Ugljik

U slobodnom stanju ugljik tvori 3 alotropske modifikacije: dijamant, grafit i umjetno dobiveni karabin.

U kristalu dijamanta svaki atom ugljika vezan je jakim kovalentnim vezama s četiri druga smještena na jednakoj udaljenosti oko njega.

Svi atomi ugljika su u stanju sp 3 hibridizacije. Atomska kristalna rešetka dijamanta ima tetraedarsku strukturu.

Dijamant je bezbojna, prozirna tvar s visokom refrakcijom. Razlikuje se u najvećoj tvrdoći među svim poznatim tvarima. Dijamant je krt, vatrostalan, slabo provodi toplinu i struja. Male udaljenosti između susjednih atoma ugljika (0,154 nm) određuju prilično visoku gustoću dijamanta (3,5 g/cm 3 ).

U kristalnoj rešetki grafita svaki atom ugljika je u stanju sp 2 hibridizacije i tvori tri jake kovalentne veze s atomima ugljika koji se nalaze u istom sloju. Tri elektrona svakog atoma, ugljika, sudjeluju u stvaranju tih veza, a četvrti valentni elektroni tvore n-veze i relativno su slobodni (pokretni). Oni određuju električnu i toplinsku vodljivost grafita.

Duljina kovalentne veze između susjednih atoma ugljika u istoj ravnini je 0,152 nm, a udaljenost između atoma C u različitim slojevima je 2,5 puta veća, pa su veze među njima slabe.

Grafit je neprozirna, mekana, masna na dodir tvar sivo-crne boje s metalnim sjajem; dobro provodi toplinu i elektricitet. Grafit ima nižu gustoću od dijamanta i lako se cijepa na tanke ljuskice.

Poremećena struktura sitnozrnatog grafita leži u osnovi strukture razne forme amorfni ugljik, od kojih su najvažniji koks, mrki i crni ugljen, čađa, aktivni (aktivni) ugljen.

Ova alotropska modifikacija ugljika dobiva se katalitičkom oksidacijom (dehidropolikondenzacijom) acetilena. Carbyne je lančani polimer koji ima dva oblika:

C=C-C=C-... i...=C=C=C=

Carbin ima svojstva poluvodiča.

Na normalnoj temperaturi, obje modifikacije ugljika (dijamant i grafit) su kemijski inertne. Fino-kristalni oblici grafita - koks, čađa, aktivni ugljen - reaktivniji su, ali u pravilu nakon što su prethodno zagrijani na visoku temperaturu.

1. Interakcija s kisikom

C + O 2 \u003d CO 2 + 393,5 kJ (u višku O 2)

2C + O 2 \u003d 2CO + 221 kJ (s nedostatkom O 2)

Izgaranje ugljena jedan je od najvažnijih izvora energije.

2. Interakcija s fluorom i sumporom.

C + 2F 2 = CF 4 ugljikov tetrafluorid

C + 2S \u003d CS 2 ugljikov disulfid

3. Koks je jedan od najvažnijih redukcijskih sredstava koja se koriste u industriji. U metalurgiji se koristi za proizvodnju metala iz oksida, npr.

ZS + Fe 2 O 3 \u003d 2Fe + ZSO

C + ZnO = Zn + CO

4. Kada ugljik međudjeluje s oksidima alkalija i zemnoalkalijski metali Reducirani metal spaja se s ugljikom u karbid. Na primjer: 3C + CaO \u003d CaC 2 + CO kalcijev karbid

5. Koks se također koristi za dobivanje silicija:

2C + SiO 2 \u003d Si + 2CO

6. S viškom koksa nastaje silicijev karbid (karborund) SiC.

Dobivanje "vodenog plina" (rasplinjavanje krutog goriva)

Propuštanjem vodene pare kroz užaren ugljen dobiva se zapaljiva smjesa CO i H 2 koja se naziva vodeni plin:

C + H2O \u003d CO + H2

7. Reakcije s oksidirajućim kiselinama.

Aktivirani ugljen, kada se zagrijava, smanjuje anione NO 3 - i SO 4 2- iz koncentrirane kiseline:

C + 4HNO 3 \u003d CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4 \u003d CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

8. Reakcije s rastaljenim nitratima alkalnih metala

U talinama KNO 3 i NaNO 3 zdrobljeni ugljen intenzivno gori uz stvaranje zasljepljujućeg plamena:

5C + 4KNO 3 \u003d 2K 2 CO 3 + ZCO 2 + 2N 2

1. Stvaranje karbida sličnih soli sa aktivni metali.

Značajno slabljenje nemetalnih svojstava ugljika izraženo je u činjenici da se njegove funkcije kao oksidacijskog sredstva očituju u mnogo manjoj mjeri od redukcijskih funkcija.

2. Samo u reakcijama s aktivnim metalima, atomi ugljika prelaze u negativno nabijene ione C -4 i (C \u003d C) 2-, tvoreći karbide poput soli:

ZS + 4Al \u003d Al 4 C 3 aluminijev karbid

2C + Ca \u003d CaC 2 kalcijev karbid

3. Karbidi tip iona- vrlo nestabilni spojevi, lako se raspadaju pod djelovanjem kiselina i vode, što ukazuje na nestabilnost negativno nabijenih ugljikovih aniona:

Al 4 C 3 + 12H 2 O \u003d ZSN 4 + 4Al (OH) 3

CaC 2 + 2H 2 O \u003d C 2 H 2 + Ca (OH) 2

4. Stvaranje kovalentnih spojeva s metalima

U talinama smjesa ugljika s prijelaznim metalima nastaju karbidi pretežno s kovalentnom vrstom veze. Njihove molekule imaju promjenjiv sastav, a tvari su općenito bliske legurama. Takvi karbidi su vrlo otporni, kemijski su inertni u odnosu na vodu, kiseline, lužine i mnoge druge reagense.

5. Interakcija s vodikom

Pri visokim T i P, u prisutnosti nikalnog katalizatora, ugljik se spaja s vodikom:

C + 2H 2 → CH 4

Reakcija je vrlo reverzibilna i nema praktičnog značaja.

Ugljični monoksid(II)– CO

(ugljični monoksid , ugljični monoksid, ugljični monoksid)

Fizička svojstva: bezbojan otrovni plin, bez okusa i mirisa, gori plavičastim plamenom, lakši od zraka, slabo topljiv u vodi. Koncentracija ugljičnog monoksida u zraku od 12,5-74% je eksplozivna.

Priznanica:

1) U industriji

C + O 2 \u003d CO 2 + 402 kJ

CO 2 + C \u003d 2CO - 175 kJ

U plinskim generatorima, vodena para se ponekad upuhuje kroz vrući ugljen:

C + H 2 O \u003d CO + H 2 - Q,

smjesa CO + H 2 – nazvana sintezni – plin.

2) U laboratoriju- termička razgradnja mravlje ili oksalne kiseline u prisutnosti H 2 SO 4 (konc.):

HCOOH t˚C, H2SO4 → H2O + CO

H2C204 t˚C,H2SO4 → CO + CO 2 + H 2 O

Kemijska svojstva:

U normalnim uvjetima CO je inertan; kada se zagrije - redukcijsko sredstvo;

CO - oksid koji ne stvara soli.

1) s kisikom

2C +2 O + O 2 t ˚ C → 2C +4 O 2

2) s metalnim oksidima CO + Me x O y \u003d CO 2 + Me

C +2 O + CuO t ˚ C → Su + C +4 O 2

3) s klorom (na svjetlu)

CO + Cl 2 svjetlo → COCl 2 (fosgen je otrovni plin)

4)* reagira s alkalijskim talinama (pod pritiskom)

CO + NaOH P → HCOONa (natrijev format)

Učinak ugljičnog monoksida na žive organizme:

Ugljični monoksid je opasan jer onemogućuje krvlju prijenos kisika do vitalnih organa poput srca i mozga. Ugljični monoksid spaja se s hemoglobinom koji prenosi kisik do stanica tijela, zbog čega ono postaje nepodobno za prijenos kisika. Ovisno o udahnutoj količini, ugljični monoksid otežava koordinaciju, pogoršava kardiovaskularne bolesti i uzrokuje umor, glavobolja, slabost, Učinak ugljičnog monoksida na ljudsko zdravlje ovisi o njegovoj koncentraciji i vremenu izlaganja tijelu. Koncentracija ugljičnog monoksida u zraku iznad 0,1% dovodi do smrti unutar jednog sata, a koncentracija veća od 1,2% unutar tri minute.

Primjena ugljičnog monoksida:

Ugljični monoksid se uglavnom koristi kao zapaljivi plin pomiješan s dušikom, tzv. generatorski ili zračni plin ili vodeni plin pomiješan s vodikom. U metalurgiji za dobivanje metala iz njihovih ruda. Za dobivanje metala visoke čistoće razgradnjom karbonila.

Ugljični monoksid (IV) CO2 - ugljični dioksid

Fizička svojstva: Ugljični dioksid, bez boje, bez mirisa, topljivost u vodi - 0,9V CO 2 otapa se u 1V H 2 O (u normalnim uvjetima); teži od zraka; t°pl.= -78,5°C (kruti CO 2 naziva se "suhi led"); ne podržava izgaranje.

Struktura molekule:

Ugljični dioksid ima sljedeće elektroničke i strukturne formule:

3. Izgaranje ugljičnih tvari:

CH4 + 2O2 → 2H2O+CO2

4. S sporom oksidacijom u biokemijski procesi(disanje, truljenje, vrenje)

Kemijska svojstva:

• Oznaka - C (ugljik);
• Razdoblje - II;
• Grupa - 14 (IVa);
• Atomska masa - 12,011;
• Atomski broj - 6;
• Polumjer atoma = 77 pm;
• Kovalentni polumjer = 77 pm;
• Raspodjela elektrona - 1s 2 2s 2 2p 2;
• talište = 3550°C;
• vrelište = 4827°C;
• Elektronegativnost (prema Paulingu / prema Alpredu i Rochovu) = 2,55 / 2,50;
• Oksidacijsko stanje: +4, +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3, -4;
• Gustoća (n.a.) \u003d 2,25 g / cm 3 (grafit);
• Molarni volumen = 5,3 cm3/mol.

Ugljikovi spojevi:

Ugljik u obliku drvenog ugljena poznat je čovjeku od pamtivijeka, stoga nema smisla govoriti o datumu njegovog otkrića. Naime, ugljik je svoje ime dobio 1787. godine, kada je izašla knjiga "Metoda kemijska nomenklatura“, u kojem se umjesto francuskog naziva „čisti ugljen“ (charbone pur) pojavio termin „ugljik“ (carbone).

Ugljik ima jedinstvenu sposobnost formiranja polimernih lanaca neograničene duljine, čime je nastala ogromna klasa spojeva, koje proučava posebna grana kemije - organska kemija. organski spojevi ugljik su osnova zemaljskog života, dakle, o važnosti ugljika kao kemijski element, nema smisla govoriti - on je osnova života na Zemlji.

Sada razmotrite ugljik sa stajališta anorganske kemije.

Riža. Građa atoma ugljika.

Elektronska konfiguracija ugljika je 1s 2 2s 2 2p 2 (vidi Elektronička struktura atoma). Na vanjskoj energetskoj razini ugljik ima 4 elektrona: 2 uparena na s-podrazini + 2 nesparena na p-orbitalama. Kada atom ugljika prijeđe u pobuđeno stanje (zahtijeva troškove energije), jedan elektron sa s-podrazine "napušta" svoj par i odlazi na p-podrazinu, gdje postoji jedna slobodna orbitala. Dakle, u pobuđenom stanju elektronska konfiguracija atoma ugljika ima sljedeći oblik: 1s 2 2s 1 2p 3 .

Riža. Prijelaz atoma ugljika u pobuđeno stanje.

Takva "rokada" značajno proširuje valentne mogućnosti atoma ugljika, koji mogu preuzeti oksidacijsko stanje od +4 (u spojevima s aktivnim nemetalima) do -4 (u spojevima s metalima).

U nepobuđenom stanju atom ugljika u spojevima ima valenciju 2, npr. CO (II), a u pobuđenom stanju 4: CO 2 (IV).

"Jedinstvenost" atoma ugljika leži u činjenici da postoje 4 elektrona na njegovoj vanjskoj energetskoj razini, stoga, za dovršetak razine (kojoj zapravo teže atomi bilo kojeg kemijskog elementa), može i dati i pričvrstiti s istim "uspjehom" elektrone za formiranje kovalentne veze(vidi Kovalentna veza).

Ugljik kao jednostavna tvar

Kao jednostavna tvar, ugljik može biti u obliku nekoliko alotropskih modifikacija:

• Dijamant
• Grafit
• fuleren
• Karabin

Dijamant

Riža. Kristalna ćelija dijamant.

Svojstva dijamanta:

• bezbojna kristalna tvar;
• najviše čvrsta u prirodi;
• ima snažan refrakcijski učinak;
• loš vodič topline i elektriciteta.

Riža. Dijamantni tetraedar.

Izuzetna tvrdoća dijamanta objašnjava se građom njegove kristalne rešetke koja ima oblik tetraedra - u središtu tetraedra nalazi se atom ugljika, koji je jednako čvrstim vezama povezan sa četiri susjedna atoma koji tvore vrhove tetraedra (vidi gornju sliku). Takva "konstrukcija" je pak povezana sa susjednim tetraedrima.

Grafit

Riža. Grafitna kristalna rešetka.

Svojstva grafita:

• meka kristalna tvar sive boje slojevite strukture;
• ima metalni sjaj;
• dobro provodi struju.

U grafitu nastaju atomi ugljika pravilni šesterokuti, koji leže u istoj ravnini, organizirani u beskonačne slojeve.

U grafitu, kemijske veze između susjednih atoma ugljika formiraju tri valentna elektrona svakog atoma (prikazana plavom bojom na donjoj slici), dok četvrti elektron (prikazan crvenom bojom) svakog atoma ugljika, smješten u p-orbitali, koji leži okomito na ravninu grafitnog sloja, ne sudjeluje u stvaranju kovalentnih veza u ravnini sloja. Njegova "svrha" je drugačija - u interakciji sa svojim "bratom" koji leži u susjednom sloju, osigurava vezu između slojeva grafita, a visoka pokretljivost p-elektrona određuje dobru električnu vodljivost grafita.

Riža. Raspodjela orbitala ugljikovog atoma u grafitu.

fuleren

Riža. Kristalna rešetka fulerena.

Svojstva fulerena:

• molekula fulerena skup je ugljikovih atoma zatvorenih u šuplje sfere poput nogometne lopte;
• to je finokristalna tvar žuto-narančaste boje;
• talište = 500-600°C;
• poluvodič;
• dio je minerala šungita.

Karabin

Svojstva karabina:

• inertna crna tvar;
• sastoji se od polimernih linearnih molekula u kojima su atomi povezani izmjeničnim jednostrukim i trostrukim vezama;
• poluvodič.

Kemijska svojstva ugljika

Pod normalnim uvjetima, ugljik je inertna tvar, ali kada se zagrijava, može reagirati s nizom jednostavnih i složenih tvari.

Gore je već rečeno da postoje 4 elektrona na vanjskoj energetskoj razini ugljika (ni tamo ni ovdje), stoga ugljik može i dati elektrone i prihvatiti ih, manifestirajući se u nekim spojevima restorativna svojstva, au drugima - oksidirajući.

Ugljik je redukcijsko sredstvo u reakcijama s kisikom i drugim elementima koji imaju veću elektronegativnost (vidi tablicu elektronegativnosti elemenata):

• kada se zagrijava na zraku, gori (s viškom kisika uz stvaranje ugljičnog dioksida; s njegovim nedostatkom - ugljikov monoksid (II)):
  C + O 2 \u003d CO 2;
  2C + O 2 \u003d 2CO.
• reagira na visokim temperaturama s parama sumpora, lako stupa u interakciju s klorom, fluorom:
  C+2S=CS2
  C + 2Cl 2 = CCl 4
  2F2+C=CF4
• kada se zagrijava, obnavlja mnoge metale i nemetale iz oksida:
  C 0 + Cu +2 O \u003d Cu 0 + C + 2 O;
  C 0 + C +4 O 2 \u003d 2C +2 O
• reagira s vodom na temperaturi od 1000°C (proces rasplinjavanja) i stvara vodeni plin:
  C + H2O \u003d CO + H2;

Ugljik pokazuje oksidacijska svojstva u reakcijama s metalima i vodikom:

• reagira s metalima stvarajući karbide:
  Ca + 2C = CaC 2
• u interakciji s vodikom, ugljik stvara metan:
  C + 2H2 = CH4

Ugljik se dobiva toplinskom razgradnjom njegovih spojeva ili pirolizom metana (na visokoj temperaturi):
CH4 \u003d C + 2H2.

Primjena ugljika

Spojevi ugljika našli su najširu primjenu u nacionalnom gospodarstvu, nije ih moguće navesti sve, navest ćemo samo neke:

• grafit se koristi za izradu milova za olovke, elektroda, lonaca za taljenje, kao moderator neutrona u nuklearnim reaktorima, kao mazivo;
• dijamanti se koriste u nakitu, kao alat za rezanje, u opremi za bušenje, kao abrazivni materijal;
• kao redukcijsko sredstvo ugljik se koristi za dobivanje pojedinih metala i nemetala (željezo, silicij);
• Ugljik čini glavninu aktivnog ugljena, koji je našao najširu primjenu kako u svakodnevnom životu (npr. kao adsorbent za čišćenje zraka i otopina), tako i u medicini (aktivni ugljen u tabletama) i industriji (kao nosač katalitičkih aditivi, katalizator polimerizacije itd.).

Ugljikov monoksid (IV), ugljična kiselina i njihove soli

Složena svrha modula: poznavati metode dobivanja ugljikovog oksida i hidroksida (IV); opisati ih fizička svojstva; poznavati karakteristike kiselo-baznih svojstava; karakteriziraju redoks svojstva.

Svi elementi podskupine ugljika tvore okside opće formule EO 2 . CO 2 i SiO 2 pokazuju kisela svojstva, GeO 2, SnO 2, PbO 2 pokazuju amfoterna svojstva s prevlašću kiselih, a u podskupini od vrha do dna kisela svojstva slabe.

Oksidacijsko stanje (+4) za ugljik i silicij je vrlo stabilno, tako da se oksidacijska svojstva spoja pokazuju s velikim poteškoćama. U podskupini germanija, oksidacijska svojstva spojeva (+4) su pojačana zbog destabilizacije najviši stupanj oksidacija.

Ugljikov monoksid (IV), ugljična kiselina i njihove soli

Ugljični dioksid CO 2 (ugljični dioksid) - u normalnim uvjetima plin je bez boje i mirisa, blago kiselkastog okusa, oko 1,5 puta teži od zraka, topiv u vodi, lako se ukapljuje - na sobnoj temperaturi moderno ga je pretvoriti u tekućina pod tlakom od oko 60 10 5 Pa. Kada se ohladi na?56,2 ° C, tekući ugljični dioksid se skrutne i pretvori u snježnu masu.

U svemu agregatna stanja sastoji se od nepolarnih linearnih molekula. Kemijska struktura CO 2 određena je sp hibridizacijom središnjeg atoma ugljika i stvaranjem dodatnih p rr-obveznice: O = C = O

Dio CO 2 otopljenog u volji stupa u interakciju s njim stvaranjem ugljične kiseline

CO 2 + H 2 O - CO 2 H 2 O - H 2 CO 3.

Ugljični dioksid se vrlo lako apsorbira alkalijskim otopinama uz stvaranje karbonata i bikarbonata:

CO2 + 2NaOH \u003d Na2CO3 + H20;

CO 2 + NaOH \u003d NaHCO 3.

Molekule CO 2 su termički vrlo stabilne, razgradnja počinje tek na temperaturi od 2000ºC. Stoga ugljični dioksid ne gori i ne podržava izgaranje konvencionalnih goriva. Ali u njegovoj atmosferi neki gore jednostavne tvari, čiji atomi pokazuju veliki afinitet prema kisiku, npr. magnezij, kada se zagrijava, zapali se u atmosferi CO 2.

Ugljična kiselina i njezine soli

Ugljična kiselina H 2 CO 3 - veza je krhka, postoji samo u vodenim otopinama. Većina ugljičnog dioksida otopljenog u vodi je u obliku hidratiziranih molekula CO 2 , manji dio tvori ugljičnu kiselinu.

Vodene otopine u ravnoteži s atmosferskim CO 2 su kisele: = 0,04 M i pH? četiri.

Ugljična kiselina je dvobazna, pripada slabim elektrolitima, disocira u koracima (K 1 = 4,4 10 -7; K 2 = 4,8 10 -11). Kada se CO 2 otopi u vodi, uspostavlja se sljedeća dinamička ravnoteža:

H 2 O + CO 2 - CO 2 H 2 O - H 2 CO 3 - H + + HCO 3?

Kad se zagrije Vodena otopina ugljičnog dioksida, smanjuje se topljivost plina, iz otopine se oslobađa CO 2 i ravnoteža se pomiče ulijevo.

Soli ugljične kiseline

Budući da je dvobazna, ugljična kiselina tvori dvije serije soli: srednje soli (karbonate) i kisele (hidrokarbonate). Većina soli ugljične kiseline je bezbojna. Od karbonata samo su soli alkalnih metala i amonijeve soli topive u vodi.

U vodi se karbonati hidrolizuju, pa stoga njihove otopine imaju alkalnu reakciju:

Na2CO3 + H2O - NaHCO3 + NaOH.

Daljnja hidroliza s stvaranjem ugljične kiseline praktički se ne događa u normalnim uvjetima.

Otapanje bikarbonata u vodi također prati hidroliza, ali u znatno manjoj mjeri, a medij je slabo alkalan (pH? 8).

Amonijev karbonat (NH 4) 2 CO 3 vrlo je hlapljiv na povišenim, pa čak i normalnim temperaturama, posebno u prisutnosti vodene pare, što uzrokuje jaku hidrolizu

Jake kiseline pa čak i slabe octena kiselina istisnuti ugljičnu kiselinu iz karbonata:

K 2 CO 3 + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + H 2 O + CO 2 ^.

Za razliku od većine karbonata, svi ugljikovodici su topljivi u vodi. Manje su stabilni od karbonata istih metala i lako se raspadaju zagrijavanjem, pretvarajući se u odgovarajuće karbonate:

2KHCO3 \u003d K2CO3 + H20 + CO2^;

Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + H 2 O + CO 2 ^.

jake kiseline bikarbonati se razgrađuju, poput karbonata:

KHCO 3 + H 2 SO 4 \u003d KHSO 4 + H 2 O + CO 2

Od soli ugljične kiseline najveća vrijednost imaju: natrijev karbonat (soda), kalijev karbonat (potaša), kalcijev karbonat (kreda, mramor, vapnenac), natrijev bikarbonat (soda bikarbona) i bazični bakreni karbonat (CuOH) 2 CO 3 (malahit).

Bazične soli ugljične kiseline praktički su netopljive u vodi i lako se raspadaju zagrijavanjem:

(CuOH) 2 CO 3 \u003d 2CuO + CO 2 + H 2 O.

Općenito, toplinska stabilnost karbonata ovisi o polarizacijskim svojstvima iona koji čine karbonat. Što je veći polarizirajući učinak kationa na karbonatni ion, niža je temperatura razgradnje soli. Ako se kation može lako deformirati, tada će i sam karbonatni ion imati polarizirajući učinak na kation, što će dovesti do naglog smanjenja temperature razgradnje soli.

Natrijevi i kalijevi karbonati tope se bez raspadanja, dok se većina preostalih karbonata zagrijavanjem raspada na metalni oksid i ugljikov dioksid.

(IV) (CO 2, ugljični dioksid, ugljični dioksid) To je plin bez boje, mirisa i okusa koji je teži od zraka i topiv u vodi.

U normalnim uvjetima kruti ugljikov dioksid odmah prelazi u plinovito stanje, zaobilazeći tekuće stanje.

Uz veliku količinu ugljičnog monoksida, ljudi se počinju gušiti. Koncentracije veće od 3% dovode do ubrzanog disanja, a iznad 10% dolazi do gubitka svijesti i smrti.

Kemijska svojstva ugljičnog monoksida.

ugljični monoksid - to je karbonski anhidrid H2CO3.

Kada ugljični monoksid prolazi kroz kalcijev hidroksid (vapnenu vodu), uočava se bijeli talog:

ca(Oh) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O

Ako se ugljični dioksid uzme u suvišku, dolazi do stvaranja hidrokarbonata koji se otapaju u vodi:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 \u003d Ca (HCO 3) 2,

koji se zatim zagrijavanjem razgrađuju.

2KNCO 3 \u003d K 2 CO 3 + H 2 O + CO 2

Korištenje ugljičnog monoksida.

Ugljični dioksid se koristi u raznim industrijama. U kemijskoj proizvodnji - kao rashladno sredstvo.

NA Industrija hrane koristiti ga kao konzervans E290. Iako mu je dodijeljeno "uvjetno sigurno", to zapravo nije. Liječnici su dokazali da česta konzumacija E290 dovodi do nakupljanja toksičnog otrovnog spoja. Stoga morate pažljivo čitati etikete na proizvodima.