Применение углерода

Алмаз широко применяют для бурения горных пород, резки стекла, шлифования твердых материалов. Образцы алмаза в чистом виде сильно преломляют лучи света. Отшлифованные прозрачные алмазы – бриллианты, применяют для изготовления ювелирных изделий.

Графит применяют для производства грифелей карандашей. Благодаря своей электропроводности графит применяется для изготовления электродов. Поскольку он тугоплавок, из смеси графита и глины делают тигли для плавления металлов. В смеси с техническими маслами его используют в качестве смазочного материала. Широкое применение графит находит в ядерной промышленности как замедлитель нейтронов.

Карбин обладает полупроводниковыми свойствами.

Кокс применяют в металлургии в качестве восстановителя.

Сажа применяется при производстве резины, для изготовления черных красок (тушь, типографическая краска), сапожной ваксы.

Древесный уголь применяют в металлургии, кузнечном деле. Благодаря пористому строению, он обладает высокой адсорбционной способностью (т.е. поглощает и удерживает на своей поверхности пары, газы и растворенные вещества). Его применяют для очистки растительных масел, сахарного сиропа от примесей, в противогазах – для поглощения отравляющих веществ. Таблетки из такого угля используются в медицине при расстройствах желудка или кишечника, для удаления из организма вредных веществ.

Фуллерен используют как катализатор в химических синтезах, а также для получения полупроводниковых и сверхпроводниковых материалов.

Оксиды углерода

Углерод при взаимодействии с О₂ образует 2 оксида: СО и СО₂.

Углерод(II)-оксид или угарный газ, образуется при недостатке O_2.

2C + O₂ = 2

Получают СО и взаимодействием СО₂ с раскаленным углеродом:

CO₂ + C 2CO

а также при термическом разложении муравьиной кислоты в присутствии водоотнимающих средств. Этот способ используется главным образом в лабораторной практике:

H–COOH H₂O + CO

Это несолеобразующий оксид без цвета, вкуса и запаха. Атомы кислорода и углерода в нем проявляют валентность, равную 3, а степень окисления, соответственно, –2 и +2.

(Строение молекулы СО мы уже рассматривали ранее в теме «Углерод»)

Углерод(II)-оксид плохо растворим в воде (~2,3 объема СО в 100 объемах H₂O при 20^оС или ~0,0029 г в 100 г H₂O) и при обычных условиях химически не взаимодействует с ней.

Углерод(II)-оксид чрезвычайно ядовит и при вдыхании вместе с воздухом реагирует по донорно-акцепторному механизму (выступая в роли донора электронной пары) с ионом железа, входящим в состав оксигемоглобина (Hb ∙ О₂) крови, вытесняя из него кислород, т.к. образует более прочную связь:

Hb ∙ О₂ + СО Hb ∙ СО + О₂

Образовавшийся карбоксигемоглобин (Hb ∙ СО) перестает участвовать в переносе кислорода. При высокой концентрации СО или при длительном его вдыхании наступает кислородное голодание, что очень быстро сказывается на работе центральной нервной системы и приводит к поражению головного мозга. Возникает головная боль, может наступить потеря сознания. При сильном отравлении возможет смертельный исход.

Пострадавшего от угарного газа необходимо как можно быстрее вынести на свежий воздух. При его вдыхании карбоксигемоглобин постепенно разрушается и гемоглобин восстанавливает свою способность связывать и переносить кислород.

В быту угарный газ может образоваться, если для обогрева помещений используется печное отопление. Сгорание в печах толстых слоев угля или дров идет, по существу, в три стадии, как это схематически показано на рис. 12.

Рис. 12. Образование и сгорание СО в печи

При преждевременно закрытой трубе в печи создается недостаток кислорода, что и вызовет распространение СО по отапливаемому помещению и затем отравление находящихся в нем людей.

Углерод(II)-оксид содержится в табачном дыму и выхлопных газах автомобилей, значительно ухудшая экологическую ситуацию в крупных городах.

С кислотами и основаниями СО не взаимодействует. Только с NaОН при высокой температуре, давлении и в присутствии катализаторов может образовывать натриевую соль муравьиной кислоты.

Углерод(II)-оксид обладает хорошо выраженными восстановительными свойствами и способен восстанавливать при нагревании многие металлы из их оксидов:

СO + FeO Fe + CO₂

CO + CuO Cu + CO₂

При облучении светом активность СО резко возрастает. В этих условиях он может вступать в реакции соединения:

СО + Cl₂ COCl₂

При этом образуется фосген – ядовитый газ, используемый как боевое отравляющее вещество и при органическом синтезе ряда веществ.

Со многими металлами СО образует летучие комплексные соединения – карбонилы:

5CO + Fe = Fe(CO)₅

6CO + Cr = Cr(CO)₆

Химические связи в молекулах карбонилов металлов образованы по донорно-акцепторному механизму за счет неподеленных электронных пар молекулы СО (: :) и свободных орбиталей атомов металлов. Поэтому металлы в данных соединениях имеют нулевую степень окисления.

При взаимодействии с кислородом СО окисляется до СО₂:

2CO + O₂ 2CO₂

При нагревании углерод(II)-оксид обратимо реагирует с парами воды, образует СО₂ и выступает при этом в качестве восстановителя:

CO + H₂O CO₂ + H₂

Атом С в молекуле СО находится в своей промежуточной степени окисления, поэтому углерод(II)-оксид в окислительно-восстановительных реакциях может выступать и в роли окислителя (но это для него менее характерно):

СО + 2Н₂ CН₃ОН

СО + 3Н₂ CН₄ + H₂O

В последнем случае могут образовываться и другие алканы. В промышленности смесь СО и H₂ используются в связи с этим для получения искусственного топлива (бензина).

Углерод(IV)-оксид или углекислый газ образуется при взаимодействии С с избытком О₂:

C + O₂

Это кислотный оксид, без цвета и запаха, не поддерживает дыхания, в небольших дозах не ядовит. В связи с этим в атмосфере СО₂ долго сохраняются различные продукты питания, т.к. он угнетает жизнедеятельность микроорганизмов.

Образуется в природе при горении или гниении органических веществ, а также выделяется при дыхании животных и растений. Поэтому он в небольших количествах постоянно содержится в воздухе (объемная доля 0,03%). Содержание СО₂ в атмосфере поддерживается на определенном уровне за счет процесса фотосинтеза, протекающего в листьях растений.

Углекислый газ, содержащийся в воздухе, поглощает значительную часть тепла, которое в виде инфракрасного излучения испускает земная поверхность. При этом тепло не может уйти в космическое пространство. Атмосфера нагревается. Данный процесс называют «парниковым эффектом». Увеличение содержания СО₂ в атмосфере за счет хозяйственной деятельности человека может пагубно сказаться на климате планеты, вызвав глобальное потепление.

Структурную формулу молекулы СО₂ можно изобразить так:

О=С=О

Она имеет линейную форму, так как атом С находится в состоянии sp-гибридизации. Связь углерода с кислородом полярная, однако благодаря симметричному расположению связей сама молекула СО₂ неполярна.

В связи с этим углекислый газ мало растворим в воде (в одном объеме H₂O при 20^оС и нормальном давлении растворяется 0,88 объема СО₂). Небольшая часть растворенного СО₂ при этом обратимо реагирует с водой, образуя неустойчивую угольную кислоту.

В результате охлаждения до -78^оС при атмосферном давлении СО₂ переходит в твердое состояние, минуя жидкое. При этом углекислый газ кристаллизуется в виде белой снегообразной массы. Твердый углерод(IV)-оксид называется иначе сухим льдом. При нагревании он переходит в газообразное состояние, минуя жидкое. (Это явление называется иначе возгонкой или сублимацией). В спрессованном виде сухой лед испаряется очень медленно, понижая температуру окружающей среды, что позволяет использовать его в качестве хладоагента.

Углерод(IV)-оксид обладает всеми свойствами кислотных оксидов. Так, при взаимодействии с H₂O, образует угольную кислоту:

H₂O + CO₂ H₂CO₃

Эта реакция обратимая и равновесие её сильно смещено в левую сторону, поэтому, чтобы повысить выход угольной кислоты, лучше растворять СО₂ под давлением.

Взаимодействие СО₂ с растворами щелочей, в отличие от взаимодействия с водой, является сложной необратимой реакцией, механизм которой можно представить следующим образом:

1. CO₂ + H₂O = H₂CO₃

2. H₂CO₃ + NaOH = NaHCO₃ + H₂O

3. NaHCO₃ + NaOH = Na₂CO₃ +H₂O

суммарное CO₂ + 2NaOH = Na₂CO₃ + H₂O

уравнение

Качественной реакцией на углекислый газ является взаимодействие СО₂ с избытком известковой воды, в результате чего наблюдается помутнение раствора или образование белого осадка

Ca(OH)_{2 (p-p)} + СО₂ = CaCO₃↓ + H₂O,

который затем растворяется при дальнейшем пропускании СО₂:

CaCO₃ + H₂O + СО₂ = Ca(HCO₃)₂

В качестве реагента вместо известковой воды можно использовать раствор Ba(OH)₂ (баритовую воду).

При нагревании СО₂ реагирует с основными оксидами, но так как образующиеся соли угольной кислоты в этих условиях могут разлагаться, то реакцию следует вести при повышенном давлении:

СO₂ + MgO MgCO₃

CO₂ + CaO CaCO₃

Как и все кислотные оксиды, СО₂ при нагревании может взаимодействовать с твердыми основаниями, образуя соли угольной кислоты:

CO₂ + Mg(OH)₂ MgCO₃ + H₂O

CO₂ + Ca(OH)_{2 тв.} CaCO₃ + H₂O

При высокой температуре СО₂ может проявлять и окислительные свойства. Например:

3СО₂ + 4Al 2Al₂O₃ + 3C

CO₂ + Mg 2MgO + C

CO₂ + 4H₂ = CH₄ + 2H₂O

В природе последняя реакция протекает в безкислородной среде под воздействием специальных бактерий (например, на дне водоемов).

При взаимодействии СО₂ с пероксидами металлов выделяется кислород:

2СО₂ + 2Na₂O₂ = 2Na₂CO₃ + O₂↑

Эта реакция используется для регенерации воздуха в замкнутых помещениях (на подводных лодках, космических кораблях, батискафах).

Важной в биологическом отношении является реакция фотосинтеза, протекающая на свету в листьях растений с участием фермента хлорофилла:

6СО₂ + 6H₂O С₆Н₁₂О₆ + 6О₂↑

Благодаря ей, поддерживается на постоянном уровне концентрация кислорода и углекислого газа в атмосфере.

При взаимодействии СО₂ с аммиаком получают ценное азотсодержащее удобрение – карбамид или мочевину:

С О₂ + 2NH₃ O=C + H₂O

В промышленности для получения СО₂ кроме реакции горения углерода используют сжигание различных органических соединений (в первую очередь, алканов):

CH₄ + 2O₂ = CO₂↑ + 2H₂O,

разложение солей угольной кислоты (карбонатов):

CaCO₃ CaO + CO₂↑

В лаборатории чаще всего углекислый газ получают действием на твердые карбонаты или на их растворы сильными кислотами:

Na₂CO_{3 (раствор)} + 2HCl → 2NaCl +H₂O + CO₂↑

СaCO_{3 тв.} + 2HCl → CaCl₂ + H₂CO₃

Поскольку СО₂ тяжелее воздуха, то его собирают в пробирку, помещенную горлышком вверх.