Сполуки вуглецю — формули, властивості, застосування

Головна Підгрупа IV групи періодичної системи включає наступні елементи:

• C (вуглець);
• Si (кремній);
• Ge (германій);
• Sn (олово);
• Pb (свинець).

Але основа цього підкласу – вуглець, сполуки якого зустрічаються повсюдно і відомі людству з найдавніших часів: дорогоцінні (алмази) і напівкоштовні (малахіт) камені, вугілля, органічні залишки.

Знаходження в природі

У природі вуглець зустрічається як в чистому вигляді, так і в формі сполук. У вільному кристалічному стані він знаходиться у вигляді двох аллотропних видозмін:

• Алмаз – надзвичайно тверда речовина, що погано проводить тепло і електрику. За зовнішнім виглядом – це безбарвні кристали, сильно заломлюють світло. Якщо їх відповідним чином огранити – вийдуть діаманти, маса яких вимірюється в каратах: 1 карат = 0,205 г. Найбільшим камінням присвоюються імена: наприклад, Куллінан (понад 3 тис. карат), зірка Якутії (232 карати), і інші. Тьмяні алмази (борт) використовуються в промисловості. При нагріванні без доступу повітря алмаз перетворюється в графіт. Зараз з графіту створюються штучні алмази (тривалий нагрів при t=3000°С, і тиску 70-100 тис.атмосфер). Синтетичні продукти широко використовуються в техніці.
• Графіт – утворює потужні поклади. За зовнішнім виглядом це сіро-чорна, жирна на дотик маса. Має шарувату структуру. Добре проводить тепло і електрику, тугоплавкий. Використовується в промисловості при виробництві електродів і грифелів олівців.

Є ще одна модифікація – аморфний вуглець. Це пориста речовина чорного кольору. Його “відомі представники” – кокс, сажа, деревне та кістяне вугілля. У чистому вигляді не зустрічається, завжди містить домішки.

У зв’язаному стані вуглець зустрічається в карбонатах (кальцит, вапняк, крейда, мармур, залізний шпат FeCO₃, марганцевий шпат MnCO₃, цинковий шпат ZnCO₃, магнезит, доломіт, малахіт, та інші).

Крім того, вуглець — основна складова частина кам’яного та іншого вугілля, нафти, горючих природних газів, всіх живих організмів.

Властивості вуглецю

Вуглець інертний щодо всіх звичайних розчинників. Виняток – деякі розплавлені метали. Однак після охолодження він знову кристалізується в графіт.

При нормальних умовах більш хімічно активний тільки чорний вуглець. Він може з’єднуватися зі фтором, а при підвищенні температури — з воднем, кремнієм, сіркою, бором і деякими іншими металами. В результаті реакції утворюються карбіди:

• 4Al + 3C → Al₄C₃.
• Ca + 2C → CaC₂.

При взаємодії карбідів з водою або кислотою утворюється метан або ацетилен:

• Al₄C₃ + 12HCl → 4AlCl₃ + 3CH₄ (метан).
• CaC₂ + 2H₂O → C₂H₂ (ацетилен) + Ca(OH)₂ (гідроксид кальцію).

Ряд карбідів має склад, який не підпорядковується «загальноприйнятому» уявленню про валентності. До таких відноситься, наприклад, Fe₃C.

З азотом вуглець не з’єднується, але в присутності водню утворює ціановодень (формула речовини HCN). У реакціях з киснем він утворює монооксид і діоксид, при цьому виділяється велика кількість тепла:

• C + O₂ → CO₂
• монооксид найчастіше виділяється при пропущенні діоксиду над розпеченим вугіллям: CO₂ + C → 2CO.

Вуглець – один з найсильніших відновників, відомих в хімії. При взаємодії з оксидами металів він “забирає” у них кисень, відновлюючи при цьому речовини до вільного стану.

Наприклад:

• ZnO + C → Zn + CO.
• SiO₂ +2C → Si + 2CO.

При взаємодії надлишку вуглецю з діоксидом кремнію (кварцом, піском), крім чистого Si, утворюється карборунд (оксид кремнію) — дуже тверда речовина: SiO₂ + 3C → SiC + 2CO.

З галогенами “чистий” вуглець не взаємодіє. Сполуки з ними утворюються з інших речовин (наприклад, вуглеводнів).

Вуглецеві з’єднання

На початку XIX століття речовини були розділені на неорганічні і органічні. До другої групи належать:

• вуглеводні (метановий, етиленовий і ацетиленовий ряди);
• білки;
• вуглеводи;
• жири.

Вивченням цих речовин займається органічна хімія.

Неорганічна хімія вивчає інші сполуки вуглецю: галогеніди, ціаніди, карбіди, оксиди. Найбільш значущими є кисневмісні речовини — CO, CO₂. Є ще C₂O (оксид дивуглецю) та C₃O₂ (недооксид), але це, поки що, не дуже вивчені речовини.

Оксид вуглецю 2 (інша назва монооксиду) — утворюється при неповному згорянні C, або продуктів, що його містять.

Його основні властивості:

• Зріджується при температурі – 192 °C.
• Твердне при t= -205°с.
• Молекулярна маса – 28,01 г/моль.
• Будова молекули – лінійна (в рамках теорії валентних зв’язків її можна записати як «:C==O:»).
• У воді практично нерозчинний.

Монооксид – це отруйний газ, який не має кольору і запаху. Його отруйна дія полягає в тому, що він необоротно взаємодіє з гемоглобіном крові, в результаті чого він повністю втрачається здатність переносити кисень від легенів до тканин.

У промисловості монооксид отримують в процесі газифікації твердого палива. У лабораторії синтезувати з’єднання можна шляхом впливу концентрованої сульфатної кислоти на щавлеву (C₂H₂O₄) або мурашину (HCOOH). Реакція протікає при нагріванні:

• HCOOH → CO + H₂O.
• C₂H₂O₄ → CO + CO₂ + H₂O.

За хімічними властивостями двовалентний оксид – хороший відновник. Він відмінно горить, виділяючи при цьому велику кількість тепла: 2CO + O₂ → 2CO₂.

Інші характерні ознаки:

• Здатність “вилучати” кисень з його сполук з металами: FeO + CO → Fe + CO₂.
• У присутності активованого вугілля, що виступає в ролі каталізатора, оксид вуглецю зі ступенем окислення +2, здатен приєднувати хлор (Cl), утворюючи при цьому фосген (COCl₂) — бойова отруйна речовина. Являє собою безбарвний, високотоксичний газ з запахом прілого сіна. Рівняння реакції отримання: CO + Cl₂ → COCl₂.
• При високих температурах (вище 400°C) і підвищеному тиску (300 атм) реагує з воднем. В результаті процесу утворюється метиловий спирт (метанол): CO + 2H₂ → CH₃OH.
• При підвищених температурах взаємодіє з лугами, утворюючи при цьому солі мурашиної кислоти (HCOOH): CO + NaOH → HCOONa.
• При взаємодії з аміаком утворюється синильна кислота – дуже отруйна речовина: CO + NH₃ → HCN + H₂O.

Чадний газ знаходить широке практичне застосування. Він входить до складу штучного газоподібного палива. Крім того, він незамінний при процесах органічного синтезу.

Діоксид вуглецю або CO₂

Це газ, що не має кольору, володіє слабким кислуватим запахом і смаком. Молярна маса дорівнює 44.01 г/моль.

Примітка: оксид вуглецю 4 в півтора раза важче повітря, тому його можна «переливати» з пробірки в пробірку.

Вуглекислий газ (ще одна назва діоксиду вуглецю) не підтримує горіння. Крім того, він унеможливлює дихання: в кімнаті, де концентрація речовини буде високою, людина задихнеться.

Властивості діоксиду вуглецю наступні:

• У вуглекислому газі можуть горіти деякі речовини, що утворюють з киснем більш міцний зв’язок, ніж вуглець (наприклад, магній): 2Mg + CO₂ → 2MgO + C.
• Реакція горіння з розпеченим вугіллям: CO₂ + C → 2CO.
• Взаємодія з водою: CO₂ + H₂O → H₂CO₃ (вугільна кислота).
• Утворює кислотні оксиди при взаємодії з основними оксидами: Na₂O + CO₂ → Na₂CO₃ (карбонат натрію).
• При нестачі лугу утворює гідрокарбонати: CO₂ + NaOH → NaHCO₃.

У промисловості діоксид вуглецю синтезують шляхом термічного розкладання вапняку або крейди (іноді доломіту, магнезиту):

CaCO₃ → CaO + CO₂

Також цю речовину можна виділити з коксового газу, при спалюванні вугілля, торфу, нафтопродуктів, деревини. Крім того, він міститься і в природних джерелах: наприклад, «з’являється» в результаті вулканічної діяльності та при розпаді органічних речовин.

У лабораторних умовах його отримують при взаємодії CaCO₃ і хлоридної кислоти:

CaCO₃ + 2HCl → CaCL₂ + CO₂ + H₂O

(реакція проводиться в апараті Кіппа). Інший спосіб – прожарювання гідрокарбонату натрію:

NaHCO₃ → Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O

Вуглекислий газ має промислове значення, він необхідний:

• в содовому виробництві;
• в харчовій промисловості (виготовлення газованих напоїв);
• для синтезу органічних кислот.

Сухий лід (твердий діоксид) використовується як холодоагент — вуглекисле середовище запобігає розкладанню харчових продуктів.

Крім того, CO₂ застосовується і в медицині (вуглекислотні ванни для активізації метаболічних функцій). Незамінний він і для сільського господарства — оксид вуглецю IV бере участь у фотосинтезі, тому його нестача негативно позначається на рослинах.