Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь FAQ Написать работу КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Соединения углерода и кремния.Содержание книги
Похожие статьи вашей тематики
Поиск на нашем сайте
Углерод образует два оксида – СО и СО2. Оксид углерода (II) – угарный газ является достаточно инертным и термически очень стабильным соединением.Это связано с наличием между атомами углерода и кислорода тройной связи, одной из которых является донорно-акцепторная связьнеподеленной электронной пары атома кислорода и свободной орбитали атома углерода, находящегося в невозбужденном состоянии. Тройная связь в молекуле СО имеет самое большое для бинарных соединений значение – 1069 кДж/моль. Угарный уаз относится к несолеобразующим оксидам, при обычных условиях он не взаимодействует с водой, кислотами и щелочами. При сильном нагревании СО реагирует с водяным паром, проявляя при этом свойства восстановителя: СО + Н2О ↔ СО2 + Н2↑. При 830°С в этой равновесной системе содержатся равные количества всех компонентов. До этой температуры равновесие сдвинуто вправо, что указывает на большую активность оксида углерода (II) как восстановителя, чем водорода. В скрытом виде такое равновесие приводит к реакции: СО +Н2О + СаО = СаСО3 + Н2↑ (400°С). Обсудим еще два равновесия с участием обоих оксидов углерода. 1. 2СО2 ↔ 2СО + О2. Этот процесс идет с поглощением тепла и с увеличением энтропии, поэтому при увеличении температуры сдвигается вправо. Выше 3300К устойчив только СО. 2. С(кр) + СО2 ↔ 2СО. Изменения энтальпии и энтропии также положительны, но энтропийный фактор достаточно велик (+176 Дж/моль), так как из твердого вещества получается газ. Поэтому существенный сдвиг равновесия вправо происходит раньше, при 1000К. Если рассмотреть обратный процесс – диспропорционирование СО на С и СО2, то при низких температурах ∆G°<0, но в связи с наличием прочной тройной связи процесс разрушения молекулы СО имеет очень большую энергию активации, поэтому при низких температурах его скорость пренебрежительно мала. В таких случаях говорят, что процесс кинетически заторможен. Наличие у атома углерода в молекуле СО неподеленной электронной пары способствует его участию в реакциях присоединения: CO + Cl2 = COCl2 – фосген, CO + S(газ) = COS (2COS = CO2 + CS2), Fe + 5CO = Fe(CO)5 – карбонил железа (реакция идет при нагревании и не только с железом, а с большинством переходных металлов), СО +КОН = НСООК – формиат калия (при 120°С и 0,5Мпа), СО + ROH = HCOOR (t↑, p↑), CO + NH3 = NH2CHO – форамид. В последних трех реакциях СО ведет себя как ангидрид муравьиной кислоты, хотя в полной мере им и не является. Так как степень окисления +2 является для углерода промежуточной, СО проявляет свойства восстановителя. Многие металлы при нагревании восстанавливаются из их оксидов, например: ZnO + CO = Zn + CO2, а некоторые неактивные металлы восстанавливаются из растворов их солей прямо при комнатной температуре. Образование черного осадка (палладиевой черни) является качественной реакцией на присутствие в газовой смеси СО: PdCl2 +CO + H2O = Pd↓ + CO2↑ + 2HCl. В промышленности используется метод синтеза метанола: СО + 2Н2 = СН3ОН (300-375°С, 300-500 атм, кат.Cr2O3 + ZnO). Для получения СО, кроме упоминавшихся, можно использовать следующие реакции: HCOOH + H2SO4(конц) = CO↑ + H2SO4.H2O, HOOCCOOH + H2SO4(конц) = CO↑ + CO2↑ + H2SO4.H2O, Zn + CO2 = ZnO + CO↑. Монооксид кремния SiO при стандартных условиях нестабилен из-за низкой энергии π-связей с участием атома кремния. Он существует только при температурах выше 1000°С. Диоксид углерода СО2 – углекислый газ. Это газ без цвета и запаха, не поддерживает горения, плохо растворяется в воде (900 мл СО2 на 1 л Н2О при 20°С). Молекула СО2 линейна, так как в ней присутствуют две двойных связи С-О, и гибридизация атомных орбиталей углерода – sp. Твердый диоксид углерода образует молекулярную кристаллическую решетку, поэтому при -78°С сублимирует, то есть переходит в газовую фазу, минуя жидкую. Плавление СО2 возможно только при повышенном давлении. Диоксид углерода – типичный кислотный оксид, реагирует с растворами щелочей и твердыми щелочами, основными оксидами; с растворами солей дает кислые соли. Растворившийся в воде диоксид углерода присоединяет воду с образованием слабой, двухосновной, нестойкой угольной кислоты – Н2СО3: СО2 + Н2О ↔ Н2СО3 + Н2О ↔ Н3О+ + НСО3- + Н2О ↔ Н3О+ + СО32-. Угольная кислота образует два ряда солей – карбонаты и гидрокарбонаты. Основные свойства этих солей: 1. Растворимы только карбонаты щелочных металлов (кроме лития) и аммония. 2. Все нерастворимые карбонаты растворяются в растворах сильных кислот, а пропускание через суспензию нерастворимой соли СО2 или других газов, дающих слабые кислоты (концентрация катионов гидроксония мала), приводит к растворению осадков с образованием гидрокарбонатов только для более растворимых солей. Например, карбонат кальция при пропускании углекислого газа растворяется, а карбонат бария -–нет. 3. Гидрокарбонаты двухвалентных металлов, лития, аммония и металлов подгруппы калия растворимы. Правда, некоторые из них, например, гидрокарбонат лития, в кристаллическом состоянии неизвестны. Для натрия гидрокарбонат является менее растворимым, чем карбонат. На этом различии основан метод Сольве -промышленный способ производства соды, обсужденный нами в разделе, посвященном химии щелочных металлов. 4. Карбонаты трехвалентных металлов подвергаются необратимому гидролизу. 5. Растворимые карбонаты подвергаются частичному обратимому гидролизу, в результате чего их растворы имеют щелочную среду. Карбонаты подвергаются гидролизу сильнее, чем гидрокарбонаты, так как, во-первых, константа гидролиза карбонат-аниона больше, во-вторых, гидрокарбонат-анион частично диссоциирует с образованием катиона гидроксония, то есть кислой среды. 6. Карбонаты меди, цинка и магния не могут быть получены по обменной реакции солей в растворе, так как продукт первой стадии гидролиза – основной карбонат, у этих металлов имеет очень низкое произведение растворимости, что сдвигает равновесие гидролиза в сторону его образования: 2ZnCl2 + 2K2CO3 + H2O = (ZnOH)2CO3↓ + CO2↑ + 4KCl. 6. При нагревании карбонаты большинства металлов разлагаются на оксид металла и углекислый газ. Карбонаты щелочных металлов (кроме лития) плавятся без разложения. Гидрокарбонаты щелочных металлов при нагревании превращаются в карбонаты: 2NaHCO3 = Na2CO3 + CO2↑ + H2O. В зависимости от температуры гидрокарбонаты щелочно-земельных металлов разлагаются на оксиды или карбонат и углекислый газ. 7. Карбонат и гидрокарбонат аммония получаются при взаимодействии аммиака и углекислого газа в растворе, при взаимодействии газов в соотношении 2:1 получается карбаминат аммония: NH2(ONH4)CO, а при высоких температурах и повышенном давлении из этих реагентов получается карбамид (мочевина) – (NH2)2CO. Соли угольной кислоты и аммония интересны также в том отношении, что и при нагревании (без повышения давления), и при действии кислот или щелочей из них получаются только газообразные продукты. Диоксид кремния –SiO2 (кремнезем). Твердое высокополимерное вещество, в природе встречается в очень чистом виде как горный хрусталь и кварц, с примесями металлов – аметист, агат, оникс, яшма, сердолик, халцедон. В природе широко распространены также алюмосиликаты, производные оксидов кремния и алюминия. Высокая температура плавления (1713°С) и химическая инертность диоксида кремния при обычных условиях связаны с его строением. Он образует атомную кристаллическую решетку, представляющую собой каркасную структуру с одинарными ковалентными связями Si-O, которые, к тому же, как уже говорилось, являются достаточно прочными. Единственными соединениями, с которыми SiO2 реагирует при комнатной температуре, являются фтор, газообразный фтороводород, плавиковая кислота и растворы щелочей. Реакция с HF в зависимости от соотношения реагентов проходит следующим образом:SiO2 + 4HF = SiF4↑ + 2H2O или SiO2 + 6HF = H2[SiF6] + 2H2O. Гексафторокремневая кислота является сильной кислотой, но в безводном состоянии неустойчива. Интересно, что фторосиликаты щелочных металлов (кроме лития) плохо растворимы в воде, а большинства других металлов – растворимы. Нерастворим также фторосиликат бария. Диоксид кремния является кислотным оксидом, но в воде не растворяется, только в растворах щелочей: SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 +H2O. Активность SiO2 как раз вследствие его прочности возрастает при высоких температурах, когда он вытесняет летучие оксиды из состава солей: Na2CO3 + SiO2 = Na2SiO3 + CO2↑, а также добавляется для связывания основных оксидов в виде тугоплавких силикатов (например, при получении фосфора). SiO2 проявляет окислительные свойства при взаимодействии с металлами при нагревании. Гидроксид, соответствующий диоксиду кремния, представляет собой смесь соединений общей формулы xSiO2.yH2O. Выделяют метакремниевую кислоту – H2SiO3 (соли – метасиликаты), ортокремниевую кислоту – H4SiO4 (соли – ортосиликаты), двуметакремневую кислоту – H2Si2O5. Все кислоты нерастворимы в воде, очень слабые, слабее угольной кислоты. Образование осадка при реакции растворов растворимых силикатов (а таковыми являются только силикаты щелочных металлов) с любыми кислотами и кислотными оксидами – качественная реакция на силикаты. Обменные реакции силикатов с солями трехвалентных металлов приводят к необратимому гидролизу: 3K2SiO3 + 2CrCl3 + 6H2O = 2Cr(OH)3↓ + 3H2SiO3↓ + 6KCl. Диоксид кремния и силикаты входят в состав большинства стекол. Ключевой стадией промышленного производства стекла является уже упоминавшееся сплавление соды и кремнезема. Легкость взаимодействия SiO2 c плавиковой кислотой и фтором приводят к тому, что их нельзя хранить в стеклянной посуде. Концентрированный раствор силикатов калия или натрия называется жидким стеклом и имеет разнообразное применение в промышленных процессах. Cоединения углерода с водородом многочисленны и разнообразны, они являются предметом изучения органической химии. SiH4 – силан – ядовитый газ, эндотермическое соединение, образует с воздухом взрывчатые смеси, так как реакция с кислородом проходит с большим выделением энергии и возможна даже с сжиженным силаном при температурах ниже -180°С: SiH4 + 2O2 = SiO2↓ + 2H2O. В кислой водной среде и в нейтральной воде силан довольно устойчив, реагирует только при нагревании, но в присутствии даже следов щелочи в качестве катализатора легко гидролизуется: SiH4 + 4H2O = H4SiO4↓ + 4H2↑, в присутствии стехиометрических количеств щелочи образуются ортосиликаты. Так как кремний с водородом непосредственно не реагирует, силан получают гидролизом силицидов металлов в водной или кислой среде. Своеобразной модификацией этого метода является взаимодействие силицида магния с бромидом аммония в жидком аммиаке. Используют также разложение триэтоксисилана в присутствии натрия при 80°С: 4SiH(OC2H5)3 = SiH4↑ + 3Si(OC2H5)4. Силановодороды общей формулы SinH2n+2 – гораздо менее устойчивые соединения, чем углеводороды. Так как π-связи для кремния нехарактерны, аналогов алканов и алкенов для него не существует.
|
||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-08-15; просмотров: 492; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 18.219.44.171 (0.007 с.) |