Углекислый газ и угольная кислота

Углекислый газ, или диоксид углерода, СО₂ — бесцветное газообразное вещество. Он в 1,5 раза тяжелее воздуха, поэтому его можно переливать из сосуда в сосуд.

Под давлением 69 атм. при комнатной температуре углекислый газ сжижается. Если жидкий диоксид углерода быстро вылить из баллона, значительная часть его испаряется, так как на испарение расходуется большое количество теплоты, жидкая углекислота охлаждается и часть ее затвердевает, превращаясь в снегообразное вещество — сухой лед.

Углекислый газ не поддерживает горения и дыхания. Зажженная лучинка гаснет в нем, а человек и животные при большой концентрации СО₂ задыхаются (при 3%-ной концентрации его в воздухе у человека наблюдается учащенное дыхание, при 10%-ной наступает потеря сознания и смерть, а 20%-ная концентрация вызывает мгновенный паралич). В атмосфере СО₂ могут гореть некоторые вещества, образующие с кислородом связь, более прочную чем углерод (например, магний):

2 Mg + СО₂ = 2 MgO + С.

Углекислый газ является ангидридом угольной кислоты и обладает всеми свойствами кислотного оксида.

В лабораторных условиях углекислый газ получают, действуя соляной кислотой на СаСО₃:

СаСО₃ + 2 HCl = СаСl₂ + СО₂­ + Н₂О.

Эту реакцию проводят в аппарате Киппа. Серная кислота для этой цели непригодна. Промышленный способ получения углекислого газа — термическое разложение известняка, или мела, реже — магнезита или доломита:

СаСО₃ = CaO + СО₂.

Большое количество углекислого газа получают при сжигании угля, торфа, древесины, нефтепродуктов и др.

Углекислый газ широко применяется в промышленности для получения соды, синтеза органических кислот, изготовления безалкогольных напитков. Сухой лед используется в качестве холодильного агента. Углекислотная атмосфера предохраняет от гниения пищевые продукты.

Огромное значение имеет СО₂ для растений. Они поглощают углекислый газ, он под действием природных катализаторов — ферментов — и солнечного света реагирует с водой, образуя формальдегид, а затем полисахарид (происходит фотосинтез):

СО₂ + Н₂О = СН₂О + O₂,

6n СН₂О (С₆Н₁₀О₅)_n + n H₂О.

При растворении углекислого газа в воде образуется угольная кислота:

СО₂ + Н₂О  Н₂СО₃.

Она является очень слабой и малоустойчивой и может существовать только в разбавленных растворах. При нагревании угольная кислота частично, а при кипячении полностью разлагается. Она двухосновна и при взаимодействии со щелочами образует кислые и средние соли (из-за неустойчивости угольной кислоты реакции грамотней писать с CO₂), которые называются соответственно гидрокарбонатами и карбонатами:

СО₂ + КОН = КНСО₃,

СО₂ + 2 КОН = К₂СО₃ + H₂О.

Угольную кислоту можно получить растворением углекислого газа в воде или действием на ее соли более сильной кислоты:

СаСО₃ + 2 HCl = СаСl₂ + Н₂O + СО₂­.

Из средних солей угольной кислоты в воде растворяются только соли щелочных металлов и аммония, а кислые соли многих металлов довольно хорошо растворимы. Если через водную суспензию, содержащую карбонат кальция или магния, пропускать углекислый газ, то осадок растворится — образуется кислая соль:

СаСО₃ + СО₂ + Н₂О  Ca(НСО₃)₂.

Если же раствор, содержащий гидрокарбонат кальция, прокипятить, то выпадет осадок карбоната кальция, т. е. реакция пойдет в обратном направлении.

Большое промышленное значение имеет карбонат натрия или сода. Она применяется в стекольной, целлюлозно-бумажной, нефтяной, мыловаренной, текстильной и других отраслях промышленности, служит исходным веществом для получения едкого натра NaOH. Кислая соль — гидрокарбонат натрия, питьевая сода или натрий двууглекислый (NаНСО₃) — применяется в пищевой промышленности и медицине.

Промышленный (аммиачный) способ получения соды заключается в том, что концентрированный раствор хлорида натрия насыщают вначале аммиаком, а затем углекислым газом:

NaCl + NН₃ + СО₂ + Н₂О = NаНСО₃ + NН₄Сl.

Гидрокарбонат натрия малорастворим в воде и выпадает в осадок. Его отфильтровывают и прокаливают. При нагревании гидрокарбоната натрия образуется карбонат натрия, или кальцинированная сода, а сам процесс называется кальцинацией:

2 NаНСО₃ = Nа₂СО₃ + СО₂ + Н₂О.

Одновременно при нагревании разлагаются примеси — гидрокарбонат и хлорид аммония:

NН₄НСО₃ = NН₃ + СО₂ + Н₂О,

NН₄Сl = NН₃ + HCl.

Для получения чистой питьевой соды NаНСО₃ очищенный раствор карбоната натрия насыщают углекислым газом:

Nа₂СО₃ + СО₂ + Н₂О = 2 NaНСО₃.

Природные карбонаты кальция, магния и других металлов используются для получения углекислого газа и оксидов металлов. Карбонаты кальция и магния применяют в больших количествах в силикатной промышленности (производство стекла, цемента, извести, кирпича и других огнеупорных и строительных материалов) и металлургии (флюсы для получения шлаков нужного состава).

Твердое, жидкое и газообразное топливо. Вещества, выделяющие при сгорании большое количество теплоты, используются в качестве топлива. Топливо бывает твердым, жидким и газообразным. Различают также естественное и искусственное топливо. Естественное топливо используется в том виде, в каком его находят в природе (дрова, торф, каменный и бурый угли, сланцы, нефть, природные газы).

Искусственное топливо получают из естественного путем переработки (древесный уголь, кокс, нефтепродукты — бензин, керосин, мазут, получаемые из твердого топлива газы — генераторный, водяной и др.).

В настоящее время применяются такие виды топлива: твердое — антрацит, каменный и бурый угли, древесный уголь, торф и горючие сланцы, жидкое — нефть и нефтепродукты, газообразное — природный, генераторный, водяной, смешанный, коксовый и доменный газы. Главной составной частью перечисленных видов топлива является углерод. Кроме углерода в них могут содержаться горючие и негорючие (балластные) вещества. Некоторые виды топлива содержат также очень ценные вещества, которые могут использоваться как сырье для химической промышленности. Например, при сухой перегонке каменного угля образуются кокс и каменноугольная смола — очень сложная смесь веществ (из нее удалось выделить более 200 различных соединений). Поэтому уголь используется не только как ценнейшее топливо — источник энергии, но и как важнейший источник сырья для промышленных и химических предприятий. Широкое применение в химической промышленности находят также нефть и газ.

При сжигании твердого топлива требуется избыток кислорода. В противном случае происходит неполное сгорание топлива. Значительные количества теплоты расходуются на нагрев избытка воздуха, а это снижает тепловой эффект реакции горения. Сжигая жидкое топливо, его обычно разбрызгивают при помощи форсунки. Хорошо смешанное с воздухом жидкое топливо полностью сгорает, потери теплоты при этом невелики, а температура пламени выше, чем при сжигании твердого топлива.

Горение газов протекает наиболее энергично, легко регулируется и позволяет получить максимальную температуру пламени. Поэтому экономически выгодно превращать твердое топливо в газообразное.

Этот процесс называется газификацией. Особенно целесообразно газифицировать низкосортное твердое топливо: торф, сланцы и др. Процесс газификации твердого топлива проводят в специальных печах — газогенераторах. Печь загружают твердым топливом и продувают через нее воздух. Реакция: С + О₂ = СО₂ протекает с выделением большого количества теплоты, твердое топливо раскаляется. Образовавшийся углекислый газ реагирует с раскаленным углем, образуя монооксид углерода: СО₂ + С = 2 СО. Монооксид углерода является основной горючей составной частью образовавшегося газа, который называют генераторным. Кроме монооксида углерода, в состав генераторного газа входят азот и небольшое количество углекислого газа. Чтобы избежать сильного перегрева газогенераторов, в воздух вводят небольшое количество водяного пара, при продувании которого через разогретый газогенератор образуется газ, состоящий из водорода и монооксида углерода:

С + Н₂О = СО + Н₂.

Такой газ называется воздушно-водяным. Если через газогенератор продувают вместе с водяным паром кислород, то получают кислородно-водяной газ, а если только водяной пар, то получают водяной газ. Так как эта реакция эндотермическая, то реактор затухает и для разогрева его быстро продувают воздухом, но газы в это время выбрасывают в атмосферу как дымовые. Примерный состав воздушно-водяного газа: СО — 28%, Н₂ — 9%, СО₂ — 4%, N₂ — 59%. Теплотворная способность такого газа равна 4680 кДж/м³ .

§ 7.10.4. Кремний

Кремний впервые был получен французскими учеными Ж. Гей-Люссаком и Л Тенаром в 1811 г., хотя его природные соединения известны очень давно.

Нахождение в природе. По распространенности кремний занимает второе место после кислорода. Его масса составляет 29,5% массы земной коры. В свободном состоянии кремний в природе не встречается. Основными природными соединениями его являются диоксид кремния SiО₂, и соли кремниевых кислот, входящих в состав важнейших силикатных и алюмосиликатных минералов, таких, как каолин Аl₂O₃∙2SiO₂∙2Н₂О, гранит, слюда, и различные силикатные и алюмосиликатные минералы: ортоклаз К₂О∙Аl₂O₃∙6SiO₂, альбит Nа₂О∙Аl₂O₃∙6SiO₂, анортит CaO∙Аl₂O₃∙2SiO₂, серпентин 3МgО∙2SiO₂∙2Н₂О, тальк 3 MgO∙4SiO₂∙Н₂О и др.

Физические свойства. Кремний — твердое вещество с характерным блеском. Он существует в кристаллическом и аморфном состоянии. Кристаллический кремний при 1420 °С плавится, а при 2620 °С кипит. Кристаллический кремний обладает электропроводностью, которая при комнатной температуре в 1000 раз меньше электропроводности ртути. С повышением температуры электропроводность кремния увеличивается.

Химические свойства. На внешнем электронном уровне атома кремния находится четыре электрона. Поэтому он может отдавать или присоединять четыре электрона, переходя в состояние со степенью окисления +4 или -4. Более характерны для кремния соединения в которых он имеет степень окисления +4.

Аморфный кремний более реакционноспособен, чем кристаллический. При комнатной температуре кремний довольно инертен, но при нагревании легко взаимодействует с кислородом, хлором и бромом:

Si + O₂ = SiО₂ (диоксид кремния),

Si + 2 Сl₂ = SiСl₄ (тетрахлорид кремния),

Si + 2 Вr_­2 = SiВr₄ (тетрабромид кремния).

Соединения кремния с галогенами легко подвергаются гидролизу с образованием диоксида кремния или кремниевой и галогеноводородной кислот:

SiCl₄ + 2 Н₂О = SiО₂ + 4 HCl.

Поэтому галогениды кремния называют галогенагидридами кремневой кислоты. На воздухе они дымят, поэтому их хранят в запаянных ампулах.

Кремний взаимодействует также с серой, углеродом и металлами. При взаимодействии с металлами кремний образует силициды:

2 Ca + Si = Са₂Si (силицид кальция).

Силициды металлов под действием кислот легко разлагаются, выделяя соединение кремния с водородом — силан:

Са₂Si + 4 HCl = 2 СаСl₂ + SiН₄.

Силан — газообразное вещество, на воздухе самовоспламеняется:

SiН₄ + 2 O₂ = SiО₂ + 2 Н₂О.

Кислоты, не являющиеся окислителями, не действуют на кремний. В щелочах же он растворяется довольно энергично:

Si + 2 КОН + Н₂О = К₂SiO₃ + 2 Н₂.

Так как образовавшаяся соль легко подвергается гидролизу с образованием кремниевой кислоты и щелочи, для прохождения такой реакции достаточно очень небольшого количества щелочи, растворенной в воде.

Получение. Кремний получают восстановлением его диоксида такими сильными восстановителями, как алюминий, магний и углерод:

3 SiО₂ + 4 Al = 2 Аl₂О₃ + 3 Si, SiО₂ + 2 Mg = 2 MgO + Si,

SiО₂ + 2 С = Si + 2 СО.

Обрабатывая реакционную смесь плавиковой кислотой НF, удаляют избыток диоксида кремния. Полученный аморфный порошок перекристаллизовывают из расплавленного цинка.

В последних двух реакциях образуются также силицид магния и карбид кремния (карборунд) SiС соответственно. При восстановлении углем смеси песка с железной рудой образуется сплав кремния и железа (ферросилиций).

Применение. Чистый кремний применяют как полупроводник в электронике. Из него изготовляют солнечные батареи, которые превращают солнечную энергию в электрическую и служат для питания радио- и телеаппаратуры космических кораблей. Ферросилиций применяют в металлургии для получения кислотоупорных сталей: сталь, содержащая 15% кремния, разлагается только соляной кислотой, на высококремнистую (50% Si) сталь не действует ни одна кислота.