Угольная кислота (формула Н2СО3) - слабая двухосновная кислота. При нагревании растворов разлагается на и воду. Эта кислота имеет огромное значение не только для животных, но и для растений. В организме человека Н2СО3, а также ее соли входят в состав крови. С помощью поддерживается кислотно-щелочной баланс в организме, что необходимо для нормальной жизнедеятельности. Диссоциация кислот в водной среде приводит к образованию анионов и катионов. Концентрация ионов имеет огромное значение для течения многих биохимических процессов в организме животных и растений. При некоторых заболеваниях активная реакция крови сдвигается в кислую (при язве двенадцатиперстной кишки и желудка) или щелочную (при сепсисе, пневмониях) стороны. При ацидозе увеличивается концентрация ионов водорода. Такие изменения в свою очередь провоцируют развитие что в конечном результате приводит к гибели самого животного. При алкалозе в крови возрастает концентрация катионов, что приводит столбнячному состоянию и гибели животного.

Угольная кислота образуется в процессе взаимодействия СО2 с Н2О. Большинство исследователей верит в то, что неимоверное развитие растительности в первобытном мире связано со значительной концентрацией угольной кислоты в атмосфере. Наиболее интенсивный рост отмечался у тех растений, которые выращивались с повышенной (5-10%) концентрацией угольной кислоты в атмосфере.

Следует отметить, что растения состоят наполовину из углерода. Угольная кислота питает растение, при этом способствует растворимости минеральных компонентов почвы. Поэтому в данном случае это необходимый компонент почвы. Поскольку угольна кислота ингибирует нитрифицирующие микроорганизмы, почва должна содержать минимальную ее концентрацию.

Поэтому для получения высоких урожаев необходимо сбалансировать концентрацию указанной кислоты. Ученые в своих опытах установили, что при ежедневном введении в почву угольной кислоты (400 см3) и воздуха (1200 см3) она производит вдвое больше растений по сравнению с той, которая не содержала в себе эти соединения.

Деревенская почва характеризуется обилием воздуха, поэтому в ней процессы нитрификации и гниения проходят очень интенсивно. Установлено, что листья в лесу полностью разлагаются в течение года. Такая энергичная нитрификация происходит и в степях. В процессе разложения выделяется значительное количество угольной кислоты. Последняя в полтора раза тяжелее воздуха, поэтому угольная кислота в почву проникает глубже, чем воздух, и там оказывает благотворное влияние на минеральные компоненты.

При глубокой вспашке органические остатки попадают в более глубокие слои почвы, где отсутствует О2, но наблюдается изобилие угольной кислоты. В данном случае нитрификация происходит чрезвычайно медленно. В этих условиях не разлагаются минеральные компоненты и не образуются азотистые соединения. Огромные куски навоза годами лежат в земле, не перегнивая. Землевладельцы вынуждены покупать синтетические удобрения (каинит, суперфосфат, Инновационные технологии обработки почвы позволяют повысить урожайность растений. Это связано в первую очередь с тем, что в процессе обработки земли в остаются органические остатки. Создаются оптимальные условия для развития и размножения нитрифицирующих микроорганизмов.

Фосфор, который находится в почве, не всегда усваивается растениями. Трехосновной фосфорнокислый кальций - труднорастворимое соединение. Поэтому почва, богатая фосфорнокислыми соединениями, превращается в неплодородную.

Неорганические кислоты имеют очень важное значение в химической промышленности. Ведь они являются сырьем для многих синтезов, катализируют процессы, действуют как водоотнимающие средства при дегидратации и прочее.

Однако еще более ценны их соли - продукты замещения водорода на металл в составе их молекул. Угольная кислота в этом отношении является особенной. Ведь сама по себе она практически на воздухе сразу распадаясь на и воду. Зато угольная кислота образует соли, которые известны человеку с древних времен. Они пользуются большой популярностью во многих областях производства и деятельности. Их и рассмотрим.

Соли угольной кислоты: классификация

Во-первых, сразу следует указать, что называться рассматриваемые вещества могут по-разному. Так уж повелось, что все названия прижились и используются по сей день, как исторически сложившиеся или тривиальные, так и данные по рациональной номенклатуре. Итак, соли угольной кислоты, называются они так:

• карбонаты;
• бикарбонаты;
• углекислые;
• двууглекислые;
• гидрокарбонаты.

Ну и конечно, у каждой есть еще свое простонародное название, которое является индивидуальным.

В приведенных названиях сразу отражена и классификация рассматриваемых соединений. Так как кислота двухосновная, то и соли она формирует двух видов:

• средние;
• кислые.

К названию последних добавляются приставки гидро- или би-. Практически каждая соль щелочного или щелочноземельного металла - это практически важное соединение, которое нужно людям в хозяйственной деятельности.

История открытия и использования

С самых древних времен людям известны соли угольной кислоты. Ведь еще в Древнем Египте осуществляли строительство при помощи гипса, алебастра, использовали известняк и мрамор.

В трудах Плиния Старшего упоминается технологический процесс получения извести обжигом известняка. Знаменитое чудо света - пирамиды - воздвигались с использованием гипса и материалов, из него полученных. Из золы растений получали поташ и использовали его для стирки белья, а затем и в мыловарении.

То есть использовать продукты, которые дает природа, люди умели практически всегда. Однако то, что это соли угольной кислоты, какое они имеют строение, как можно синтезировать их искусственно, и каковы прочие их характеристики, стало известно много позже, уже в XVII-XVIII веках.

Сегодня также широкое применение находят многие карбонаты щелочных и щелочноземельных металлов, некоторые из них принимают важное участие в процессах циркуляции подземных вод.

Месторождения в природе

По процентному соотношению рассматриваемые минералы занимают примерно 5% от всей массы земной коры. Они образуются в основном снаружи, формируя горные породы. Также много солей формируется гидротермальным путем.

Микроорганизмы, моллюски и прочие животные и растения способствуют образованию карбонатов биохимическим путем. Часто соли угольной кислоты встречаются в составе руд, сопровождая их путем формирования ассоциатов.

Самые известные минералы и горные породы этих соединений:

• кальцит;
• доломит;
• мрамор;
• известняк;
• гипс;
• магнезит;
• сидерит;
• малахит.

Способы получения и применение

Соли угольной кислоты называются карбонаты (если речь идет о средних вариациях). Это значит, что в их состав обязательно входит карбонат-ион, формула которого CO 3 2- . Для завершения полного вида именно соли не хватает лишь катиона металла и индексов, отражающих количественный состав соединения. Это используется в лабораторных способах получения этих веществ.

Ведь помимо добычи из природных источников, углекислые соли можно синтезировать и по реакциям обмена, соединения и замещения. Однако практической значимости такие способы не имеют, так как выход продукта слишком мал и энергозатратен.

Где же осуществляется применение солей угольной кислоты, в каких областях? Для каждой из них это индивидуально, но в общем можно обозначить несколько основных отраслей.

1. Строительное дело.
2. Химическая промышленность.
3. Производство стекла.
4. Мыловарение.
5. Синтез бумаги.
6. Пищевая промышленность.
7. Изготовление моющих и чистящих средств.
8. Карбонаты кальция - источник ионов металла в организме живых существ.

Рассмотрим конкретно несколько примеров карбонатов, их состав и значение.

Карбонат кальция

Как уже было указано выше, данное вещество - источник ионов кальция Са 2+ в организме человека. А это очень важно. Ведь они принимают участие в поддержании постоянства крови, входят в состав костей, ногтей, волос, укрепляют зубную эмаль.

При недостатке кальция развиваются различные заболевания, в том числе и такие опасные, как сердечная недостаточность, остеопороз, патологические изменения в хрусталике глазного яблока и прочие.

Помимо этого, карбонат кальция также применяется в строительном деле. Ведь его разновидности - это:

• мрамор;
• известняк.

Месторождения данной соли достаточно богаты, чтобы человек не испытывал дефицита в ней. Часто она продается в очищенном виде в форме таблеток, как на фото ниже. Правда, чтобы кальций усваивался достаточно хорошо, требуется присутствие витамина Д.

Углекислый натрий

Соли угольной кислоты - карбонаты - имеют важное значение и в бытовом хозяйстве человека. Так, или углекислый натрий, в простонародье имеет название сода. Однако это не то вещество, которое является важной частью при приготовлении разных блюд. Нет, данная соль используется в хозяйственных целях для чистки бытовых поверхностей изделий: ванн, раковин, посуды и прочих. Она более известна как кальцинированная или бельевая сода, ее же используют в стекольном производстве, мыловарении.

Формула данного соединения Na 2 CO 3 *10H 2 O. Это средняя водная соль, относящаяся к кристаллогидратам. В природе встречается в виде минералов и в составе горных пород. Примеры:

• трона;
• накхолит;
• термонатрит.

Часто выделяется из морских водорослей, их золы. Именно этот способ использовали в древности, чтобы получить сырье для производства мыла или просто постирать белье. Самым же богатым растением, содержащим данную соль, является солянка содоносная. Ее зола максимально приемлема для получения карбоната натрия.

Поташ

Формула соли угольной кислоты, имеющей такое название, - K 2 CO 3 . Это белый мелкокристаллический гигроскопичный порошок. Средняя безводная соль, которая имеет очень хорошую растворимость. Данное соединение также известно людям уже давно, и находит оно широкое применение сегодня. Синонимы названия:

• карбонат калия;
• поташ;
• углекислый калий.

Основные области использования следующие.

1. В качестве реагента при процессах производства жидкого мыла.
2. Для синтеза хрусталя и оптического стекла, тугоплавкого стекла.
3. Для крашения тканей.
4. Как удобрение для сельскохозяйственных культур.
5. В строительном деле - для снижения температуры замерзания строительных смесей.
6. В фотоделе.

Основной промышленный способ получения данной соли - электролиз хлорида кальция. При этом формируется гидроксид, который взаимодействует с и образует поташ. Природное сырье - это зола злаков и водорослей, в которых его содержится много.

Питьевая сода

Кислые соли угольной кислоты имеют не менее важное значение, чем средние. Так, например, бикарбонат натрия, формула которого NaHCO 3 . Другое его название, более известное для всех - Внешне это белый мелкодисперсный порошок, который очень хорошо растворим в воде. Соединение при нагревании неустойчивое, сразу разлагается на углекислый газ, воду и среднюю соль. Это позволяет использовать питьевую соду в качестве буфера во внутренней среде живых организмов.

Также существует еще несколько областей применения данного соединения:

• пищевая (особенно кондитерская) промышленность;
• медицина (для обработки ожогов кислотами);
• в химических синтезах при получении пластмасс, красителей, пенопластов, товаров бытовой химии;
• в легкой и текстильной промышленности (дубление кожи, отделка шелковых тканей и прочее);
• используется при изготовлении газированных напитков и разных кулинарных блюд;
• бикарбонатом натрия заправляют огнетушители.

Гидрокарбонат кальция

Эта кислая соль угольной кислоты - важная часть в циркуляции подземных вод. Данное соединение обеспечивает формирование временной жесткости воды, устраняемой кипячением. При этом именно бикарбонат кальция способствует массовым перемещениям карбонатов в природе, то есть осуществляет их круговорот. Формула этого соединения - Ca(HCO 3) 2 .

Углекислый газ в атмосфере Земли, по состоянию на 2011 год, представлен в количестве 392 ppm или 0,0392 %.Роль углекислого газа (CO2, двуокись или диоксид углерода) в жизнедеятельности биосферы состоит прежде всего в поддержании процесса фотосинтеза, который осуществляется растениями. Являясь парниковым газом, двуокись углерода в воздухе оказывает влияние на теплообмен планеты с окружающим пространством, эффективно блокируя переизлучамое тепло на ряде частот, и таким образом участвует в формировании климата планеты.
В связи с активным использованием человечеством ископаемых энергоносителей в качестве топлива, происходит быстрое увеличение концентрации этого газа в атмосфере. Впервые антропогенное влияние на концентрацию двуокиси углерода отмечается с середины XIX века. Начиная с этого времени, темп её роста увеличивался и в конце 2000-х происходил со скоростью 2,20±0,01 ppm/год или 1,7 % за год. Согласно отдельным исследованиям, современный уровень CO2 в атмосфере является максимальным за последние 800 тыс. лет и, возможно, за последние 20 млн лет.
Роль в парниковом эффекте
Отличительной особенностью парниковых свойств двуокиси углерода по сравнению с другими газами является её долговременное воздействие на климат, которое после прекращения вызвавшей её эмиссии остается в значительной степени постоянным на протяжении до тысячи лет. Другие парниковые газы, такие как метан и оксид азота, существуют в свободном состоянии в атмосфере на протяжении более короткого времени.
Несмотря на относительно небольшую концентрацию в воздухе, CO2 является важной компонентой земной атмосферы, поскольку он поглощает и переизлучает инфракрасное излучение на различных длинах волн, включая длину волны 4,26 мкм (вибрационный режим - асимметричное растяжение молекулы) и 14,99 мкм (изгибные колебания). Данный процесс исключает или снижает излучение Земли в космос на этих длинах волн, что приводит к парниковому эффекту.
Текущее изменение концентрации атмосферного CO2 сказывается в полосах поглощения, где его современное влияние на спектр переизлучения Земли приводит только к частичному поглощению.
Кроме парниковых свойств двуокиси углерода, также имеет значение тот факт, что она является более тяжелым газом по сравнению с воздухом. Так как средняя относительная молярная масса воздуха составляет 28,98 г/моль, а молярная масса CO2 - 44,01 г/моль, то увеличение доли углекислого газа приводит к увеличению плотности воздуха и, соответственно, к изменению профиля его давления в зависимости от высоты. В силу физической природы парникового эффекта, такое изменение свойств атмосферы приводит к увеличению средней температуры на поверхности.
Основным источником парникового эффекта в атмосфере Земли является газообразная вода или влажность воздуха.При отсутствии парниковых газов в атмосфере и значении солнечной постоянной, равной 1368 Вт м2, средняя температура на поверхности должна составлять -15°C. В действительности, средняя температура поверхности Земли составляет +15°C, то есть парниковый эффект приводит к её увеличению на 30°C, из которых 20,6°C объясняется наличием водяного пара в воздухе, наличие в нем углекислого газа считается ответственным за повышение температуры на 7,2°C.Так как при увеличении доли этого газа в атмосфере его бо льшая молярная масса приводит к росту плотности и давления, то при одной и той же температуре рост концентрации CO2 приводит к увеличению влагоёмкости воздуха и к усилению парникового эффекта, обусловленного бо льшим количеством воды в атмосфере. Увеличение доли воды в воздухе для достижения одного и того же уровня относительной влажности - в силу малой молярной массы воды (18 гр мол) - снижает плотность воздуха, что компенсирует увеличение плотности, вызванное наличием повышенного уровня углекислого газа в атмосфере.
Комбинация перечисленных факторов в целом приводит к тому, что увеличение концентрации с доиндустриального уровня 280 ppm до современного 392 ppm эквивалентно дополнительному выделению 1,8 Вт на каждый квадратный метр поверхности планеты.
Источники углекислого газа
К естественным источникам двуокиси углерода в атмосфере относятся вулканические извержения, сгорание органических веществ в воздухе и дыхание представителей животного мира (аэробные организмы). Также углекислый газ производится некоторыми микроорганизмами в результате процесса брожения, клеточного дыхания и в процессе перегнивания органических останков в воздухе. К антропогенным источникам эмиссии CO2 в атмосферу относятся: сжигание ископаемых и неископаемых энергоносителей для получения тепла, производства электроэнергии, транспортировки людей и грузов. К значительному выделению CO2 приводят некоторые виды промышленной активности, такие, например, как производство цемента и утилизация газов путем их сжигания в факелах.
Растения преобразуют получаемый углекислый газ в углеводы в ходе фотосинтеза, который осуществляется посредством пигмента хлорофилла, использующего энергию солнечного излучения. Получаемый газ, кислород, высвобождается в атмосферу Земли и используется для дыхания гетеротрофными организмами и другими растениями, формируя таким образом цикл углерода.
Естественные источники
Большинство источников эмиссии CO2 являются естественными. Перегнивание органического материала, такого как мертвые деревья и трава, приводит к ежегодному выделению 220 млрд тонн двуокиси углерода, земные океаны выделяют 330 млрд. В ходе индонезийских лесных и торфяных пожаров 1997 года было выделено 13–40 % от среднегодовой эмиссии CO2, получаемой в результате сжигания ископаемых топлив.Несмотря на то, что первоначально углекислый газ был представлен в атмосфере молодой Земли в результате вулканической активности, современные вулканы выделяют в среднем 130–230 млн тонн CO2 каждый год, что составляет величину менее 1 % от антропогенной эмиссии.
В обычном состоянии эти естественные источники находятся в равновесии с физическими и биологическими процессами, удаляющими двуокись углерода из атмосферы - часть CO2 растворяется в морской воде и часть удаляется из воздуха в процессе фотосинтеза. Так как обычно в ходе данного процесса поглощается 5,5·10в11степени т диоксида углерода, а его общая масса в земной атмосфере составляет 3,03 ·1012 т, то в среднем весь атмосферный CO2 участвует в углеродном цикле раз в шесть лет.Из-за наличия антропогенных выбросов, поглощение CO2 биосферой превосходило его выделение на 17 млрд тонн в середине 2000-х годов, скорость его поглощения имеет устойчивую тенденцию к увеличению вместе с ростом атмосферной концентрации.
Антропогенная эмиссия
С наступлением промышленной революции в середине XIX века происходило поступательное увеличение антропогенных выбросов двуокиси углерода в атмосферу, что привело к нарушению баланса углеродного цикла и росту концентрации CO2. В настоящее время около 57 % производимого человечеством углекислого газа удаляется из атмосферы растениями и океанами.Соотношени- е увеличения количества CO2 в атмосфере ко всему выделенному CO2 составляет постоянную величину порядка 45 % и претерпевает короткопериодически- е колебания и колебания с периодом в пять лет.
Сжигание ископаемых топлив, таких как уголь, нефть и природный газ, является основной причиной эмиссии антропогенного CO2, вырубка лесов является второй по значимости причиной. В 2008 году в результате сжигания ископаемого топлива в атмосферу было выделено 8,67 млрд тонн углерода (31,8 млрд тонн CO2), в то время как в 1990 году годовая эмиссия углерода составляла 6,14 млрд тонн. Сводка лесов под землепользование привела к увеличению содержания атмосферной двуокиси углерода эквивалентную сжиганию 1,2 млрд тонн угля в 2008 году (1,64 млрд тонн в 1990).Суммарное увеличение за 18 лет составляет 3 % от ежегодного естественного цикла CO2, что достаточно для выведения системы из равновесия и для ускоренного роста уровня CO2.Как результат, двуокись углерода постепенно аккумулировалась в атмосфере и в 2009 году её концентрация на 39 % превосходила доиндустриальное значение.
Таким образом, несмотря на то, что (по состоянию на 2011 год) суммарное антропогенное выделение CO2 не превосходит 8 % от его естественного годового цикла, наблюдается увеличение концентрации, обусловленное не только уровнем антропогенных выбросов, но и постоянным ростом уровня выбросов со временем.
Изменение температуры и углеродный цикл
К другим факторам, увеличивающим содержание CO2 в атмосфере, следует отнести рост средней температуры в XX веке, что должно было отражаться в ускорении перегнивания органических остатков и, в силу прогрева океанов, в снижении общего количества диоксида углерода, растворяемого в воде. Увеличение температуры происходило в том числе по причине исключительно высокой солнечной активности в этот период и в XIX веке (см., например, Событие Кэррингтона, 1859 г).
При переходе от условий холодного к теплому климату в течение последнего миллиона лет, естественное изменение концентрации атмосферного CO2 оставалось в пределах 100 ppm, то есть суммарное увеличение его содержания не превосходило 40 %. При этом, например, средняя температура планеты в период климатического оптимума 9000 5000 лет до н.э. была приблизительно на 1 - 2 °C выше современной, а из-за более сильно выраженного парникового эффекта в условиях теплого климата среднегодовая аномалия температуры в субарктических широтах достигала 9 °C.

Оксид углерода (IV), угольная кислота и ее соли

Диоксид углерода СО 2 (углекислый газ) - при обычных условиях это газ без цвета и запаха, слегка кисловатого вкуса, тяжелœее воздуха примерно в 1,5 раза, растворим в воде, достаточно легко сжижается (при комнатной температуре под давлением около 60 ∙ 10 5 Па его можно превратить в жидкость). При охлаждении до −56,2ºС жидкий диоксид углерода затвердевает и превращается в снегообразную массу.

Во всœех агрегатных состояниях состоит из неполярных линœейных молекул. Химическое строение молекулы СО 2 определяется sp-гибридизацией центрального атома углерода и образованием дополнительных π р-р -связей: О = С = О.

Некоторая часть растворенного в воле СО 2 взаимодействует с ней сообразованием угольной кислоты:

СО 2 + Н 2 О ↔ СО 2 ∙ Н 2 О ↔ Н 2 СО 3 .

Углекислый газ очень легко поглощается растворами щелочей с образованием карбонатов и гидрокарбонатов:

СО 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O; СО 2 + NaOH = NaHCO 3 .

Молекулы СО 2 очень устойчивы термически, распад начинается только при температуре 2000ºС. По этой причине диоксид углерода не горит и не поддерживает горения обычного топлива. Но в его атмосфере горят некоторые простые вещества, атомы которых проявляют большое сродство к кислороду, к примеру, магний при нагревании загорается в атмосфере СО 2 .

Угольная кислота H 2 CO 3 – соединœение непрочное, существует только в водных растворах. Большая часть растворенного в воде углекислого газа находится в виде гидратированных молекул CO 2 , меньшая – образует угольную кислоту.

Водные растворы, находящиеся в равновесии с CO 2 атмосферы, являются кислыми: = 0,04 М и рН ≈ 4.

Угольная кислота – двухосновная, относится к слабым электролитам, диссоциирует ступенчато (К 1 = 4, 4 ∙ 10 −7 ; К 2 = 4, 8 ∙ 10 −11). При растворении CO 2 в воде устанавливается следующее динамическое равновесие:

H 2 O + CO 2 ↔ CO 2 ∙ H 2 O ↔ H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 −

При нагревании водного раствора углекислого газа растворимость газа понижается, CO 2 выделяется из раствора, и равновесие смещается влево.

Будучи двухосновной, угольная кислота образует два ряда солей: средние соли (карбонаты) и кислые (гидрокарбонаты). Большинство солей угольной кислоты бесцветны. Из карбонатов растворимы в воде лишь соли щелочных металлов и аммония.

В воде карбонаты подвергаются гидролизу, и в связи с этим их растворы имеют щелочную реакцию:

Na 2 CO 3 + H 2 O ↔ NaHCO 3 + NaOH.

Дальнейший гидролиз с образованием угольной кислоты в обычных условиях практически не идет.

Растворение в воде гидрокарбонатов также сопровождается гидролизом, но в значительно меньшей степени, и среда создается слабощелочная (рН ≈ 8).

Карбонат аммония (NH 4) 2 CO 3 отличается большой летучестью при повышенной и даже при обычной температуре, особенно в присутствии паров воды, которые вызывают сильный гидролиз.

Сильные кислоты и даже слабая уксусная кислота вытесняют из карбонатов угольную кислоту:

K 2 CO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + H 2 O + CO 2 .

В отличие от большинства карбонатов, всœе гидрокарбонаты в воде растворимы. Οʜᴎ менее устойчивы, чем карбонаты тех же металлов и при нагревании легко разлагаются, превращаясь в соответствующие карбонаты:

2KHCO 3 = K 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 ;

Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + H 2 O + CO 2 .

Сильными кислотами гидрокарбонаты разлагаются, как и карбонаты:

KHCO 3 + H 2 SO 4 = KHSO 4 + H 2 O + CO 2

Из солей угольной кислоты наибольшее значение имеют карбонат натрия (сода), карбонат калия (поташ), карбонат кальция (мел, мрамор, известняк), гидрокарбонат натрия (питьевая сода) и основной карбонат меди (CuOH) 2 CO 3 (малахит).

Основные соли угольной кислоты в воде практически нерастворимы и при нагревании легко разлагаются:

(CuOH) 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O.

Термическая устойчивость карбонатов зависит от поляризационных свойств ионов, входящих в состав карбоната. Чем больше поляризующее действие оказывает катион на карбонат-ион, тем ниже температура разложения соли. В случае если катион способен легко деформироваться, то карбонат-ион сам также будет оказывать поляризующее действие на катион, что приведет к резкому снижению температуры разложения соли.

Карбонаты натрия и калия плавятся без разложения, а большинство остальных карбонатов при нагревании разлагаются на оксид металла и углекислый газ:

MgCO 3 = MgO + CO 2 .

Оксид углерода (II)

Молекула СО имеет следующую структуру

: С≡ О:

Две связи образованы за счёт спаривания 2р-электронов атомов углерода и кислорода, третья связь образована по донорно-акцепторному механизму за счёт свободной 2р-орбитали углерода и 2р-электронной пары атома кислорода. Дипольный момент молекулы незначителœен, при этом эффективный заряд на атоме углерода отрицательный, а на атоме кислорода – положительный.

Поскольку строение молекулы СО сходно со строением молекулы азота͵ похожи их физические свойства. СО имеет очень низкие температуры плавления (- 204ºС) и кипения (- 191,5ºС), это бесцветный, очень ядовитый газ, без запаха, совсœем немного легче воздуха. Плохо растворим в воде, и с ней не взаимодействует.

СО считается несолеобразующим оксидом, т.к. при обычных условиях не взаимодействует ни с кислотами, ни со щелочами. Он образуется при горении угля и углеродистых соединœений при ограниченном доступе кислорода, также при взаимодействии углекислого газа с раскаленным углем: СО 2 + С = 2СО.

В лаборатории его получают из мурвьиной кислоты действием на нее концентрированной серной кислоты при нагревании:

НСООН + H 2 SO 4 (конц.) = CO + H 2 SO 4 ∙ H 2 O.

Можно использовать также и щавелœевую кислоту. Серная кислота в этих реакциях выступает как водоотнимающее средство.

В обычных условиях СО химически достаточно инœертен, но при нагревании проявляет восстановительные свойства, что широко используется в пирометаллургии для получения некоторых металлов: Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 .

На воздухе СО горит голубоватым пламенем с выделœением большого количества теплоты: 2СО + О 2 = 2СО 2 + 569 кДж.

Помимо кислорода на прямом солнечном свету или в присутствии катализатора (активного угля) СО соединяется с хлором, образуя фосген:

СО + Cl 2 = COCl 2 .

Фосген – бесцветный газ с характерным запахом. В воде он малорастворим, но как хлорангидрид угольной кислоты постепенно гидролизуется по схеме: COCl 2 + 2H 2 O = 2HCl + H 2 CO 3 . Вследствие высокой токсичности фосген применяли как боевое отравляющее средство в первую мировую войну. Обезвредить его можно с помощью гашеной извести.

При нагревании СО окисляется и серой: СО + S = COS.

Молекула СО может выступать в качестве лиганда в различных комплексных соединœениях. За счёт несвязывающей электронной пары углерода она проявляет σ-донорные свойства, а за счёт свободных π-разрыхляющих орбиталей проявляет π-акцепторные свойства. Особый интерес представляют карбонильные комплексы d-металлов, т.к. термическим разложением карбонилов получают металлы высокой чистоты.