плоские слои, состоящие из шестиугольников, как пчелиные соты. Слои удерживаются между собой слабыми связями. Это наиболее устойчивая при нормальных условиях аллотропная модификация углерода.

Графит — мягкое вещество серо-стального цвета, с металлическим блеском. Хорошо проводит электрический ток. Жирный на ощупь.

Карбин — вещество, в составе которого атомы углерода находятся в sp-гибридизации. Состоит из цепочек и циклов, в которых атомы углерода соединены двойными и тройными связями. Карбин — мелкокристаллический порошок серого цвета.

[=C=C=C=C=C=C=]_n  или [–C≡C–C≡C–C≡C–]_n

Фуллерен — это искусственно полученная модифицикация углерода. Молекулы фуллерена — выпуклые многогранники С₆₀, С₇₀ и др. Многогранники образованы пяти- и шестиугольниками, в вершинах которых расположены атомы углерода.

Фуллерены — черные вещества с металлическим блеском, обладающие свойствами полупроводников.

В природе углерод встречается как в виде простых веществ (алмаз, графит), так и в виде сложных соединений (органические вещества — нефть, природные газ, каменный уголь, карбонаты).

Качественные реакции

Качественная реакция на карбонат-ионы CO₃^2- — взаимодействие  солей-карбонатов с сильными кислотами. Более сильные кислоты вытесняют угольную кислоту из солей. При этом выделяется бесцветный газ, не поддерживающий горение – углекислый газ.

Например, карбонат кальция растворяется в соляной кислоте:

CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂

Видеоопыт взаимодействия карбоната кальция с соляной кислотой можно посмотреть здесь.

Качественная реакция на углекислый газ CO₂ – помутнение известковой воды при пропускании через нее углекислого газа:

CO₂ + Ca(OH)₂ → CaCO₃ + H₂O

При дальнейшем пропускании углекислого газа осадок растворяется, т.к. карбонат кальция под действием избытка углекислого газа переходит в растворимый гидрокарбонат кальция:

CaCO₃ + CO₂ + H₂O → Ca(HCO₃)₂

Видеоопыт взаимодействия гидроксида кальция с углекислым газом (качественная реакция на углекислый газ) можно посмотреть здесь.

Углекислый газ СО₂ не поддерживает горение. Угарный газ CO горит голубым пламенем.

Соединения углерода

Основные степени окисления углерода — +4, +2, 0, -1 и -4.

Наиболее типичные соединения углерода:

Степень окисления	Типичные соединения
+4	оксид углерода (IV) CO2 угольная кислота H2CO3 карбонаты MeCO3 гидрокарбонаты MeHCO3
+2	оксид углерода (II) СО муравьиная кислота HCOOH
-4	метан CH4 карбиды металлов (карбид алюминия Al4C3) бинарные соединения с неметаллами (карбид кремния SiC)

Химические свойства

При нормальных условиях углерод существует, как правило, в виде атомных кристаллов (алмаз, графит), поэтому химическая активность углерода — невысокая.

1. Углерод проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому углерод реагирует и с металлами, и с неметаллами.

1.1. Из галогенов углерод при комнатной температуре реагирует с фтором с образованием фторида углерода:

C  +  2F₂  → CF₄

1.2. При сильном нагревании углерод реагирует с серой и кремнием с образованием бинарного соединения сероуглерода и карбида кремния соответственно:

C   +   2S   → CS₂

C   +   Si   → SiC

1.3. Углерод не взаимодействует с фосфором.

При взаимодействии углерода с водородом образуется метан. Реакция идет в присутствии катализатора (никель) и при нагревании:

С   +   2Н₂  →   СН₄

1.4. С азотом углерод реагирует при действии электрического разряда, образуя дициан:

2С  + N₂  →  N≡C–C≡N

1.5. В реакциях с активными металлами углерод проявляет свойства окислителя. При этом образуются карбиды:

4C   +   3Al → Al₄C₃

2C   +   Ca → CaC₂

1.6. При нагревании с избытком воздуха графит горит, образуя оксид углерода (IV):

C  +   O₂  →  CO₂

 при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C  +   O₂  →  2CO

Алмаз горит при высоких температурах:

Горение алмаза в жидком кислороде:

Графит также горит:

Графит также горит, например, в жидком кислороде:

Графитовые стержни под напряжением:

2. Углерод взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Раскаленный уголь взаимодействует с водяным паром с образованием угарного газа и водорода:

C⁰ + H₂⁺O → C⁺²O + H₂⁰

2.2. Углерод восстанавливает многие металлы из основных и амфотерных оксидов. При этом образуются металл и угарный газ. Получение металлов из оксидов с помощью углерода и его соединений называют пирометаллургией.

Например, углерод взаимодействует с оксидом цинка с образованием металлического цинка и угарного газа:

ZnO + C → Zn + CO

Также углерод восстанавливает железо из железной окалины:

4С + Fe₃O₄ → 3Fe + 4CO

При взаимодействии с оксидами активных металлов углерод образует карбиды.

Например, углерод взаимодействует с оксидом кальция с образованием карбида кальция и угарного газа. Таким образом, углерод диспропорционирует в данной реакции:

3С    +   СаО   →  СаС₂   +   СО

9С    +   2Al₂O₃  →   Al₄C₃   +   6CO

2.3. Концентрированная серная кислота окисляет углерод при нагревании. При этом образуются оксид серы (IV), оксид углерода (IV) и вода:

C +2H₂SO_4(конц) → CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O

2.4. Концентрированная азотная кислотой окисляет углерод также при нагревании. При этом образуются оксид азота (IV), оксид углерода (IV) и вода:

C +4HNO_3(конц) → CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O

2.5. Углерод проявляет свойства восстановителя и при сплавлении с некоторыми солями, в которых содержатся неметаллы с высокой степенью окисления.

Например, углерод восстанавливает сульфат натрия до сульфида натрия:

4C   +   Na₂SO₄  →   Na₂S   +   4CO

Карбиды

Карбиды – это соединения элементов с углеродом. Карбиды разделяют на ковалентные и ионные в зависимости от типа химической связи между атомами.

Ковалентные карбиды	Ионные карбиды
Метаниды	Ацетилениды	Пропиниды
Это соединения углерода с неметаллами Например: SiC, B4C	Это соединения с металлами, в которых с.о. углерода равна -4 Например: Al4C3, Be2C	Это соединения с металлами, в которых с.о. углерода равна -1 Например: Na2C2, CaC2	Это соединения с металлами, при гидролизе которых образуется пропин Например: Mg2C3
Частицы связаны ковалентными связями и образуют атомные кристаллы. Поэтому ковалентные карбиды химически стойкие. Окисляются только  сильными окислителями	Метаниды разлагаются водой или кислотами с образованием метана и гидроксида или соли: Например: Al4C3 + 12H2O → 4Al(OH)3 + 3CH4	Ацетилениды разлагаются водой или кислотами с образованием ацетилена и гидроксида или соли: Например: СаС2+ 2Н2O →  Са(OH)2 + С2Н2	Пропиниды разлагаются водой или кислотами с образованием пропина и гидроксида или соли Например: Mg2C3 + 4HCl → 2MgCl2 + С3Н4

Все карбиды проявляют свойства восстановителей и могут быть окислены сильными окислителями.

Например, карбид кремния окисляется концентрированной азотной кислотой при нагревании до углекислого газа, оксида кремния (IV) и оксида азота (IV):

SiC + 8HNO₃ → SiO₂ + CO₂ + 8NO₂ + 4H₂O

Оксид углерода (II)

Строение молекулы и физические свойства

Оксид углерода (II) («угарный газ») –  это газ без цвета и запаха. Сильный яд. Небольшая концентрация угарного газа в воздухе может вызвать сонливость и головокружение. Большие концентрации угарного газа вызывают удушье.

Строение молекулы оксида углерода (II) – линейное. Между атомами углерода и кислорода образуется тройная связь, за счет дополнительной донорно-акцепторной связи:

Способы получения

В лаборатории угарный газ  можно получить действием концентрированной серной кислоты на муравьиную или щавелевую кислоты:

НСООН  →   CO   +  H₂O

H₂C₂O₄ → CO + CO₂ + H₂O

В промышленности угарный газ получают в газогенераторах при пропускании воздуха через раскаленный уголь:

C + O₂ → CO₂

CO₂ + C → 2CO

Еще один важный промышленный способ получения угарного газа — паровая конверсия метана. При взаимодействии перегретого водяного пара с метаном образуется угарный газ и водород:

СН₄ + Н₂O → СО + 3Н₂

Также возможна паровая конверсия угля:

C⁰ + H₂⁺O → C⁺²O + H₂⁰

Угарный газ в промышленности также можно получать неполным окислением метана:

2СН₄ + 3О₂ → 2СО + 4Н₂O

Химические свойства

Оксид углерода (II) –  несолеобразующий оксид. За счет углерода со степенью окисления +2 проявляет восстановительные свойства.

1. Угарный газ горит в атмосфере кислорода. Пламя окрашено в синий цвет:

2СO +  O₂ → 2CO₂

2. Оксид углерода (II) окисляется хлором в присутствии катализатора или под действием света с образованием фосгена. Фосген – ядовитый газ.

CO   +   Cl₂ → COCl₂

3. Угарный газ взаимодействует с водородом при повышенном давлении. Смесь угарного газа и водорода называется синтез-газ. В зависимости от условий из синтез-газа можно получить метанол, метан, или другие углеводороды.

Например, под давлением больше 20 атмосфер, при температуре 350°C и под действием катализатора угарный газ реагирует с водородом с образованием метанола:

СО + 2Н₂ → СН₃ОН

4. Под давлением оксид углерода (II) реагирует с щелочами. При этом образуется формиат – соль муравьиной кислоты.

Например, угарный газ реагирует с гидроксидом натрия с образованием формиата натрия:

CO + NaOH → HCOONa

5. Оксид углерода (II) восстанавливает металлы из оксидов.

Например, оксид углерода (II) реагирует с оксидом железа (III) с образованием железа и углекислого газа:

3CO  + Fe₂O₃  →  2Fe   + 3CO₂

Оксиды меди (II) и никеля (II)  также восстанавливаются угарным газом:

СО +  CuO  →  Cu    + CO₂

СО +  NiO   →  Ni  + CO₂

6. Угарный газ окисляется и другими сильными окислителями до углекислого газа или карбонатов.

Например, пероксидом натрия:

CO   +   Na₂O₂ → Na₂CO₃

Оксид углерода (IV)

Строение молекулы и физические свойства

Оксид углерода (IV) (углекислый газ) — газ без цвета и запаха. Тяжелее воздуха. Замороженный углекислый газ называют также «сухой лед». Сухой лед легко подвергается сублимации — переходит из твердого состояния в газообразное.

Смешивая сухой лед и различные вещества, можно получить интересные эффекты. Например, сухой лед в пиве:

Углекислый газ не горит, поэтому его применяют при пожаротушении.

Молекула углекислого газа линейная, атом углерода находится в состоянии sp-гибридизации, образует две двойных связи с атомами кислорода:

Обратите внимание! Молекула углекислого газа не полярна. Каждая химическая связь С=О по отдельности полярна, а вся молекула не будет полярна. Объяснить это очень легко. Обозначим направление смещения электронной плотности в полярных связях стрелочками (векторами):

Теперь давайте сложим эти векторы. Сделать это очень легко. Представьте, что атом углерода — это покупатель в магазине. А атомы кислорода — это консультанты, которые тянут его в разные стороны. В данном опыте консультанты одинаковые, и тянут покупателя в разные стороны с одинаковыми силами. Несложно увидеть, что покупатель двигаться не будет ни влево, ни вправо. Следовательно, сумма этих векторов равна нулю. Следовательно, полярность молекулы углекислого газа равна нулю.

Способы получения

В лаборатории углекислый газ можно получить разными способами:

1. Углекислый газ образуется при действии сильных кислот на карбонаты  и гидрокарбонаты металлов. При этом взаимодействуют с кислотами и нерастворимые карбонаты, и растворимые.

Например, карбонат кальция растворяется в соляной кислоте:

CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂

Видеоопыт взаимодействия карбоната кальция с соляной кислотой можно посмотреть здесь.

Еще один пример: гидрокарбонат натрия реагирует с бромоводородной кислотой:

NaHCO₃ + HBr → NaBr +H₂O +CO₂

2. Растворимые карбонаты реагируют с растворимыми солями алюминия, железа (III) и хрома (III). Карбонаты трехвалентных металлов  необратимо  гидролизуются в водном растворе.

Например: хлорид алюминия реагирует с карбонатом калия. При этом выпадает осадок гидроксида алюминия, выделяется углекислый газ и образуется хлорид калия:

2AlCl₃  +  3K₂CO₃  + 3H₂O →  2Al(OH)₃↓  +  CO₂↑ +  6KCl

3. Углекислый газ также образуется при термическом разложении нерастворимых карбонатов и при разложении растворимых гидрокарбонатов.

Например, карбонат кальция разлагается при нагревании на оксид кальция и углекислый газ:

CaCO₃  →  CaO   +   CO₂

Химические свойства

Углекислый газ — типичный кислотный оксид. За счет углерода со степенью окисления +4 проявляет слабые окислительные свойства.

1. Как кислотный оксид, углекислый газ взаимодействует с водой. Реакция очень сильно обратима, поэтому мы считаем, что в реакциях угольная кислота распадается почти полностью при образовании.

CO₂   +    H₂O  ↔  H₂CO₃

2. Как кислотный оксид, углекислый газ взаимодействует с основными оксидами и основаниями. При этом углекислый газ реагирует только с сильными основаниями (щелочами) и их оксидами. При взаимодействии углекислого газа с щелочами возможно образование как кислых, так и средних солей.

Например, гидроксид калия взаимодействует с углекислым газом. В избытке углекислого газа образуется кислая соль, гидрокарбонат калия:

KOH  + CO₂  → KHCO₃

При избытке щелочи образуется средняя соль, карбонат калия:

2KOH  + CO₂  → K₂CO₃ + H₂O

Помутнение известковой воды — качественная реакция на углекислый газ:

Ca(OH)₂ + CO₂  → CaCO₃ + H₂O

Видеоопыт взаимодействия гидроксида кальция (известковая вода) с углекислым газом можно посмотреть здесь.

3. Углекислый газ взаимодействует с карбонатами. При пропускании СО₂ через раствор карбонатов образуются гидрокарбонаты.

Например, карбонат натрия взаимодействует с углекислым газом. В избытке углекислого газа образуется кислая соль, гидрокарбонат натрия:

Na₂CO₃   +  CO₂   +  H₂O → 2NaHCO₃

4. Как слабый окислитель, углекислый газ взаимодействует с  некоторыми восстановителями.

Например, углекислый газ взаимодействует с углеродом с образованием угарного газа:

CO₂ + C → 2CO

Магний горит в атмосфере углекислого газа:

2Мg + CO₂ → C + 2MgO

Видеоопыт взаимодействия магния с углекислым газом можно посмотреть здесь.

Поэтому углекислый газ нельзя применять для пожаротушения горящего магния.

Углекислый газ взаимодействует с пероксидом натрия. При этом пероксид натрия диспропорционирует:

2CO₂ + 2Na₂O₂ → 2Na₂CO₃  +  O₂

Карбонаты и гидрокарбонаты

При нагревании карбонаты (все, кроме карбонатов щелочных металлов и аммония) разлагаются до оксида металла и оксида углерода (IV).

CaCO₃   →   CaO   +   CO₂

Карбонат аммония при нагревании разлагается на аммиак, воду и углекислый газ:

(NH₄)₂CO₃ →  2NH₃  +  2H₂O  +  CO₂

Гидрокарбонаты при нагревании переходят в карбонаты:

2NaHCO₃  →   Na₂CO₃   +  CO₂   + H₂O 

 Качественной реакцией на ионы СО₃^2─  и НСО₃⁻ является их взаимодействие с более сильными кислотами, последние вытесняют угольную кислоту из солей, а та разлагается с выделением СО₂.

Например, карбонат натрия взаимодействует с соляной кислотой:

Na₂CO₃   +  2HCl   →  2NaCl   +  CO₂ ↑  +  H₂O

Гидрокарбонат натрия также взаимодействует с соляной кислотой:

 NaHCO₃   +  HCl   →  NaCl   +  CO₂ ↑  +  H₂O

Гидролиз карбонатов и гидрокарбонатов

Растворимые карбонаты и гидрокарбонаты гидролизуются по аниону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. чуть-чуть:

I ступень: CO₃^2- + H₂O = HCO₃^— + OH^—

II ступень: HCO₃^— + H₂O = H₂CO₃ + OH^—

Однако  карбонаты  и гидрокарбонаты алюминия, хрома (III) и железа (III) гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:

Al₂(SO₄)₃  +  6NaHCO₃  → 2Al(OH)₃  +  6CO₂  +  3Na₂SO₄

2AlBr₃  +  3Na₂CO₃  + 3H₂O →  2Al(OH)₃↓  +  CO₂↑ +  6NaBr

Al₂(SO₄)₃  +  3K₂CO₃  +  3H₂O →  2Al(OH)₃↓  +  3CO₂↑  +  3K₂SO₄

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.