Uhlík
Vo voľnom stave uhlík tvorí 3 alotropické modifikácie: diamant, grafit a umelo získaný karabín.
V diamantovom kryštáli je každý atóm uhlíka viazaný silnými kovalentnými väzbami k štyrom ďalším, ktoré sú okolo neho umiestnené v rovnakých vzdialenostiach.
Všetky atómy uhlíka sú v stave hybridizácie sp3. Atómová kryštálová mriežka diamantu má štvorstennú štruktúru.
Diamant je bezfarebná, priehľadná, vysoko refraktívna látka. Má najvyššiu tvrdosť spomedzi všetkých známych látok. Diamant je krehký, žiaruvzdorný, zle vedie teplo a elektriny. Malé vzdialenosti medzi susednými atómami uhlíka (0,154 nm) určujú pomerne vysokú hustotu diamantu (3,5 g/cm3).
V kryštálovej mriežke grafitu je každý atóm uhlíka v stave hybridizácie sp2 a tvorí tri silné kovalentné väzby s atómami uhlíka umiestnenými v tej istej vrstve. Na tvorbe týchto väzieb sa podieľajú tri elektróny z každého atómu, uhlík, a štvrté valenčné elektróny tvoria n-väzby a sú relatívne voľné (pohyblivé). Určujú elektrickú a tepelnú vodivosť grafitu.
Dĺžka kovalentnej väzby medzi susednými atómami uhlíka v rovnakej rovine je 0,152 nm a vzdialenosť medzi atómami C v rôznych vrstvách je 2,5-krát väčšia, takže väzby medzi nimi sú slabé.
Grafit je nepriehľadná, jemná, na dotyk mastná hmota šedo-čiernej farby s kovovým leskom; dobre vedie teplo a elektrinu. Grafit má nižšiu hustotu ako diamant a ľahko sa štiepi na tenké vločky.
Základom štruktúry je neusporiadaná štruktúra jemnozrnného grafitu rôzne formy amorfné uhlie, z ktorých najdôležitejšie sú koks, hnedé a čierne uhlie, sadze, aktívne (aktívne) uhlie.
Táto alotropická modifikácia uhlíka sa získava katalytickou oxidáciou (dehydropolykondenzáciou) acetylénu. Carbyne je reťazový polymér, ktorý má dve formy:
C=C-C=C-... a...=C=C=C=
Carbin má polovodičové vlastnosti.
Pri bežnej teplote sú obe modifikácie uhlíka (diamant aj grafit) chemicky inertné. Jemné kryštalické formy grafitu - koks, sadze, aktívne uhlie - sú reaktívnejšie, ale spravidla po ich predhriatí na vysokú teplotu.
1. Interakcia s kyslíkom
C + O 2 \u003d CO 2 + 393,5 kJ (nadbytok O 2)
2C + O 2 \u003d 2CO + 221 kJ (s nedostatkom O 2)
Spaľovanie uhlia je jedným z najdôležitejších zdrojov energie.
2. Interakcia s fluórom a sírou.
C + 2F2 = CF4 fluorid uhličitý
C + 2S \u003d CS 2 sírouhlík
3. Koks je jedným z najdôležitejších redukčných činidiel používaných v priemysle. V metalurgii sa používa na výrobu kovov z oxidov, napr.
ZS + Fe203 \u003d 2Fe + ZSO
C + ZnO = Zn + CO
4. Pri interakcii uhlíka s oxidmi alkálií a kovy alkalických zemín Redukovaný kov sa spája s uhlíkom za vzniku karbidu. Napríklad: 3C + CaO \u003d CaC2 + CO karbid vápnika
5. Koks sa používa aj na získavanie kremíka:
2C + Si02 \u003d Si + 2CO
6. Pri prebytku koksu vzniká karbid kremíka (karborundum) SiC.
Získavanie "vodného plynu" (splyňovanie tuhého paliva)
Prechodom vodnej pary cez horúce uhlie sa získa horľavá zmes CO a H2, nazývaná vodný plyn:
C + H20 \u003d CO + H2
7. Reakcie s oxidačnými kyselinami.
Aktívne uhlie pri zahrievaní redukuje anióny NO 3 - a SO 4 2- z koncentrované kyseliny:
C + 4HN03 \u003d CO2 + 4N02 + 2H20
C + 2H2S04 \u003d CO2 + 2S02 + 2H20
8. Reakcie s roztavenými dusičnanmi alkalických kovov
V taveninách KNO 3 a NaNO 3 drvené uhlie intenzívne horí za vzniku oslepujúceho plameňa:
5C + 4KNO 3 \u003d 2K 2 CO 3 + ZSO 2 + 2N 2
1. Tvorba soli podobných karbidov s aktívne kovy.
Výrazné oslabenie nekovových vlastností uhlíka sa prejavuje v tom, že jeho funkcie ako oxidačného činidla sa prejavujú v oveľa menšej miere ako funkcie redukčné.
2. Iba pri reakciách s aktívnymi kovmi prechádzajú atómy uhlíka na negatívne nabité ióny C -4 a (C \u003d C) 2-, čím sa vytvárajú karbidy podobné soli:
ZS + 4Al \u003d Al 4 C 3 karbid hliníka
2C + Ca \u003d CaC2 karbid vápnika
3. Karbidy iónový typ- veľmi nestabilné zlúčeniny, ľahko sa rozkladajú pôsobením kyselín a vody, čo naznačuje nestabilitu záporne nabitých aniónov uhlíka:
Al 4 C 3 + 12 H 2 O \u003d ZSN 4 + 4 Al (OH) 3
CaC2 + 2H20 \u003d C2H2 + Ca (OH)2
4. Vznik kovalentných zlúčenín s kovmi
V taveninách zmesí uhlíka s prechodnými kovmi vznikajú karbidy prevažne s kovalentným typom väzby. Ich molekuly majú premenlivé zloženie a látky vo všeobecnosti majú blízko k zliatinám. Takéto karbidy sú vysoko odolné, sú chemicky inertné voči vode, kyselinám, zásadám a mnohým ďalším činidlám.
5. Interakcia s vodíkom
Pri vysokých T a P v prítomnosti niklového katalyzátora sa uhlík spája s vodíkom:
C + 2H2 -> CH4
Reakcia je veľmi reverzibilná a nemá praktický význam.
oxid uhoľnatý (II)– CO
(oxid uhoľnatý , oxid uhoľnatý, oxid uhoľnatý)
Fyzikálne vlastnosti: bezfarebný jedovatý plyn, bez chuti a zápachu, horí modrastým plameňom, ľahší ako vzduch, slabo rozpustný vo vode. Koncentrácia oxidu uhoľnatého vo vzduchu 12,5-74% je výbušná.
Potvrdenie:
1) V priemysle
C + O 2 \u003d CO 2 + 402 kJ
CO 2 + C \u003d 2CO - 175 kJ
V plynových generátoroch sa vodná para niekedy vháňa cez horúce uhlie:
C + H20 \u003d CO + H2-Q,
zmes CO + H 2 - nazývaná syntéza - plyn.
2) V laboratóriu- tepelný rozklad kyseliny mravčej alebo šťaveľovej v prítomnosti H 2 SO 4 (konc.):
HCOOH t˚C, H2SO4 → H2O + CO
H2C204 t˚C, H2SO4 → CO + CO2 + H20
Za normálnych podmienok je CO inertný; pri zahrievaní - redukčné činidlo;
CO - nesoľnotvorný oxid.
1) s kyslíkom
2C +2 O + O2t˚C → 2C +402
2) s oxidmi kovov CO + Me x O y \u003d CO 2 + Me
C +2 O + CuO t ˚ C → Сu + C +4 O 2
3) s chlórom (vo svetle)
CO + Cl 2 svetlo → COCl 2 (fosgén je jedovatý plyn)
4)* reaguje s alkalickými taveninami (pod tlakom)
CO + NaOH P → HCOONa (mravčan sodný)
Vplyv oxidu uhoľnatého na živé organizmy:
Oxid uhoľnatý je nebezpečný, pretože znemožňuje krvi prenášať kyslík do životne dôležitých orgánov, ako je srdce a mozog. Oxid uhoľnatý sa spája s hemoglobínom, ktorý prenáša kyslík do buniek tela, v dôsledku čoho sa stáva nevhodným na transport kyslíka. V závislosti od vdychovaného množstva oxid uhoľnatý zhoršuje koordináciu, zhoršuje kardiovaskulárne ochorenia a spôsobuje únavu, bolesť hlavy, slabosť, Účinok oxidu uhoľnatého na ľudské zdravie závisí od jeho koncentrácie a času expozície organizmu. Koncentrácia oxidu uhoľnatého vo vzduchu nad 0,1 % vedie k smrti do jednej hodiny a koncentrácia vyššia ako 1,2 % do troch minút.
Aplikácia oxidu uhoľnatého:
Oxid uhoľnatý sa používa hlavne ako horľavý plyn zmiešaný s dusíkom, takzvaný generátorový alebo vzduchový plyn, alebo vodný plyn zmiešaný s vodíkom. V hutníctve na získavanie kovov z ich rúd. Získať kovy vysokej čistoty rozkladom karbonylov.
Oxid uhoľnatý (IV) CO2 - oxid uhličitý
Fyzikálne vlastnosti: Oxid uhličitý, bezfarebný, bez zápachu, rozpustnosť vo vode - 0,9V CO 2 sa rozpúšťa v 1V H 2 O (za normálnych podmienok); ťažšie ako vzduch; t°pl.= -78,5°C (pevný C02 sa nazýva "suchý ľad"); nepodporuje horenie.
Štruktúra molekuly:
Oxid uhličitý má nasledujúce elektronické a štruktúrne vzorce:
3. Spaľovanie uhlíkatých látok:
CH4 + 202 → 2H20 + CO2
4. S pomalou oxidáciou v biochemické procesy(dýchanie, hniloba, fermentácia)
Chemické vlastnosti:
- Označenie - C (Carbon);
- Obdobie - II;
- skupina - 14 (IVa);
- Atómová hmotnosť - 12,011;
- Atómové číslo - 6;
- Polomer atómu = 77 pm;
- kovalentný polomer = 77 pm;
- Distribúcia elektrónov - 1s 2 2s 2 2p 2;
- teplota topenia = 3550 °C;
- teplota varu = 4827 °C;
- Elektronegativita (podľa Paulinga / podľa Alpreda a Rochova) = 2,55 / 2,50;
- Oxidačný stav: +4, +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3, -4;
- Hustota (n.a.) \u003d 2,25 g / cm3 (grafit);
- Molárny objem = 5,3 cm3/mol.
Uhlík vo forme dreveného uhlia je človeku známy už od nepamäti, preto nemá zmysel hovoriť o dátume jeho objavenia. Vlastne uhlík dostal svoje meno v roku 1787, keď vyšla kniha „Metóda chemická nomenklatúra“, v ktorom sa namiesto francúzskeho názvu „čisté uhlie“ (charbone pur) objavil výraz „carbon“ (karbón).
Uhlík má jedinečnú schopnosť tvoriť polymérne reťazce neobmedzenej dĺžky, čím vzniká obrovská trieda zlúčenín, ktoré študuje samostatný odbor chémie - organická chémia. Organické zlúčeniny uhlík sú základom pozemského života, preto o význame uhlíka ako chemický prvok, nemá zmysel povedať - on je základom života na Zemi.
Teraz zvážte uhlík z hľadiska anorganickej chémie.
Ryža. Štruktúra atómu uhlíka.
Elektrónová konfigurácia uhlíka je 1s 2 2s 2 2p 2 (pozri Elektrónová štruktúra atómov). Na vonkajšej energetickej úrovni má uhlík 4 elektróny: 2 spárované na s-podúrovni + 2 nepárové na p-orbitáloch. Keď atóm uhlíka prejde do excitovaného stavu (vyžaduje náklady na energiu), jeden elektrón z podúrovne s „opustí“ svoj pár a prejde do podúrovne p, kde je jeden voľný orbitál. V excitovanom stave má teda elektrónová konfigurácia atómu uhlíka nasledujúcu formu: 1s 2 2s 1 2p 3 .
Ryža. Prechod atómu uhlíka do excitovaného stavu.
Takéto „kašlovanie“ výrazne rozširuje valenčné možnosti atómov uhlíka, ktoré môžu nadobudnúť oxidačný stav od +4 (v zlúčeninách s aktívnymi nekovmi) až po -4 (v zlúčeninách s kovmi).
V neexcitovanom stave má atóm uhlíka v zlúčeninách valenciu 2, napríklad CO (II), a v excitovanom stave má 4: CO 2 (IV).
„Jedinečnosť“ atómu uhlíka spočíva v tom, že na jeho vonkajšej energetickej úrovni sú 4 elektróny, preto na dokončenie úrovne (o ktorú sa v skutočnosti usilujú atómy akéhokoľvek chemického prvku) môže dať aj pripojiť s rovnakým "úspešným" elektrónom na vytvorenie Kovalentné väzby(pozri Kovalentná väzba).
Uhlík ako jednoduchá látka
Ako jednoduchá látka môže byť uhlík vo forme niekoľkých alotropných modifikácií:
- diamant
- Grafit
- fullerén
- Karabína
diamant
Ryža. Kryštálová bunka diamant.
Vlastnosti diamantu:
- bezfarebná kryštalická látka;
- najviac pevný v prírode;
- má silný refrakčný účinok;
- zlý vodič tepla a elektriny.
Ryža. Diamantový štvorsten.
Výnimočná tvrdosť diamantu sa vysvetľuje štruktúrou jeho kryštálovej mriežky, ktorá má tvar štvorstenu - v strede štvorstenu sa nachádza atóm uhlíka, ktorý je rovnako pevnými väzbami spojený so štyrmi susednými atómami, ktoré tvoria vrcholy. štvorstenu (pozri obrázok vyššie). Takáto „konštrukcia“ je zasa spojená so susednými tetraedrami.
Grafit
Ryža. Grafitová kryštálová mriežka.
Vlastnosti grafitu:
- mäkká kryštalická látka šedej farby vrstvenej štruktúry;
- má kovový lesk;
- dobre vedie elektrinu.
V grafite sa tvoria atómy uhlíka pravidelné šesťuholníky, ležiace v rovnakej rovine, organizované do nekonečných vrstiev.
V grafite sú chemické väzby medzi susednými atómami uhlíka tvorené tromi valenčnými elektrónmi každého atómu (zobrazené modrou farbou na obrázku nižšie), zatiaľ čo štvrtý elektrón (zobrazený červenou farbou) každého atómu uhlíka, ktorý sa nachádza v p-orbitáli , ktorá leží kolmo na rovinu grafitovej vrstvy, sa nezúčastňuje na tvorbe kovalentných väzieb v rovine vrstvy. Jeho „účel“ je iný – v interakcii so svojím „bratom“ ležiacim v susednej vrstve zabezpečuje spojenie medzi vrstvami grafitu a vysoká pohyblivosť p-elektrónov určuje dobrú elektrickú vodivosť grafitu.
Ryža. Distribúcia orbitálov atómu uhlíka v grafite.
fullerén
Ryža. Kryštálová mriežka fulerénu.
Vlastnosti fulerénov:
- molekula fulerénu je súbor atómov uhlíka uzavretých v dutých guľôčkach ako futbalová lopta;
- je to jemne kryštalická látka žltooranžovej farby;
- teplota topenia = 500-600 °C;
- polovodič;
- je súčasťou minerálu šungit.
Karabína
Vlastnosti karabíny:
- inertná čierna látka;
- pozostáva z polymérnych lineárnych molekúl, v ktorých sú atómy spojené striedajúcimi sa jednoduchými a trojitými väzbami;
- polovodič.
Chemické vlastnosti uhlíka
Za normálnych podmienok je uhlík inertná látka, ale pri zahriatí môže reagovať s rôznymi jednoduchými a zložitými látkami.
Už bolo povedané vyššie, že na vonkajšej energetickej úrovni uhlíka (ani tam, ani tu) sú 4 elektróny, preto uhlík môže elektróny dávať aj prijímať, čo sa prejavuje v niektorých zlúčeninách obnovovacie vlastnosti, a v iných - oxidačné.
Uhlík je redukčné činidlo pri reakciách s kyslíkom a inými prvkami, ktoré majú vyššiu elektronegativitu (pozri tabuľku elektronegativity prvkov):
- pri zahrievaní na vzduchu horí (s nadbytkom kyslíka za tvorby oxidu uhličitého; s jeho nedostatkom - oxid uhoľnatý (II)):
C + O2 \u003d C02;
2C + O2 \u003d 2CO. - reaguje pri vysokých teplotách s parami síry, ľahko interaguje s chlórom, fluórom:
C+2S=CS2
C + 2CI2 = CCI4
2F2+C=CF4 - pri zahriatí obnovuje z oxidov veľa kovov a nekovov:
Co + Cu +20 \u003d Cuo + C +20;
Co + C +402 \u003d 2C +20 - reaguje s vodou pri teplote 1000°C (proces splyňovania) za vzniku vodného plynu:
C + H20 \u003d CO + H2;
Uhlík vykazuje oxidačné vlastnosti pri reakciách s kovmi a vodíkom:
- reaguje s kovmi za vzniku karbidov:
Ca + 2C = CaC2 - pri interakcii s vodíkom uhlík tvorí metán:
C + 2H2 = CH4
Uhlík sa získava tepelným rozkladom jeho zlúčenín alebo pyrolýzou metánu (pri vysokej teplote):
CH4 \u003d C + 2H 2.
Aplikácia uhlíka
Zlúčeniny uhlíka našli najširšie uplatnenie v národnom hospodárstve, nie je možné vymenovať všetky, uvedieme len niektoré:
- grafit sa používa na výrobu ceruziek, elektród, taviacich téglikov, ako moderátor neutrónov v jadrových reaktoroch, ako mazivo;
- diamanty sa používajú v šperkoch, ako rezný nástroj, vo vŕtacích zariadeniach, ako brúsny materiál;
- ako redukčné činidlo sa uhlík používa na získanie určitých kovov a nekovov (železo, kremík);
- uhlík tvorí podstatnú časť aktívneho uhlia, ktoré našlo najširšie uplatnenie ako v každodennom živote (napríklad ako adsorbent na čistenie vzduchu a roztokov), tak v medicíne (tablety s aktívnym uhlím) a v priemysle (ako nosič katalytických aditíva, polymerizačný katalyzátor atď.).
Oxid uhoľnatý (IV), kyselina uhličitá a ich soli
Komplexný účel modulu: poznať spôsoby získavania oxidu a hydroxidu uhlíka (IV); opísať ich fyzikálne vlastnosti; poznať charakteristiky acidobázických vlastností; charakterizovať redoxné vlastnosti.
Všetky prvky uhlíkovej podskupiny tvoria oxidy so všeobecným vzorcom EO 2 . CO 2 a SiO 2 vykazujú kyslé vlastnosti, GeO 2, SnO 2, PbO 2 vykazujú amfotérne vlastnosti s prevahou kyslých a v podskupine zhora nadol kyslé vlastnosti slabnú.
Oxidačný stav (+4) uhlíka a kremíka je veľmi stabilný, takže oxidačné vlastnosti zlúčeniny sa prejavujú veľmi ťažko. V podskupine germánia sú oxidačné vlastnosti zlúčenín (+4) posilnené v dôsledku destabilizácie najvyšší stupeň oxidácia.
Oxid uhoľnatý (IV), kyselina uhličitá a ich soli
Oxid uhličitý CO 2 (oxid uhličitý) - za normálnych podmienok je to bezfarebný plyn bez zápachu, mierne kyslej chuti, asi 1,5-krát ťažší ako vzduch, rozpustný vo vode, celkom ľahko skvapalňuje - pri izbovej teplote je v móde zmeniť ho na kvapalina pod tlakom asi 60 10 5 Pa. Po ochladení na 56,2 °C tekutý oxid uhličitý stuhne a zmení sa na snehovú hmotu.
Vo všetkom stavov agregácie pozostáva z nepolárnych lineárnych molekúl. Chemická štruktúra CO 2 je určená sp hybridizáciou centrálneho atómu uhlíka a tvorbou ďalšieho p rr-väzby: O = C = O
Časť CO 2 rozpusteného vo vôli s ňou interaguje tvorbou kyseliny uhličitej
C02 + H20 - CO2H20 - H2C03.
Oxid uhličitý je veľmi ľahko absorbovaný alkalickými roztokmi s tvorbou uhličitanov a hydrogénuhličitanov:
C02 + 2NaOH \u003d Na2C03 + H20;
CO2 + NaOH \u003d NaHC03.
Molekuly CO 2 sú tepelne veľmi stabilné, rozklad začína až pri teplote 2000ºC. Oxid uhličitý teda nehorí a nepodporuje spaľovanie klasických palív. Ale v jeho atmosfére niektoré horia jednoduché látky, ktorého atómy vykazujú vysokú afinitu ku kyslíku, napríklad horčík sa po zahriatí zapáli v atmosfére CO2.
Kyselina uhličitá a jej soli
Kyselina uhličitá H 2 CO 3 - spojenie je krehké, existuje len vo vodných roztokoch. Väčšina oxidu uhličitého rozpusteného vo vode je vo forme hydratovaných molekúl CO 2, menšiu časť tvorí kyselina uhličitá.
Vodné roztoky v rovnováhe s atmosférickým CO 2 sú kyslé: = 0,04 M a pH? štyri.
Kyselina uhličitá je dvojsýtna, patrí k slabým elektrolytom, disociuje sa v krokoch (K 1 \u003d 4,4 10 -7; K 2 \u003d 4,8 10 -11). Keď sa CO2 rozpustí vo vode, vytvorí sa nasledujúca dynamická rovnováha:
H20 + C02 - C02H20 - H2C03 - H+ + HCO3?
Pri zahriatí vodný roztok oxidu uhličitého, klesá rozpustnosť plynu, z roztoku sa uvoľňuje CO 2 a rovnováha sa posúva doľava.
Soli kyseliny uhličitej
Keďže je kyselina uhličitá dvojsýtna, tvorí dve série solí: stredné soli (uhličitany) a kyslé (uhličitany). Väčšina solí kyseliny uhličitej je bezfarebná. Z uhličitanov sú vo vode rozpustné iba soli alkalických kovov a amónne soli.
Vo vode uhličitany podliehajú hydrolýze, a preto ich roztoky majú alkalickú reakciu:
Na2C03 + H20 - NaHC03 + NaOH.
K ďalšej hydrolýze s tvorbou kyseliny uhličitej za normálnych podmienok prakticky nedochádza.
Rozpúšťanie hydrogénuhličitanov vo vode je tiež sprevádzané hydrolýzou, ale v oveľa menšej miere, a médium je mierne alkalické (pH? 8).
Uhličitan amónny (NH 4) 2 CO 3 je pri zvýšených a dokonca normálnych teplotách vysoko prchavý, najmä v prítomnosti vodnej pary, ktorá spôsobuje silnú hydrolýzu
Silné kyseliny a dokonca slabé octová kyselina vytesnenie kyseliny uhličitej z uhličitanov:
K2C03 + H2S04 \u003d K2S04 + H20 + CO2^.
Na rozdiel od väčšiny uhličitanov sú všetky uhľovodíky rozpustné vo vode. Sú menej stabilné ako uhličitany tých istých kovov a pri zahrievaní sa ľahko rozkladajú a menia sa na zodpovedajúce uhličitany:
2KHC03 \u003d K2C03 + H20 + C02^;
Ca (HCO3)2 \u003d CaC03 + H20 + CO2^.
silné kyseliny hydrogenuhličitany sa rozkladajú ako uhličitany:
KHC03 + H2SO4 \u003d KHS04 + H20 + CO2
Zo solí kyseliny uhličitej najvyššia hodnota majú: uhličitan sodný (sóda), uhličitan draselný (potaš), uhličitan vápenatý (krieda, mramor, vápenec), hydrogénuhličitan sodný (jedlá sóda) a zásaditý uhličitan meďnatý (CuOH) 2 CO 3 (malachit).
Zásadité soli kyseliny uhličitej sú vo vode prakticky nerozpustné a pri zahrievaní sa ľahko rozkladajú:
(CuOH)2CO3 \u003d 2CuO + CO2 + H20.
Vo všeobecnosti tepelná stabilita uhličitanov závisí od polarizačných vlastností iónov, ktoré tvoria uhličitan. Čím väčší je polarizačný účinok katiónu na uhličitanový ión, tým nižšia je teplota rozkladu soli. Ak je možné katión ľahko deformovať, potom samotný uhličitanový ión bude mať tiež polarizačný účinok na katión, čo povedie k prudkému zníženiu teploty rozkladu soli.
Uhličitany sodné a draselné sa topia bez rozkladu, zatiaľ čo väčšina zostávajúcich uhličitanov sa zahrievaním rozkladá na oxid kovu a oxid uhličitý.
(IV) (CO 2, oxid uhličitý, oxid uhličitý) Je to bezfarebný plyn bez chuti a zápachu, ktorý je ťažší ako vzduch a rozpustný vo vode.
Za normálnych podmienok prechádza tuhý oxid uhličitý okamžite do plynného skupenstva, pričom obchádza kvapalné skupenstvo.
Pri veľkom množstve oxidu uhoľnatého sa ľudia začnú dusiť. Koncentrácie nad 3 % vedú k zrýchlenému dýchaniu a pri viac ako 10 % dochádza k strate vedomia a smrti.
Chemické vlastnosti oxidu uhoľnatého.
oxid uhoľnatý - je to anhydrid kyseliny uhličitej H2CO3.
Keď oxid uhoľnatý prechádza cez hydroxid vápenatý (vápenná voda), pozoruje sa biela zrazenina:
Ca(Oh) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O
Ak sa oxid uhličitý odoberie v nadbytku, pozoruje sa tvorba uhľovodíkov, ktoré sa rozpúšťajú vo vode:
CaCO 3 + H 2 O + CO 2 \u003d Ca (HCO 3) 2,
ktoré sa potom pri zahriatí rozložia.
2KNCO3 \u003d K2CO3 + H20 + CO2
Použitie oxidu uhoľnatého.
Oxid uhličitý sa používa v rôznych priemyselných odvetviach. V chemickej výrobe - ako chladivo.
AT Potravinársky priemysel používajte ho ako konzervačnú látku E290. Hoci mu bol pridelený „podmienečne bezpečný“, v skutočnosti to tak nie je. Lekári dokázali, že časté jedenie E290 vedie k hromadeniu toxickej jedovatej zlúčeniny. Preto si treba pozorne prečítať etikety na výrobkoch.
