Сдам Сам

ПОЛЕЗНОЕ


КАТЕГОРИИ







Химическая связь в молекуле СО





Распределение электронов в возбужденном атоме углерода и в кислороде таково, что между ними возможно образование двух химических связей – в атоме кислорода имеются 2 неспаренных электрона. Однако при переходе одного электрона от кислорода к углероду в образовавшихся ионах С- и О+ будет по 3 неспаренных электрона, аналогично электронной конфигурации азота. При соединении этих ионов образуется тройная связь, аналогичная молекуле N2, поэтому свойства СО и N2 очень близки.

СО

С- ­¯   ¯ ¯ ¯  
О+ ­¯   ­ ­ ­  

С 2s22p2 С +1е = С-

О 2s22p4 О -1е = О+

Возможно иное объяснение образования тройной связи в молекуле СО.

С 2s22p2 ­¯   ¯ ¯    
О 2s22p4 ­¯   ­¯ ­ ­  

 

Невозбужденный атом углерода имеет 2 неспаренных электрона, которые могут образовать 2 общие электронные пары с 2-мя неспаренными электронами атома кислорода (по обменному механизму). Однако имеющиеся в атоме кислорода 2 спаренные р -электрона могут образовывать тройную химическую связь, поскольку в атоме углерода имеется одна незаполненная ячейка, которая может принять эту пару электронов.

Тройная связь образуется по донорно-акцепторному механизму, направление стрелки от донора кислорода к акцептору – углероду.

Подобно N2 - СО обладает высокой энергией диссоциации (1069 кДж), плохо растворим в воде, инертен в химическом отношении. СО – газ без цвета и запаха, безразличный несолеобразующий, не взаимодействует с кислотными щелочами и водой при обычных условиях. Ядовит, т.к. взаимодействует с железом, входящим в состав гемоглобина. При повышении температуры или облучении проявляет свойства восстановителя.



Получение:

в промышленности

CO2 + C « 2CO

2C + O2 ® 2CO

в лаборатории: H2SO4, t

HCOOH ® CO­ + H2O;

H2SO4 t

H2C2O4 ® CO­ + CO2­ + H2O.

В реакции СО вступает лишь при высоких температурах.

Молекула СО имеет большое сродство к кислороду, горит образуя СО2:

СО + 1/2О2 = СО2 + 282 кДж/моль.

Из-за большого сродства к кислороду СО используется как восстановитель оксидов многих тяжелых металлов (Fe, Co, Pb и др.).

СO + Cl2 = COCl2 (фосген)

CO + NH3 ® HCN + H2O H – C º N

CO + H2O « CO2 + H2

CO + S ® COS

Наибольший интерес представляют карбонилы металлов (используются для получения чистых металлов). Химическая связь по донорно-акцепторному механизму, имеет место p-перекрывание по дативному механихму.

t

5CO + Fe ® [Fe(CO)5] (пентакарбонил железа)

Все карбонилы – диамагнитные вещества, характеризуются невысокой прочностью, при нагревании карбонилы разлагаются

[Ni(CO)4] → 4CO + Ni (карбонил никеля).

Как и СО карбонилы металлов – токсичны.

 

Химическая связь в молекуле СО2

В молекуле СО2 sp-гибридизация атома углерода. Две sp-гибридные орбитали образуют 2 s-связи с атомами кислорода, а оставшиеся негибридизованными р-орбитали углерода дают с двумя р-орбиталями атомов кислорода p-связи, которые располагаются в плоскостях перпендикулярных друг другу.

 

О ═ С ═ О

Под давлением 60 атм. и комнатной температуре СО2 сгущается в бесцветную жидкость. При сильном охлаждении жидкая СО2 застывает в белую снегоподобную массу, возгоняющуюся при Р = 1 атм и t = 195К(-78°). Спрессованная твердая масса называется сухим льдом, СО2 не поддерживает горения. В нем горят лишь вещества, у которых сродство к кислороду выше чем у углерода: например,

2Mg + CO2 ® 2MgO + C.

СО2 реагирует с NH3:

CO2 + 2NH3 = CO(NH2)2 + H2O

(карбамид, мочевина)

2СО2 + 2Na2O2 ® 2Na2CO3+O2

Мочевина разлагается водой:

CO(NH2)2 + 2H2O ® (NH4)2CO3 → 2NH3 + СО2

Целлюлоза – углевод, который состоит из остатков b-глюкозы. Она синтезируется в растениях по следующей схеме

хлорофилл

свет

6CO2 + 6H2O ® C6H12O6 + 6O2­фотосинтез глюкозы

.

СО2 получают в технике:

t

2NaHCO3 ® Na2CO3 + H2O + CO2

из кокса C + O2 ® CO2

В лаборатории (в аппарате Киппа):

.

Угольная кислота и ее соли

Растворяясь в воде, углекислый газ частично взаимодействует с ней, образуя угольную кислоту H2CO3; при этом устанавливаются равновесия:

К1 = 4×10-7 К2 = 4,8×10-11 – слабая, неустойчивая, кислородсодержащая, двухосновная кислота. Гидрокарбонаты растворимы в Н2О. Карбонаты нерастворимы в воде, кроме карбонатов щелочных металлов, Li2CO3 и (NH4)2CO3. Кислые соли угольной кислоты получают, пропуская избыток СО2 в водный раствор карбоната:

,

либо постепенным (по каплям) добавлением сильной кислоты в избыток водного раствора карбоната:

Na2CO3 + HNO3 ® NaHCO3 + NaNO3

При взаимодействии со щелочами или нагревании (прокаливании) кислые соли переходят в средние:

Соли гидролизуются по уравнению:

I ступень

Из-за полного гидролиза из водных растворов нельзя выделить карбонаты Gr3+, Al3+, Ti4+, Zr4+ и др.

Практическое значение имеют соли - Na2CO3 (сода), CaCO3 (мел, мрамор, известняк), K2CO3 (поташ), NaHCO3 (питьевая сода), Са(НСО3)2 и Mg(HCO3)2 обусловливают карбонатную жесткость воды.

Сероуглерод (CS2)

При нагревании (750-1000°С) углерод реагирует с серой, образуясероуглерод, органический растворитель (бесцветная летучая жидкость, реакционноспособное вещество), огнеопасен и летуч.

Пары CS2 – ядовиты, применяется для фумигации (окуривания) зернохранилищ против насекомых - вредителей, в ветеринарии служит для лечения аскаридоза лошадей. В технике – растворитель смол, жиров, йода.

С сульфидами металлов CS2 образует соли тиоугольной кислоты – тиокарбонаты.

.

Эта реакция аналогична процессу

.

Тиокарбонаты – желтые кристаллические вещества. При действии на них кислот выделяется свободная тиоугольная кислота.

 

Она более стабильна чем Н2СО3 и при низкой температуре выделяется из раствора в виде желтой маслянистой жидкости, легко разлагающейся на:

Соединения углерода с азотом (СN)2 или С2N2дициан, легко воспламеняющийся бесцветный газ. Чистый сухой дициан получают путем нагревания сулемы с цианидом ртути (II).

 

HgCl2 + Hg(CN)2 ® Hg2Cl2 + (С N)2

Другие способы получения:

4HCNг + О2 2(CN)2 +2H2O

2HCNг + Сl2 (CN)2 + 2HCl

Дициан по свойствам похож на галогены в молекулярной форме X2. Так в щелочной среде он, подобно галогенам, диспропорционирует:

(С N)2 + 2NaOH = NaCN + NaOCN

Циановодород - НСN ( ), ковалентное соединение, газ, растворяющийся в воде с образованием синильной кислоты (бесцветная жидкость и ее соли чрезвычайно ядовиты). Получают:

Циановодород получают в промышленности по каталитическим реакциям.

1000oC, C, Pt

2CH4 + 3O2 + 2NH3 ® 2HCN + 6H2O.

Соли синильной кислоты – цианиды, подвержены сильному гидролизу. CN- - ион изоэлектронный молекуле СО, входит как лиганд в большое число комплексов d-элементов.

Обращение с цианидами требует строгого соблюдения мер предосторожности. В сельском хозяйстве применяют для борьбы с особо опасными насекомыми – вредителями.

Цианиды получают:

.

.

Соединения углерода с отрицательной степенью окисления:

1) ковалентные (SiC карборунд) ;

2) ионноковалентные;

3) металлические карбиды.

Ионноковалентные разлагаются водой с выделением газа, в зависимости от того какой выделяется газ, их делят на:

метаниды (выделяется СН4)

Al4C3 + 12H2O ® 4Al(OH)3 + 3CH4

ацетилениды(выделяется С2Н2)

H2C2 + AgNO3 ® Ag2C2 + HNO3

Металлические карбиды – соединения стехиометрического состава образованные элементами 4, 7, 8 групп посредством внедрения атомов Ме в кристаллическую решетку углерода.

 

Химия кремния

Отличие химии кремния от углерода обусловлено большими размерами его атома и возможностью использования 3d-орбиталей. Из-за этого связи Si – O - Si, Si - F более прочны, чем у углерода.

Для кремния известны оксиды состава SiO и SiO2.Монооксид кремния существует только в газовой фазе при высоких температурах в инертной атмосфере; он легко окисляется кислородом с образованием более стабильного оксида SiO2.

2SiO + О2 t® 2SiO2

SiO2 – кремнезем, имеет несколько кристаллических модификаций. Низкотемпературная – кварц, обладает пьезоэлектрическими свойствами. Природные разновидности кварца: горный хрусталь, топаз, аметист. Разновидности кремнезема – халцедон, опал, агат, песок.

Известно большое разнообразие силикатов (точнее оксосиликатов). В строении их общая закономерность: все состоят из тетраэдров SiO44- которые через атом кислорода соединены друг с другом.

Сочетания тетраэдров могут соединяться в цепочки, ленты, сетки и каркасы.

Важные природные силикаты 3MgO×H2O×4SiO2 тальк, 3MgO×2H2O×2SiO2 асбест.

Как и для SiO2 для силикатов характерно (аморфное) стеклообразное состояние. При управляемой кристаллизации можно получить мелкокристаллическое состояние – ситаллы – материалы повышенной прочности. В природе распространены алюмосиликаты – каркасные ортосиликаты, часть атомов Si заменены на Al, например Na12[(Si,Al)O4]12.

Наиболее прочный галогенид SiF4 разлагается только под действием электрического разряда.

гексафторокремниевая кислота (по силе близка к H2SO4).

(SiS2)n – полимерное вещество, разлагается водой:

 

Кремниевые кислоты.

Соответствующие SiO2 кремниевые кислоты не имеют определенного состава, обычно их записывают в виде xH2O • ySiO2 – полимерные соединения

Известны:

H2SiO3 (H2O×SiO2) – метакремниевая (не существует реально)

H4SiO4 (2H2O×SiO2) – ортокремниевая (простейшая реально существующая только в растворе)

H2Si2O5 (H2O×2SiO2) – диметакремниевая.

Кремниевые кислоты – плохо растворимые вещества, для H4SiO4 характерно коллоидное состояние, как кислота слабее угольной (Si менее металличен, чем С).

В водных растворах идет конденсация ортокремневой кислоты, в результате образуются поликремниевые кислоты.

Силикаты – соли кремневых кислот, в воде нерастворимы, кроме силикатов щелочных металлов.

Растворимые силикаты гидролизуются по уравнению

Желеобразные растворы натриевых солей поликремневых кислот называются «жидким стеклом». Широко применяются как силикатный клей и в качестве консерванта древесины.

Сплавлением Na2CO3, CaCO3 и SiO2 получают стекло, которое является переохлажденным взаимным раствором солей поликремниевых кислот.

6SiO2 + Na2CO3 + CaCO3 ® Na2O × CaO × 6SiO2 + 2CO2 Силикат записан как смешанный оксид.

Силикаты больше всего используются в строительстве. 1 место в мире по выпуску силикатной продукции – цемент, 2-е – кирпич, 3 – стекло.

Строительная керамика – облицовочная плитка, керамические трубы. Для изготовления санитарно-технических изделий – стекло, фарфор, фаянс, глиняная керамика.









Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:


©2015- 2018 zdamsam.ru Размещенные материалы защищены законодательством РФ.