Физические свойства: углерод образует множество аллотропных модификаций: алмаз – одно из самых твердых веществ, графит, уголь, сажа .
Атом углерода имеет 6 электронов: 1s 2 2s 2 2p 2 . Последние два электрона располагаются на отдельных р-орбиталях и являются неспаренными. В принципе, эта пара могла бы занимать одну орбиталь, но в таком случае сильно возрастает межэлектронное отталкивание. По этой причине один из них занимает 2р х, а другой, либо 2р у , либо 2р z -орбитали.
Различие энергии s- и р-подуровней внешнего слоя невелико, поэтому атом довольно легко переходит в возбужденное состояние, при котором один из двух электронов с 2s-орбитали переходит на свободную 2р. Возникает валентное состояние, имеющее конфигурацию 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . Именно такое состояние атома углерода характерно для решетки алмаза — тетраэдрическое пространственное расположение гибридных орбиталей, одинаковая длина и энергия связей.
Это явление, как известно, называют sp 3 -гибридизацией, а возникающие функции – sp 3 -гибридными. Образование четырех sp 3 -cвязeй обеспечивает атому углерода более устойчивое состояние, чем три р-р- и одна s-s-связи. Помимо sp 3 -гибридизации у атома углерода наблюдается также sp 2 — и sp-гибридизация. В первом случае возникает взаимное наложение s- и двух р-орбиталей. Образуются три равнозначные sp 2 — гибридных орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу. Третья орбиталь р неизменна и направлена перпендикулярно плоскости sp 2 .
При sp-гибридизации происходит наложение орбиталей s и р. Между двумя образующимися равноценными гибридными орбиталями возникает угол 180°, при этом две р-орбитали у каждого из атомов остаются неизменными.
Аллотрорпия углерода. Алмаз и графит
В кристалле графита атомы углерода расположены в параллельных плоскостях, занимая в них вершины правильных шестиугольников. Каждый из атомов углерода связан с тремя соседними sp 2 -гибридными связями. Между параллельными плоскостями связь осуществляется за счет ван-дер-ваальсовых сил. Свободные р-орбитали каждого из атомов направлены перпендикулярно плоскостям ковалентных связей. Их перекрыванием объясняется дополнительная π-связь между атомами углерода. Таким образом, от валентного состояния, в котором находятся атомы углерода в веществе, зависят свойства этого вещества .
Химические свойства углерода
Наиболее характерные степени окисления: +4, +2.
При низких температурах углерод инертен, но при нагревании его активность возрастает.
Углерод как восстановитель:
— с кислородом
C 0 + O 2 – t° = CO 2 углекислый газ
при недостатке кислорода — неполное сгорание:
2C 0 + O 2 – t° = 2C +2 O угарный газ
— со фтором
С + 2F 2 = CF 4
— с водяным паром
C 0 + H 2 O – 1200° = С +2 O + H 2 водяной газ
— с оксидами металлов. Таким образом выплавляют металл из руды.
C 0 + 2CuO – t° = 2Cu + C +4 O 2
— с кислотами – окислителями:
C 0 + 2H 2 SO 4 (конц.) = С +4 O 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
С 0 + 4HNO 3 (конц.) = С +4 O 2 + 4NO 2 + 2H 2 O
— с серой образует сероуглерод:
С + 2S 2 = СS 2 .
Углерод как окислитель:
— с некоторыми металлами образует карбиды
4Al + 3C 0 = Al 4 C 3
Ca + 2C 0 = CaC 2 -4
— с водородом — метан (а также огромное количество органических соединений)
C 0 + 2H 2 = CH 4
— с кремнием, образует карборунд (при 2000 °C в электропечи):
Нахождение углерода в природе
Ссвободный углерод встречается в виде алмаза и графита. В виде соединений углерод находится в составе минералов: мела, мрамора, известняка – СаСО 3 , доломита – MgCO 3 *CaCO 3 ; гидрокарбонатов – Mg(НCO 3) 2 и Са(НCO 3) 2 , СО 2 входит в состав воздуха; углерод является главной составной частью природных органических соединений – газа, нефти, каменного угля, торфа, входит в состав органических веществ, белков, жиров, углеводов, аминокислот, входящих в состав живых организмов.
Неорганические соединения углерода
Ни ионы С 4+ , ни С 4- ‑ ни при каких обычных химических процессах не образуются: в соединениях углерода имеются ковалентные связи различной полярности.
Оксид углерода (II) СО
Угарный газ; бесцветный, без запаха, малорастворим в воде, растворим в органических растворителях, ядовит, t°кип = -192°C; t пл. = -205°C.
Получение
1) В промышленности (в газогенераторах):
C + O 2 = CO 2
2) В лаборатории — термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H 2 SO 4 (конц.):
HCOOH = H 2 O + CO
H 2 C 2 O 4 = CO + CO 2 + H 2 O
Химические свойства
При обычных условиях CO инертен; при нагревании – восстановитель; несолеобразующий оксид.
1) с кислородом
2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2
2) с оксидами металлов
C +2 O + CuO = Сu + C +4 O 2
3) с хлором (на свету)
CO + Cl 2 – hn = COCl 2 (фосген)
4) реагирует с расплавами щелочей (под давлением)
CO + NaOH = HCOONa (формиат натрия)
5) с переходными металлами образует карбонилы
Ni + 4CO – t° = Ni(CO) 4
Fe + 5CO – t° = Fe(CO) 5
Оксид углерода (IV) СO
2
Углекислый газ, бесцветный, без запаха, растворимость в воде — в 1V H 2 O растворяется 0,9V CO 2 (при нормальных условиях); тяжелее воздуха; t°пл.= -78,5°C (твёрдый CO 2 называется «сухой лёд»); не поддерживает горение.
Получение
- Термическим разложением солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка:
CaCO 3 – t° = CaO + CO 2
- Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:
CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2
NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2
Химические
свойства
СO
2
Кислотный оксид: реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты
Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3
2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O
NaOH + CO 2 = NaHCO 3
При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства
С +4 O 2 + 2Mg – t° = 2Mg +2 O + C 0
Качественная реакция
Помутнение известковой воды:
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ¯(белый осадок) + H 2 O
Оно исчезает при длительном пропускании CO 2 через известковую воду, т.к. нерастворимый карбонат кальция переходит в растворимый гидрокарбонат:
CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Сa(HCO 3) 2
Угольная кислота и её соли
H 2 CO 3 — Кислота слабая, существует только в водном растворе:
CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3
Двухосновная:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 — Кислые соли — бикарбонаты, гидрокарбонаты
HCO 3 — ↔ H + + CO 3 2- Cредние соли — карбонаты
Характерны все свойства кислот.
Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:
2NaHCO 3 – t° = Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2
Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 = 2NaHCO 3
Карбонаты металлов (кроме щелочных металлов) при нагревании декарбоксилируются с образованием оксида:
CuCO 3 – t° = CuO + CO 2
Качественная реакция — «вскипание» при действии сильной кислоты:
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2
CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2
Карбиды
Карбид кальция:
CaO + 3 C = CaC 2 + CO
CaC 2 + 2 H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2 .
Ацетилен выделяется при реакции с водой карбидов цинка, кадмия, лантана и церия:
2 LaC 2 + 6 H 2 O = 2La(OH) 3 + 2 C 2 H 2 + H 2 .
Be 2 C и Al 4 C 3 разлагаются водой с образованием метана:
Al 4 C 3 + 12 H 2 O = 4 Al(OH) 3 = 3 CH 4 .
В технике применяют карбиды титана TiC, вольфрама W 2 C (твердые сплавы), кремния SiC (карборунд – в качестве абразива и материала для нагревателей).
Цианиды
получают при нагревании соды в атмосфере аммиака и угарного газа:
Na 2 CO 3 + 2 NH 3 + 3 CO = 2 NaCN + 2 H 2 O + H 2 + 2 CO 2
Синильная кислота HCN – важный продукт химической промышленности, широко применяется в органическом синтезе. Ее мировое производство достигает 200 тыс. т в год. Электронное строение цианид-аниона аналогично оксиду углерода (II), такие частицы называют изоэлектронными:
C= O: [:C= N:] –
Цианиды (0,1-0,2%-ный водный раствор) применяют при добыче золота:
2 Au + 4 KCN + H 2 O + 0,5 O 2 = 2 K + 2 KOH.
При кипячении растворов цианидов с серой или сплавлении твердых веществ образуются роданиды
:
KCN + S = KSCN.
При нагревании цианидов малоактивных металлов получается дициан: Hg(CN) 2 = Hg + (CN) 2 . Растворы цианидов окисляются до цианатов :
2 KCN + O 2 = 2 KOCN.
Циановая кислота существует в двух формах:
H-N=C=O; H-O-C= N:
В 1828 г. Фридрих Вёлер (1800-1882) получил из цианата аммония мочевину: NH 4 OCN = CO(NH 2) 2 при упаривании водного раствора.
Это событие обычно рассматривается как победа синтетической химии над «виталистической теорией».
Существует изомер циановой кислоты – гремучая кислота
H-O-N=C.
Ее соли (гремучая ртуть Hg(ONC) 2) используются в ударных воспламенителях.
Синтез мочевины (карбамида):
CO 2 + 2 NH 3 = CO(NH 2) 2 + H 2 O. При 130 0 С и 100 атм.
Мочевина является амидом угольной кислоты, существует и ее «азотный аналог» – гуанидин.
Карбонаты
Важнейшие неорганические соединения углерода – соли угольной кислоты (карбонаты). H 2 CO 3 – слабая кислота (К 1 =1,3·10 -4 ; К 2 =5·10 -11). Карбонатный буфер поддерживает углекислотное равновесие в атмосфере. Мировой океан обладает огромной буферной емкостью, потому что он является открытой системой. Основная буферная реакция – равновесие при диссоциации угольной кислоты:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 — .
При понижении кислотности происходит дополнительное поглощение углекислого газа из атмосферы с образованием кислоты:
CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .
При повышении кислотности происходит растворение карбонатных пород (раковины, меловые и известняковые отложения в океане); этим компенсируется убыль гидрокарбонатных ионов:
H + + CO 3 2- ↔ HCO 3 —
CaCO 3 (тв.) ↔ Ca 2+ + CO 3 2-
Твердые карбонаты переходят в растворимые гидрокарбонаты. Именно этот процесс химического растворения избыточного углекислого газа противодействует «парниковому эффекту» – глобальному потеплению из-за поглощения углекислым газом теплового излучения Земли. Примерно треть мирового производства соды (карбонат натрия Na 2 CO 3) используется в производстве стекла.
Назад
Вперёд
Внимание! Предварительный просмотр слайдов используется исключительно в ознакомительных целях и может не давать представления о всех возможностях презентации. Если вас заинтересовала данная работа, пожалуйста, загрузите полную версию.
Тип урока: урок изучения нового материала
Цель: создать условия для усвоение учащимися материала курса химии по теме: “Оксиды углерода” на уровне компетенции посредством активного изучения теоретического материала.
Применяемые приемы, методы и технологии: проблемный подход в обучении, игровые технологии, беседа, индивидуальная и групповая работа, эксперимент.
Задачи:
- Воспитательные - воспитание бережного отношения к своему здоровью, окружающей природе, формирование научного мировоззрения (о реальности существования этих оксидов и связанных с ними превращений), дать каждому ученику возможность достичь успеха
- Образовательные – систематизировать знания учащихся о кислотных оксидах на примере оксидов углерода, усвоить строение, физические свойства, химические свойства, получение и применение угарного и углекислого газов, качественную реакцию на углекислый газ, физиологическое действие на организм человека угарного и углекислого газа, продолжить работу по развитию умений сравнивать, составлять уравнения реакций, работать с текстом учебника, получать информацию из сети Интернет
- Развивающие - развивать умение работать в атмосфере поиска, познавательного интереса к химии, используя данные о значении изучаемых веществ и явлений в окружающей жизни, развитие коммуникативных умений и навыков, формирование умений парной и групповой работы враскрытии причинно-следственных связей, развитие умений самостоятельно ставить и формулировать для себя новые задачи, определять способы действий и соотносить с планируемыми результатами.
Методы: словесные, наглядные, исследовательские
Оборудование для учителя: компьютер, мультимедиа проектор.
Оборудование для учащихся: лабораторная посуда (пробирки, штатив для пробирок, химические стаканы), раздаточный материал (опорные конспекты, памятки для учащихся).
Ход урока
1. Организационный момент.
Здравствуйте. Приятно видеть знакомые лица. Мы с вами сегодня партнеры.
Девизом нашего сегодняшнего урока могут послужить слова Конфуция:
Перед человеком к разуму три пути:
- Путь размышления - это самый благородный ;
- Путь подражания - это самый легкий ;
- Путь личного опыта - это самый тяжелый.
Я предлагаю выбрать сегодня 3 путь, но каждый из вас может и не прислушаться к моим словам и выбрать любой другой.
2. Подготовка к основному этапу урока
Учитель формулирует задачи урока
В произведении Одоевского В.Д. “Мороз Иванович” есть следующий отрывок:
"- А зачем ты, Мороз Иванович, - спросила Рукодельница, - зимою по улицам ходишь, да в окошки стучишься?
А я затем в окошки стучусь, - отвечал Мороз Иванович, - чтоб не забывали печей топить, да трубы вовремя закрывать; а не то ведь, я знаю, есть такие неряхи, что печку истопят, а трубу закрыть не закроют, или закрыть закроют, да не вовремя, когда ещё не все угольки прогорели, а от того в горнице угарно бывает, голова у людей болит, в глазах зелено; даже и совсем умереть от угара можно".
О чём пойдёт речь сегодня на уроке?
Учитель : В другом произведении В. Короткевича “Чёрный замок Ольшанский. Дикая охота короля Стаха” мы читаем:
"Вы слышали об эффекте "собачьей пещеры" в Италии. Есть там такая пещера-яма. Человек войдёт и ходит, а собака или кролик погибают через несколько минут.
Из вулканической трещины выделяется углекислый газ...".
А поскольку он...”
Закончите фразу. Объясните “ загадочную гибель животных”
ОТВЕТ: (А поскольку углекислый газ тяжелее воздуха, то он остаётся внизу. Человеческая голова выше этой зоны. Собачья – нет...”
Можете ли вы сейчас ответить на этот вопрос?
Тема сегодняшнего урока “Оксиды углерода (II) и (IV) – друзья или враги?”. Предложите план изучения данной темы (план заносится в таблицу)
Учитель : Владеете ли вы всей необходимой информацией, чтобы сейчас заполнить данную таблицу???
2. Усвоение новых знаний и способов действий
Учитель : а в природе эти оксиды существуют? Вместе с учащимися называет пути поступления оксидов углерода в атмосферу. Углекислый газ часто называют “парниковый газ”. Как вы думаете, почему? и с чем это связано?
Высказывают мнения, объясняют суть парникового эффекта
(Земля получает энергию от Солнца и сама излучает в космическое пространство часть тепла. Но многие содержащиеся в ее атмосфере газы, в том числе и СО2, удерживают часть тепла.
За последние десятилетия концентрация СО 2 в атмосфере медленно, но неуклонно повышается, а с ней из-за парникового эффекта – и температура (за последние 100 лет – на полградуса). По прогнозам, к 2025 году содержание углекислого газа в воздухе может удвоиться. Казалось бы, мелочь, для дыхания человека это несущественно, а для растений это благоприятно. Но ведь среднегодовая температура вырастет на несколько градусов. Это очень много: начнут таять льды Арктики и Антарктики, уровень Мирового океана повысится, и под водой окажутся огромные территории. Если это произойдет, то будет уничтожена большая часть полей. Некоторые страны потеряют все культурные земли, в других странах лучшие сельскохозяйственные регионы изменят своё местонахождение. Кроме того, изменится климат Земли, и мы даже не знаем точно, к каким катастрофическим последствиям это приведет.
Ученые предсказывают, что двукратное повышение уровня СО 2 в атмосфере по сравнению с доиндустриальной эпохой поднимет общую среднюю температуру на 2,8 0 С. Наибольшее увеличение температуры произойдет в северном полушарии на широте около 40 0 , где больше всего сжигается топлива и значительнее сезонные влияния на жизнь растений.
По оценке американских специалистов, потепление климата в ближайшие 100 лет приведет США к затоплению 80% прибрежных территорий.)
Мы узнали, откуда берутся эти оксиды в природе и почему СО2 называют “парниковый газ”. Хватит ли нам этих знаний? А что же еще нам нужно знать об этих веществах? И как мы будем это делать?
Учитель . Мудрая китайская пословица гласит
“Я слышу – я забываю, Я вижу – я запоминаю, Я делаю – я понимаю”.
3. Первичная проверка понимания
Учитель предлагает использовать дополнительные материалы, которые лежат на столах для получения информации, необходимой для заполнения таблицы. Учащиеся изучают эту информацию.
1 группа Строение молекул СО и СО 2
I. Угарный газ - оксид углерода (II)
Рассмотрение строения СО начните с определения степени окисления элементов С +2 О -2 и соответственно с вывода, сколько электронов передал в общее пользование атом углерода (два), а значит, и сколько электронов оттянул к себе более электроотрицательный кислород - два.
Однако дальнейшее рассмотрение строения СО показывает, что при таком раскладе у углерода не будет заветной восьмерки электронов на внешнем уровне - четыре своих и два общих с атомом кислорода. Как быть? Очевидно, атому кислорода придется передать в общее пользование одну свою свободную электронную пару, т. е. выступить в качестве донора. Акцептором, разумеется, будет атом углерода:
т.е. ковалентных связей будет три, а оттянутых от углерода к кислороду электронов - два (с. о. +2).Связь в молекуле СО – ковалентная полярная. Число смещенных от углерода к кислороду электронов – два, значит степень окисления атома углерода +2. У атома углерода в молекуле СО имеется два свободных электрона, значит СО может участвовать в реакциях, проявляя восстановительные свойства. Такое возможно с такими окислителями как кислород, галогены и даже оксиды металлов
II Углекислый газ
Все четыре связи – ковалентные полярные и образовались за счет обобществления электронов атомами углерода и кислорода. Однако из-за линейного строения молекула CO 2 в целом неполярна. Проявляет окислительные свойства.
2 группа Физические свойства оксидов
Газ без цвета, без запаха (почувствовать его невозможно) - тем и коварен! Этот газ коварен еще и тем, что распределяется в воздухе равномерно. Мr (СО) = 28 и приблизительно равна Мr (воздуха) = 29 В воде нерастворим. Горит голубоватым пламенем. Ядовит, ПДК (СО) = 20 мг/м 3 Соединяясь с гемоглобином красных кровяных телец, переносчиков кислорода от легких к тканям организма, угарный газ вызывает кислородное голодание, и человек может погибнуть. При вдыхании воздуха, содержащего до 0,1% CO человек может потерять сознание и умереть. При отравлении наблюдается резкая потеря сознания, в тяжелых случаях - смерть. Угарный газ необратимо связывается с гемоглобином крови, препятствуя газообмену, человек - задыхается. Оказание помощи - дышать чистым кислородом, переливание крови. Где же можно встретить такого “монстра”? Наблюдать его можно в пламени свечи, топке. Присутствует он и в выхлопных газах двигателей внутреннего сгорания, и в сигаретном дыме. Образуется при сгорании большинства горючих материалов в условиях ограниченного доступа воздуха.
Газ без цвета, без запаха, хорошо растворим в воде, Мr(СО2) = 44. Сравним с Мr(воздуха) = 29. В 1,5 раза тяжелее воздуха. При t = - 76 0 С – сухой лёд.
Оказывает на человека наркотическое действие, раздражает кожу и слизистые оболочки, оказывает центральное сосудосуживающее и местное сосудорасширяющее действие, вызывает повышение содержания аминокислот в крови, ингибирует действие ферментов в тканях. ПДК (СО 2) = 30 мг/м 3 Для человека вреден как избыток его, так и недостаток. В небольших количествах (до 2%) углекислый газ стимулирует деятельность дыхательного центра. С увеличением концентрации возникают серьёзные расстройства, и при 10%-й концентрации дыхание останавливается, происходит потеря сознания, при 20% - паралич жизненных центров в течение нескольких секунд. К счастью, человек редко сталкивается с такими большими концентрациями СО 2 в воздухе (это возможно, например, в подвалах без вентиляции, где хранят сухой лёд).
Как помочь человеку, отравившемуся углекислым газом? - вывести на свежий воздух.
3 группа Химические свойства оксидов
I СО - горючий газ, горит голубым пламенем:
2CO +O 2 = 2CO 2 (углекислый газ) +577 кдж
CO +Cl 2 =COCl 2 (фосген)
Оксид углерода (II) может восстановить большинство металлов из их оксидов, например:
CO + СuО -> Сu+ CO 2
CO +FeO =CO 2 +Fe
СO +2H 2 =CH 3 OH (метанол)
II Углекислый газ – кислотный оксид, он взаимодействует с основными оксидами и основаниями с образованием кислых и средних солей, с некоторыми солями, водой:
CaО+ CO 2 -> CaCO 3
Ca(OH) 2 + CO 2 -> CaCO 3 + H 2 O (качественная реакция на CO 2)
Ca(OH) 2 + 2CO 2 -> Ca(HCO 3) 2
СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О -> Са(НСО 3) 2
СО 2 + Н 2 О = Н 2 СО 3
СО 2 – окислитель
а) СО 2 + С = 2СО
б)Магний способен гореть в атмосфере CO 2 , восстанавливая при этом углерод.
2Mg + CO 2 -> 2MgO+ C(500 0 C)
Не тушите загоревшуюся пиротехнику углекислотным огнетушителем!
Пероксид натрия поглощает углекислый газ:
2Na 2 O 2 + 2CO 2 -> 2Na 2 CO 3 +O 2 ^
Это реакцию используют в подводных лодках и в космических кораблях для регенерации воздуха.
Огромная масса углекислого газа превращается в органические вещества и кислород в результате фотосинтеза:
6CO 2 + 6H 2 O -> C 6 H 12 O 6 + 6O 2 ^
4 группа Получение оксидов и применение
1. В промышленности С + О 2 = 2СО
2. В лаборатории НСООН = Н 2 О + СО^
1. В промышленности СаСО 3 = СаО + СО 2 ^
2. В лаборатории СаСО 3 +2НСl=СаСl 2 +СО 2 ^+Н 2 О
Применение оксидов
1) Топливо.
2) Основная часть генераторного газа – одного из видов газообразного топлива.
3) Как восстановитель в металлургии.
4) Исходное вещество при синтезе органических веществ.
5) Применяется для обработки мяса животных и рыбы , придает им ярко красный цвет и свежий вид, не изменяя вкуса
6) Недавно выяснилось, что угарный газ может уменьшить поражение мозга при инсульте: по результатам исследований на мышах ученые установили, что лечение малыми дозами угарного газа может помочь ограничить повреждение головного мозга.
1) В производстве сахара, соды, газированных напитков;
2) Не поддерживает жизнедеятельность бактерий и плесени – в его атмосфере сохраняют продукты. Сухой лёд – для хранения продуктов.
3) В жидком виде – в огнетушителях;
4. Закрепление знаний и способов действий
Представители каждой группы освещают свой вопрос. Остальные слушают, заносят материал в таблицу, задают вопросы
5. Обобщение и систематизация знаний.
Учитель: давайте обобщение проведем в практическом применение полученных знаний
1. В вулканической зоне близ Неаполя находится “собачья пещера”. Страшная тайна долгое время будоражила воображение местного населения. Ответим на вопрос, прозвучавший в начале урока.
2. Лаборант нашей школы не уважает углекислый газ за то, что из-за него баночки с растворами щелочей невозможно открыть после школьных каникул. Объясните - почему лаборант обвиняет в этом углекислый газ?
3. Проблема очищения воздуха от углекислого газа на космических станциях и подводных лодках - больная проблема. Еще писатель-фантаст Ж. Верн пытался решить ее. А какой выход нашли современные ученые?
4. Шумная компания городских жителей решила отметить Новый год на природе, в деревенском домике с печкой. Когда дрова прогорели, они закрыли вьюшку у печки, не заглянув вовнутрь, чтобы, как они решили, тепло сохранилось дольше. Что могло случиться, но, к счастью, не произошло, так как дверь в домике очень часто была открыта?
5. Водитель, нарушая привычные для себя правила, заехал в гараж задним ходом, чтобы утром быстрее выехать. Но утром было очень холодно и водитель, не открыв ворота, решил прогреть двигатель. Через некоторое время случилось непредвиденное...
6. Основной вопрос урока “Оксиды углерода – друзья или враги?”
7. Объясните выражение: “Угорел в избе (бане)”.
8. Установите признак, объединяющий указанные объекты
9. Провести качественный анализ шипучих прохладительных напитков на содержание углекислого газа.
а. Собрать прибор для получения газов.
б.Определителем наличия углекислого газа является известковая вода.
в.Осторожно нагреть напиток, пропуская образующийся газ через известковую воду.
г. Наблюдается помутнение известковой воды. Образуется осадок белого цвета.
10. Известно, что при прохождении технического осмотра автомобиля водитель предоставляет справку о состоянии выхлопных газов автомобиля. Концентрация какого газа указывается в справке?
11. В большую открытую ёмкость поместили свечу и зажгли её (рис.1).
Свеча горела нормально.Затем по краю сосуда поместили кольцо из ваты и подожгли его.
Вата загорелась, и через несколько секунд свеча погасла (рис. 2). Объясните происходящее.
Рис. 1 Рис. 2
12. У вас есть все необходимое для проведения качественной реакции на оксид углерода (IV). Проделайте эту реакцию.
6. Закрепление знаний
“Пятый лишний”
У четырех веществ можно найти что-то общее, а пятое вещество выбивается из ряда, лишнее. Найдите это вещество.
1. Углерод, алмаз, графит, карбид, карбин.
2. Антрацит, торф, кокс, нефть, стекло.
3. Известняк, мел, мрамор, малахит, кальцит.
4. Кристаллическая сода, мрамор, поташ, каустик, малахит.
5. Фосген, фосфин, синильная кислота, цианид калия, сероуглерод
6. Морская вода, минеральная вода, дистиллированная вода, грунтовая вода, жесткая вода.
7. Известковое молоко, пушонка, гашеная известь, известняк, известковая вода.
8. Li 2 СО 3 ; (NH 4) 2 CO 3 ; СаСО 3 ; K 2 CO 3 , Na 2 CO 3 .
“Синонимы”
Напишите химические формулы веществ или их названия.
1. Генераторный газ-....
2. Парниковый газ – ...
3. Несолеобразующий оксид- .....
4. Соединение СО с гемоглобином – ...
5. Реактив на СО 2 – ...
6. “ Сухой лед” – ...
7. Компонент выхлопных газов автомобиля-.....
8. Условно ядовитый газ-.....
9. Природный газ – ...
“Антонимы”
Напишите химические термины, противоположные по значению предложенным.
1. Окислитель – ...
2. Донор электронов – ...
3. Кислотные свойства – ...
4. Ковалентная полярная связь – ...
5. Адсорбция – ...
6. Избыток – ...
7. Анион – .....
8. Металл – ...
9. Исходные вещества – ...
“Поиск закономерностей”
Установите признак, объединяющий указанные вещества и явления.
1. Алмаз, карбин, графит – ...
2. Стекло, цемент, кирпич – ...
3. Дыхание, гниение, извержение вулкана – ...
4. СО, NO, N 2 O- ...
5. NaHCO 3 ,СО, CaCO 3 , CO 2 , H 2 CO 3 – ...
“Крестики и нолики”. Определить выигрышные пути:
Вещества, с которыми взаимодействует оксид углерода (IV)
7. Подведение итогов
Что мы сегодня изучили на уроке и ответили ли на главный вопрос: оксиды углерода – друзья или враги?
8. Рефлексия
- Я узнал(а)....
- Я научился....
- Я почувствовал, что.....
- Мне это пригодится в жизни...
- На уроке я работал(а) .....
- Цели урока достиг(ла) .....
- Я получил(а) оценку-.........
9. Информация о домашнем задании
Дома посмотрите содержимое аптечки, ванной комнаты, кухни и найдите предметы бытовой химии, содержащие в своём составе СО 2 и другие соединения углерода. Заполнить таблицу до конца. П.30.
Благодарю вас за урок и те знания, которые вы сегодня показали. И пусть по жизни вас ведет мудрая русская поговорка: “Не стыдно не знать, стыдно не учить”. Урок окончен. До свидания!
Химические свойства: При обычных температурах углерод химически инертен, при достаточно высоких соединяется со многими элементами, проявляет сильные восстановительные свойства. Химическая активность разных форм углерода убывает в ряду: аморфный углерод, графит, алмаз, на воздухе они воспламеняются при температурах соответственно выше 300-500 °C, 600-700 °C и 850-1000 °C Степени окисления +4 (напр., CO 2), −4 (напр., CH 4), редко +2 (СО, карбонилы металлов), +3 (C 2 N 2); сродство к электрону 1,27 эВ; энергия ионизации при последовательном переходе от С 0 к С 4+ соответственно 11,2604, 24,383, 47,871 и 64,19 эВ.
Наиболее известны три оксидауглерода:
1)Монооксид углеродаCO (представляет собой бесцветный газ без вкуса и запаха. Горюч. Так называемый «запах угарного газа» на самом деле представляет собой запах органических примесей.)
2)Диоксид углеродаCO 2 (Не токсичен, но не поддерживает дыхание. Большая концентрация в воздухе вызывает удушье. Недостаток углекислого газа тоже опасен. Углекислый газ в организмах животных имеет и физиологическое значение, например, участвует в регуляции сосудистого тонуса)
3)Диоксид триуглеродаC 3 O 2 (цветный ядовитый газ с резким, удушливым запахом, легко полимеризующийся в обычных условиях с образованием продукта, нерастворимого в воде, жёлтого, красного или фиолетового цвета.)
Соединения с неметаллами имеют свои собственные названия - метан,тетрафторметан.
Продукты горения углерода в кислороде являются CO и CO 2 (монооксид углеродаидиоксид углеродасоответственно). Известен также неустойчивыйнедооксид углеродаС 3 О 2 (температура плавления −111 °C, температура кипения 7 °C) и некоторые другие оксиды (например C 12 O 9 , C 5 O 2 , C 12 O 12). Графит и аморфный углерод начинают реагировать с водородом при температуре 1200 °C, с фтором при 900 °C.
Углекислый газреагируетс водой , образуя слабую угольную кислоту- H 2 CO 3 , которая образует соли - карбонаты. На Земле наиболее широко распространены карбонатыкальция(минеральные формы -мел,мрамор,кальцит,известняки др.) имагния
43 Вопрос. Кремний
Кремний (Si) – стоит в 3 периоде, IV группе главной подгруппы периодич. системы.
Физ. св-ва: кремний существует в двух модификациях: аморфной и кристаллической. Аморфный кремний – порошок бурого цвета р-ряется в расплавах металлов. Кристаллич. кремний – это кристаллы темно-серого цвета, обладающие стальным блеском, твердый и хрупкий. Кремний состоит из трех изотопов.
Хим. св-ва: электронная конфигурация: 1s 2 2s 2 2p 6 3 s 2 3p 2 . Кремний – неметалл. На внешнем энергетич. ур-не кремний имеет 4 е, что обуславливает его степени окисления: +4, -4, -2. Валентность – 2, 4. Аморфный кремний обладает большей реакционной способностью, чем кристаллический. При обычных условиях он взаимодействует со фтором: Si + 2F 2 = SiF 4 .
Из к-т кремний взаимодействует только со смесью азотной и плавиковой кислот:
По отношению к металлам ведет себя по-разному: в расплавленных Zn, Al, Sn, Pb он хорошо растворяется, но не реагирует с ними; с другими расплавами металлов – с Mg, Cu, Fe кремний взаимодействует с образованием силицидов: Si + 2Mg = Mg2Si. Кремний горит в кислороде: Si + O2 = SiO2 (песок).
Получение: Свободн. кремний м.б.получен прокаливанием с магнием мелкого белого песка, который по хим. составу является почти чистым окислом кремния,SiO2+2Mg=2MgO+Si.
Оксид кремния(II)SiO - смолоподобное аморфное в-во, при обычных условиях устойчиво к действию кислорода. Относится к несолеобразующим оксидам. В природе SiO не встречается. Газообразный моноксид кремния обнаружен в газопылевых облаках межзвездных сред и на солнечных пятнах.Получение: Моноксид кремния можно получить, нагревая кремний в недостатке кислорода при температуре 2Si + O 2 нед → 2SiO. При нагревании в избытке кислорода образуется оксид кремния(IV) SiO2: Si + O 2 изб → SiO 2 .
Также SiO образуется при восстановлении SiO2 кремнием при высоких температурах: SiO 2 + Si → 2SiO.
Oксид кремния(IV)SiO2- бесцветные кристаллы , обладают высокой твёрдостью и прочностью.Св-ва: Относится к группе кислотн. оксидов.При нагревании взаимодействует с основн. оксидами и щелочами.Р-ряется в плавиковой к-те.SiO2 относится к группе стеклообразующих оксидов, т.е. склонен к образованию переохлажденного расплава - стекла.Один из лучших диэлектриков (электрич.ток не проводит).Имеет атомную кристал.решетку.
Нитрид- бинарное неорганич. хим.соединение, представляющее собой соединение кремния и азота Si 3 N 4 .Св-ва: Нитрид кремния обладает хорошими мех.и физ.-хим. св-вами. Благодаря нитридкремниевой связи значит. улучшаются эксплуатационные св-ва огнеупоров на основе карбида кремния, периклаза, форстерита и т. п. Огнеупоры на нитридной связке обладают высокой термо- и износостойкостью,имеют превосходную стойкость к растрескиванию,а также воздействию к-т, щелочей, агрессивных расплавов и паров металлов.
Хлорид кремния(IV)Четыреххлористый кремний - бесцветное в-во, хим. формула кот. SiCl 4 .Применяется в производстве кремний-органич. соединений; применяется для создания дымовых завес. Технич. четыреххлористый кремний предназначен для производства этилсиликатов, аэросила.
Карбид кремния - бинарное неорганич. хим. соединение кремния с углеродом SiC. В природе встречается в виде чрезвычайно редкого минерала - муассанита.
Диоксид кремния или кремнезем – стойкое соединение Si , широко распространен в природе. Реагирует со сплавлением его с щелочами, основными оксидами, образуя соли кремниевой кислоты – силикаты. Получение: в промышленности кремний в чистом виде получают восстановлением диоксида кремния коксом в электропечах: SiO 2 + 2С = Si + 2СO 2 .
В лаборатории кремний получают прокаливанием с магнием или алюминием белого песка:
SiO 2 + 2Mg = 2MgO + Si.
3SiO 2 + 4Al = Al 2 О 3 + 3Si.
Кремний образует к-ты: Н 2 SiO 3 – мета-кремниевая к-та; Н 2 Si 2 O 5 – двуметакремниевая к-та.
Нахождение в природе: минерал кварц – SiO2. Кристаллы кварца имеют форму шестигранной призмы, бесцветные и прозрачные, назыв.горным хрусталем. Аметист – горный хрусталь, окрашенный примесями в лиловый цвет; дымчатый топаз окрашен в буроватый цвет; агат и яшма – кристаллич. разновидности кварца. Аморфный кремнезем менее распространен и существует в виде минерала опала. Диатомит, трепел или кизельгур (инфузорная земля) – землистые формы аморфного кремния.Общ. формула кремниевых к-т – n SiO2? m H2O. В природе нах-ся в основном в виде солей, в свободн. форме выделены немногие, напр, HSiO (ортокремниевая) и H 2 SiO 3 (кремниевая или метакремниевая).
Получение кремниевой кислоты:
1) взаимодействие силикатов щелочн. металлов с к-тами: Na 2 SiO 3 + 2HCl = H 2 SiO 3 + 2NaCl;
2) кремневая к-та явл. термически неустойчивой: H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2 .
H 2 SiO 3 образует пересыщенные р-ры, в кот. в рез-те полимеризации образует коллоиды. Используя стабилизаторы, можно получить стойкие коллоиды (золи). Их используют в производстве. Без стабилизаторов из р-ра кремниевой к-ты образуется гель, осушив который можно получить силикагель (используют как адсорбент).
Силикаты – соли кремниевой к-ты. Силикаты распространены в природе, земная кора состоит в большинстве из кремнезема и силикатов (полевые шпаты, слюда, глина, тальк и др.). Гранит, базальт и другие горные породы имеют в своем составе силикаты. Изумруд, топаз, аквамарин – кристаллы силикатов. Растворимы только силикаты натрия и калия, остальные – нерастворимы. Силикаты имеют сложн. хим. состав: Каолин Al 2 O 3 ; 2SiO 2 ; 2H 2 O или H 4 Al 2 SiO 9 .
Асбест CaO; 3MgO; 4SiO 2 или CaMgSi 4 O 12 .
Получение: сплавление оксида кремния со щелочами или карбонатами.
Растворимое стекло – силикаты натрия и калия. Жидкое стекло – водн. р-ры силикатов калия и натрия. Его использ. для изготовления кислотоупорного цемента и бетона, керосинонепроницаемых штукатурок, огнезащитных красок. Алюмосиликаты – силикаты, содержащие алюминий (полевой шпат, слюда ). Полевые шпаты состоят помимо оксидов кремния и алюминия из оксидов калия, натрия, кальция. Слюды имеют в своем составе, кроме кремния и алюминия, еще водород, натрий или калий, реже – кальций, магний, железо. Граниты и гнейсы (горные породы) – сост. из кварца, полевого шпата и слюды. Горн. породы и минералы, находясь на пов-ти Земли, вступают во взаимодействие с водой и воздухом, что вызывает их изменение и разрушение. Этот процесс назыв. выветриванием .
Применение: силикатные породы (гранит) использ. как строительный материал, силикаты – в кач-ве сырья при производстве цемента, стекла, керамики, наполнителей; слюду и асбест – как электро– и термоизоляцию.
(IV ) (СО 2 , диоксид углерода, углекислый газ) представляет собой бесцветный газ без вкуса и запаха, который тяжелее воздуха и растворим в воде .
В обычных условиях твердый диоксид углерода переходит сразу в газообразное состояние, минуя состояние жидкости.
При большом количестве оксид углерода люди начинают задыхаться. Концентрация более 3% приводит к учащенному дыханию, а свыше 10 % наблюдается потеря сознания и смерть.
Химические свойства оксида углерода.
Оксид углерода - это ангидрид угольной кислоты Н 2 СО 3 .
Если пропускать оксид углерода через гидроксид кальция (известковая вода), то наблюдается выпадение осадка белого цвета:
Ca (OH ) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O,
Если углекислый газ взят в избытке, то наблюдается образование гидрокарбонатов, которые растворяются в воде:
CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2 ,
Которые потом распадаются при нагревании:
2KNCO 3 = K 2 CO 3 + H 2 O + CO 2
Применение оксида углерода.
Используют диоксид углерода в различных областях промышленности. В химическом производстве - как хладагент.
В пищевой промышленности используют его как консервант Е290. Хоть ему и присвоили «условно безопасный», на самом деле это не так. Медики доказали, что частое употребление в пищу Е290 приводит к накоплению токсичного ядовитого соединения. Поэтому надо внимательнее читать этикетки на продуктах.
Поговорим о том, как определить характер оксида. Начнем с того, что все вещества принято подразделять на две группы: простые и сложные. Простые вещества подразделяют на металлы и неметаллы. Сложные соединения делят на четыре класса: основания, оксиды, соли, кислоты.
Определение
Так как характер оксидов зависит от их состава, для начала дадим определение данному классу неорганических веществ. Оксиды представляют собой которые состоят из двух элементов. Особенность их в том, что кислород всегда располагается в формуле вторым (последним) элементом.
Самым распространенным вариантом считают взаимодействие с кислородом простых веществ (металлов, неметаллов). Например, при взаимодействии магния с кислородом образуется проявляющий основные свойства.
Номенклатура
Характер оксидов зависит от их состава. Существуют определенные правила, по которым называют такие вещества.
Если оксид образован металлами главных подгрупп, валентность не указывается. Например, оксид кальция СаО. Если же в соединении первым располагается металл подобной подгруппы, который обладает переменной валентностью, то она обязательно указывается римской цифрой. Ставится после названия соединения в круглых скобках. Например, существуют оксиды железа (2) и (3). Составляя формулы оксидов, нужно помнить о том, что сумма степеней окисления в нем должна быть равна нулю.
Классификация
Рассмотрим, как характер оксидов зависит от степени окисления. Металлы, имеющие степень окисления +1 и +2, образуют с кислородом основные оксиды. Специфичной особенностью таких соединений является основный характер оксидов. Такие соединения вступают в химическое взаимодействие с солеобразующими оксидами неметаллов, образуя с ними соли. Кроме того, реагируют с кислотами. Продукт взаимодействия зависит от того, в каком количестве были взяты исходные вещества.
Неметаллы, а также металлы со степенями окисления от +4 до +7, образуют с кислородом кислотные оксиды. Характер оксидов предполагает взаимодействие с основаниями (щелочами). Результат взаимодействия зависит от того, в каком количестве была взята исходная щелочь. При ее недостатке в качестве продукта взаимодействия образуется кислая соль. Например, в реакции оксида углерода (4) с гидроксидом натрия образуется гидрокарбонат натрия (кислая соль).
В случае взаимодействия кислотного оксида с избыточным количеством щелочи продуктом реакции будет средняя соль (карбонат натрия). Характер кислотных оксидов зависит от степени окисления.
Они подразделяются на солеобразующие оксиды (в которых степень окисления элемента равна номеру группы), а также на безразличные оксиды, не способные образовывать соли.
Амфотерные оксиды
Есть и амфотерный характер свойств оксидов. Суть его заключается во взаимодействии этих соединений и с кислотами, и со щелочами. Какие оксиды проявляют двойственные (амфотерные) свойства? К ним относят бинарные соединения металлов со степенью окисления +3, а также оксиды бериллия, цинка.
Способы получения
Существуют различные способы Самым распространенным вариантом считают взаимодействие с кислородом простым веществ (металлов, неметаллов). Например, при взаимодействии магния с кислородом образуется проявляющий основные свойства.
Кроме того, получить оксиды можно и при взаимодействии сложных веществ с молекулярных кислородом. Например, при горении пирита (сульфида железа 2) можно получить сразу два оксида: серы и железа.
Еще одним вариантом получения оксидов считается реакция разложения солей кислородсодержащих кислот. Например, при разложении карбоната кальция можно получить углекислый газ и оксид кальция
Основные и амфотерные оксиды образуются и при разложении нерастворимых оснований. Например, при прокаливании гидроксида железа (3) образуется оксид железа (3), а также водяной пар.
Заключение
Оксиды являются классом неорганических веществ, имеющем широкое промышленное применение. Они используются в строительной сфере, фармацевтической промышленности, медицине.
Кроме того, амфотерные оксиды часто используют в органическом синтезе в качестве катализаторов (ускорителей химических процессов).