Теория металлургических процессов
| 2.1 Реакция взаимодействия углерода с углекислым газом |
Взаимодействие углерода с углекислым газом протекает по реакции
Рассматриваемая система состоит из двух фаз – твердого углерода и газа (f = 2). Три взаимодействующих вещества связаны между собой одним уравнением реакции, следовательно, количество независимых компонентов k = 2. Согласно правилу фаз Гиббса число степеней свободы системы будет равно
С = 2 + 2 – 2 = 2 .
Это означает, что равновесные концентрации СО и СО2 являются функциями температуры и давления.
Реакция (2.1) является эндотермической. Поэтому согласно принципу Ле Шателье повышение температуры смещает равновесие реакции в направлении образования дополнительного количества СО.
При протекании реакции (2.1) расходуется 1 моль СО2, который при нормальных условиях имеет объем 22400 см3, и 1 моль твердого углерода объемом 5,5 см3. В результате реакции образуется 2 моля СО, объем которых при нормальных условиях равен 44800 см3.
Из приведенных выше данных об изменении объема реагентов при протекании реакции (2.1) следует:
- Рассматриваемое превращение сопровождается увеличением объема взаимодействующих веществ. Поэтому в соответствии с принципом Ле Шателье повышение давления будет способствовать протеканию реакции в направлении образования СО2.
- Изменение объема твердой фазы пренебрежимо мало в сравнении с изменением объема газа. Поэтому для гетерогенных реакций с участием газообразных веществ с достаточной точностью можно считать, что изменение объема взаимодействующих веществ определяется только количеством молей газообразных веществ в правой и левой частях уравнения реакции.
Константа равновесия реакции (2.1) определяется из выражения
Если в качестве стандартного состояния при определении активности углерода принять графит, то аС = 1
Численное значение константы равновесия реакции (2.1) можно определить из уравнения
Данные о влиянии температуры на величину константы равновесия реакции приведены в таблице 2.1.
Таблица 2.1 – Значения константы равновесия реакции (2.1) при различных температурах
Из приведенных данных видно, что при температуре около 1000К (700оС) константа равновесия реакции близка к единице. Это означает, что в области умеренных температур реакция (2.1) практически полностью обратима. При высоких температурах реакция необратимо протекает в направлении образования СО, а при низких температурах в обратном направлении.
Если газовая фаза состоит только из СО и СО2, выразив парциальные давления взаимодействующих веществ через их объемные концентрации, уравнение (2.4) можно привести к виду
Решение уравнения (2.6) позволяет рассчитать (%СО) в равновесной газовой смеси при различных температурах и давлениях.
В промышленных условиях СО и СО2 получают в результате взаимодействия углерода с кислородом воздуха или дутья, обогащенного кислородом. При этом в системе появляется еще один компонент – азот. Введение азота в газовую смесь влияет на соотношение равновесных концентраций СО и СО2 аналогично уменьшению давления.
Из уравнения (2.6) видно, что состав равновесной газовой смеси является функцией температуры и давления. Поэтому решение уравнения (2.6) графически интерпретируется при помощи поверхности в трехмерном пространстве в координатах Т, Pобщ и (%СО). Восприятие такой зависимости затруднено.
Значительно удобнее изображать ее в виде зависимости состава равновесной смеси газов от одной из переменных при постоянстве второго из параметров системы. В качестве примера на рисунке 2.1 приведены данные о влиянии температуры на состав равновесной газовой смеси при Pобщ = 105 Па.
При известном исходном составе смеси газов судить о направлении протекания реакции (2.1) можно при помощи уравнения
Если давление в системе остается неизменным, соотношение (2.7) можно привести к виду
Рисунок 2.1 – Зависимость равновесного состава газовой фазы для реакции С + СО2 = 2СО от температуры при PCO+PCO2 = 105 Па.
- а G > 0. Таким образом, точки выше равновесной кривой характеризуют системы, приближение которых к состоянию термодинамического равновесия протекает по реакции
- Аналогичным образом можно показать, что точки ниже равновесной кривой характеризуют системы, которые приближаются к равновесному состоянию по реакции
- На рисунке 2.1 можно выделить следующие три области:
- 1 – область низких температур (до 400оС). При низких температурах содержание СО2 в составе равновесной смеси газов приближается к 100%. Поэтому при низких температурах существуют термодинамические предпосылки для необратимого протекания реакции в направлении распада СО (в реальных условиях распад СО может не наблюдаться по причинам кинетического характера).
- 2 – область умеренных температур (400 – 1000оС). В этой области равновесный газ содержит соизмеримые количества СО и СО2, а реакция является практически полностью обратимой.
- 3 – область высоких температур (более 1000оС). В этой области содержание СО в равновесном газе приближается к 100%. Это означает, что в присутствии твердого углерода СО2 не устойчив и должен полностью превращаться в СО.
| 2.1 Реакция взаимодействия углерода с углекислым газом |
Углерод
Углерод — неметаллический элемент IV группы периодической таблицы Д.И. Менделеева, является важнейшей частью всех органических веществ в природе.
Общая характеристика элементов IVa группы
От C к Pb (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.
Из элементов IVа группы углерод и кремний относятся к неметаллам, германий, олово и свинец — металлы.
Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns2np2:
- C — 2s22p2
- Si — 3s23p2
- Ge — 4s24p2
- Sn — 5s25p2
- Pb — 6s26p2
Природные соединения
В природе углерод встречается в виде следующих соединений:
- Аллотропных модификаций — графит, алмаз, фуллерен
- MgCO3 — магнезит
- CaCO3 — кальцит (мел, мрамор)
- CaCO3*MgCO3 — доломит
Получение
Углерод получают в ходе пиролиза углеводородов (пиролиз — нагревание без доступа кислорода). Также применяется получение углеродистых соединений: древесины и каменного угля.
C2H6 → (t) C + H2 (пиролиз этана)
Химические свойства
- Реакции с неметаллами
- При нагревании углерод реагирует со многими неметаллами: водородом, кислородом, фтором.
- C + H2 → (t) CH4 (метан)
- 2С + O2 → (t) 2CO (угарный газ — продукт неполного окисления углерода, образуется при недостатке кислорода)
- С + O2 → (t) CO2 (углекислый газ — продукт полного окисления углерода, образуется при достаточном количестве кислорода)
- С + F2 → (t) CF4
- Реакции с металлами
- Ca + C → CaC2 (карбид кальция, СО углерода = -1)
- Al + C → Al4C3 (карбид алюминий, СО углерода -4)
- Очевидно, что степень окисления углерода в соединении с различными металлами может отличаться.
- Восстановительные свойства
- Углерод — хороший восстановитель. С помощью него металлургическая промышленность справляется с задачей получения чистых металлов из их оксидов:
- Fe2O3 + C → Fe + CO2
- ZnO + C → Zn + CO
- FeO + C → Fe + CO
- Углерод восстанавливает не только металлы из их оксидов, но и неметаллы подобным образом:
- SiO2 + C → (t) Si + CO
- Может восстановить и собственный оксид:
- CO2 + C → CO
- Реакция с водой
- Реакции с кислотами
- В реакциях с кислотами углерод проявляет себя как восстановитель:
- C + HNO3(конц.) → (t) CO2 + NO2 + H2O
- C + HNO3 → CO2 + NO + H2O
- C + H2SO4(конц.) → CO2 + SO2 + H2O
При нагревании углерод реагирует с металлами, проявляя свои окислительные свойства. Напомню, что металлы могут принимать только положительные степени окисления.
Известная реакция взаимодействия угля с водяным паром, называемая также газификацией угля, торфа, сланца — крайне важна в промышленности:
C + H2O → CO↑ + H2↑
Оксид углерода II — СO
Оксид углерода II — продукт неполного окисления углерода. Несолеобразующий оксид. Это чрезвычайно опасное вещество часто образуется при пожарах в замкнутых помещениях, при прогревании машины в гараже.
Растворяясь в крови угарный газ (имеющий в 300 раз большее сродство к гемоглобину, чем кислород) легко выигрывает конкуренцию у кислорода и занимает его место в эритроцитах. Отравление угарным газом нередко заканчивается летальным исходом.
- Получение
- В промышленности угарный газ получают восстановлением оксида углерода IV или газификацией угля (t = 1000 °С).
- CO2 + C → (t) CO
- C + H2O → (t) CO + H2
- В лаборатории угарный газ получают при разложении муравьиной кислоты в присутствии серной:
- HCOOH → (H2SO4) CO + H2O
- Химические свойства
- Полностью окисляется до углекислого газа в реакции с кислородом, восстанавливает оксиды металлов.
- CO + O2 → CO2
- Fe2O3 + CO → Fe + CO2
- FeO + CO → Fe + CO2
- Образование карбонилов — чрезвычайно токсичных веществ.
- Fe + CO → (t) Fe(CO)5
Оксид углерода IV — CO2
Продукт полного окисления углерода. Относится к кислотным оксидам, соответствует угольной кислоте H2CO3. Бесцветный газ, без запаха.
- Получение
- В промышленности углекислый газ получают при разложении известняка, в ходе производства алкоголя, при спиртовом брожении глюкозы.
- CaCO3 → (t) CaO + CO2↑
- C6H12O6 → C2H5OH + CO2↑
- В лабораторных условиях используют реакцию мела (мрамора) с соляной кислотой.
- CaCO3 + HCl → CaCl2 + H2O + CO2↑
- Углекислый газ образуется при горении органических веществ:
- C3H8 + O2 → CO2 + H2O
Химические свойства
- Реакция с водой
- Реакции с основными оксидами и основаниями
- В ходе реакций с основаниями и основными оксидами углекислый газ образует соли угольной кислоты: средние — карбонаты (при избытке основания), кислые — гидрокарбонаты (при избытке кислотного оксида).
- 2KOH + CO2 → K2CO3 + H2O (соотношение основание — кислотный оксид 2:1)
- KOH + CO2 → KHCO3 (соотношение основание — кислотный оксид 1:1)
- Na2O + CO2 → Na2CO3
- Окислительные свойства
В результате реакции с водой образуется нестойкая угольная кислота, которая сразу же распадается на воду и углекислый газ. CO2 + H2O ⇄ H2CO3
При нагревании способен окислять металлы до их оксидов.
Zn + CO2 → (t) ZnO + CO
Угольная кислота
Слабая двухосновная кислота, существующая только в растворах, разлагается на воду и углекислый газ.
Химические свойства
- Качественная реакция
- Это можно легко объяснить, вспомнив про способность угольной кислоты образовывать кислые соли, которые растворимы.
- Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 (осадок выпадает)
- CaCO3 + H2O + CO2 → Ca(HCO3)2 (осадок растворяется)
- Средние и кислые соли
- Li2CO3 + CO2 + H2O → LiHCO3 (средняя соль + кислота = кислая соль)
- Чтобы вернуть среднюю соль, следует добавить к кислой соли щелочь.
- LiHCO3 + LiOH → Li2CO3 + H2O
- Нагревание солей угольной кислоты
- При нагревании карбонаты распадаются на соответствующий оксид металла и углекислый газ, гидрокарбонаты — на карбонат металла, углекислый газ и воду.
- MgCO3 → (t) MgO + CO2
- KHCO3 → (t) K2CO3 + CO2↑ + H2O
Определить наличие карбонат-иона можно с помощью кислоты: такая реакция сопровождается «закипанием» — появлением пузырьков бесцветного газа без запаха. MgCO3 + HCl → MgCl2 + CO2↑ + H2O Я не раз встречал описание реакций, связанных с этой кислотой, которое заслуживает нашего внимания. В задании было сказано, что при добавлении к раствору гидроксида кальция углекислого газа осадок появлялся, при дальнейшем пропускании углекислого газа — помутнение исчезало.
Чтобы сделать из средней соли (карбоната) — кислую соль (гидрокарбонат) нужно добавить угольную кислоту. Однако написать ее формулу H2CO3 — ошибка. Ее следует записать в виде воды и углекислого газа.
Оксиды углерода — урок. Химия, 9 класс
Оксид углерода((II)), или угарный газ
Оксид углерода((II)) CO образуется при неполном сгорании топлива. Это бесцветный газ без запаха. Он плохо растворяется в воде ((2,3) см³ в (100) см³ при (20) °С). Оксид углерода((II)) очень ядовит. При вдыхании его молекулы связываются с гемоглобином крови и препятствуют переносу кислорода.
Оксид углерода((II)) относится к несолеобразующим оксидам. При обычных условиях он не реагирует с водой, кислотами и основаниями.
Является сильным восстановителем. Восстановительные свойства проявляет в реакциях с оксидами металлов и кислородом. Оксид углерода((II)) отнимает кислород от оксидов металлов. В результате реакции образуются металл и углекислый газ:
- Cu+2O+C+2O=tCu0+C+4O2.
- Оксид углерода((II)) горит на воздухе голубым пламенем:
- 2C+2O+O02=t2C+4O−22.
- В реакции выделяется большое количество тепла.
Оксид углерода((IV)), или углекислый газ
Оксид углерода((IV)) CO2 — бесцветный газ без запаха. Он примерно в (1,5) раза тяжелее воздуха.
Малорастворим в воде (при комнатной температуре в (1) объёме воды растворяется (0,88) объёма CO2).
При охлаждении и повышенном давлении углекислый газ превращается в твёрдое вещество — «сухой лёд», который способен возгоняться, т. е. из твёрдого состояния переходить сразу в газообразное.
Рис. (1). Сухой лёд
Оксид углерода((IV)) — типичный кислотный оксид. Он взаимодействует с водой, основными оксидами и щелочами. В реакции с водой образуется неустойчивая угольная кислота:
- CO2+H2O⇄H2CO3.
- В реакциях с основными оксидами и щелочами образуются карбонаты:
- CO2+CaO=CaCO3,
- CO2+2NaOH=Na2CO3+H2O.
- При взаимодействии щёлочи с избытком углекислого газа образуются гидрокарбонаты:
- CO2+NaOH=NaHCO3.
- В углекислом газе степень окисления углерода максимальная, поэтому он может проявлять окислительные свойства. Так, магний горит в атмосфере углекислого газа:
- C+4O2+2Mg0=t2Mg+2O+C0.
- Получение:
- в лаборатории углекислый газ получают действием кислот на карбонаты:
CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2↑.
- В промышленности для его получения используют прокаливание известняка:
- CaCO3=tCaO+CO2↑.
- В природе углекислый газ образуется при дыхании и сгорании топлива, при гниении и тлении органических веществ, а поглощается растениями в процессе фотосинтеза.
- Угарный газ используется:
- в качестве топлива;
- как восстановитель в производстве чугуна;
- для получения метанола.
Углекислый газ применяется:
- в производстве газированных напитков;
- для тушения пожаров;
- для охлаждения пищевых продуктов («сухой лёд»).
Источники:
Рис. 1. Сухой лёд © ЯКласс
2.3.4. Химические свойства углерода и кремния
Углерод способен образовывать несколько аллотропных модификаций. Это алмаз (наиболее инертная аллотропная модификация), графит, фуллерен и карбин.
Древесный уголь и сажа представляют собой аморфный углерод. Углерод в таком состоянии не имеет упорядоченной структуры и фактически состоит из мельчайших фрагментов слоев графита. Аморфный углерод, обработанный горячим водяным паром, называют активированным углем.
1 грамм активированного угля из-за наличия в нем множества пор имеет общую поверхность более трехсот квадратных метров! Благодаря своей способности поглощать различные вещества активированный уголь находит широкое применение как наполнитель фильтров, а также как энтеросорбент при различных видах отравлений.
С химической точки зрения аморфный углерод является наиболее активной его формой, графит проявляет среднюю активность, а алмаз является крайне инертным веществом. По этой причине, рассматриваемые ниже химические свойства углерода следует прежде всего относить к аморфному углероду.
Восстановительные свойства углерода
Как восстановитель углерод реагирует с такими неметаллами как, например, кислород, галогены, сера.
В зависимости от избытка или недостатка кислорода при горении угля возможно образование угарного газа CO или углекислого газа CO2:
При взаимодействии углерода со фтором образуется тетрафторид углерода:
При нагревании углерода с серой образуется сероуглерод CS2:
Углерод способен восстанавливать металлы после алюминия в ряду активности из их оксидов. Например:
Также углерод реагирует и с оксидами активных металлов, однако в этом случае наблюдается, как правило, не восстановление металла, а образование его карбида:
Взаимодействие углерода с оксидами неметаллов
Углерод вступает в реакцию сопропорционирования с углекислым газом CO2:
Одним из наиболее важных с промышленной точки зрения процессов является так называемая паровая конверсия угля. Процесс проводят, пропуская водяной пар через раскаленный уголь. При этом протекает следующая реакция:
При высокой температуре углерод способен восстанавливать даже такое инертное соединение как диоксид кремния. При этом в зависимости от условия возможно образование кремния или карбида кремния (карборунда):
- Также углерод как восстановитель реагирует с кислотами окислителями, в частности, концентрированными серной и азотной кислотами:
Окислительные свойства углерода
- Химический элемент углерод не отличается высокой электроотрицательностью, поэтому образуемые им простые вещества редко проявляют окислительные свойства по отношению к другим неметаллам.
- Примером таких реакций является взаимодействие аморфного углерода с водородом при нагревании в присутствии катализатора:
- а также с кремнием при температуре 1200-1300 оС:
Окислительные свойства углерод проявляет по отношению к металлам.
Углерод способен реагировать с активными металлами и некоторыми металлами средней активности. Реакции протекают при нагревании:
- Карбиды активных металлов гидролизуются водой:
- а также растворами кислот-неокислителей:
- При этом образуются углеводороды, содержащие углерод в той же степени окисления, что и в исходном карбиде.
Химические свойства кремния
Кремний может существовать, как и углерод в кристаллическом и аморфном состоянии и, также, как и в случае углерода, аморфный кремний существенно более химически активен, чем кристаллический.
Иногда аморфный и кристаллический кремний, называют его аллотропными модификациями, что, строго говоря, не совсем верно. Аморфный кремний представляет собой по сути конгломерат беспорядочно расположенных друг относительно друга мельчайших частиц кристаллического кремния.
Взаимодействие кремния с простыми веществами
неметаллами
- При обычных условиях кремний ввиду своей инертности реагирует только со фтором:
- С хлором, бромом и йодом кремний реагирует только при нагревании.
При этом характерно, что в зависимости от активности галогена, требуется и соответственно различная температура:
- Так с хлором реакция протекает при 340-420 оС:
- С бромом – 620-700 оС:
- С йодом – 750-810 оС:
- Все галогениды кремния легко гидролизуются водой:
- а также растворами щелочей:
- Реакция кремния с кислородом протекает, однако требует очень сильного нагревания (1200-1300оС) ввиду того, что прочная оксидная пленка затрудняет взаимодействие:
- При температуре 1200-1500 оС кремний медленно взаимодействует с углеродом в виде графита с образованием карборунда SiC – вещества с атомной кристаллической решеткой подобной алмазу и почти не уступающего ему в прочности:
- С водородом кремний не реагирует.
металлами
Ввиду своей низкой электроотрицательности кремний может проявлять окислительные свойства лишь по отношению к металлам. Из металлов кремний реагирует с активными (щелочными и щелочноземельными), а также многими металлами средней активности. В результате такого взаимодействия образуются силициды:
- Силициды активных металлов легко гидролизуются водой или разбавленными растворами кислот-неокислителей:
- При этом образуется газ силан SiH4 – аналог метана CH4.
Взаимодействие кремния со сложными веществами
- С водой кремний не реагирует даже при кипячении, однако аморфный кремний взаимодействует с перегретым водяным паром при температуре около 400-500оС. При этом образуется водород и диоксид кремния:
- Из всех кислот кремний (в аморфном состоянии) реагирует только с концентрированной плавиковой кислотой:
- Кремний растворяется в концентрированных растворах щелочей. Реакция сопровождается выделением водорода:
Реакции с участием оксида и диоксида углерода
Диоксид углерода в смысле доступности и опасности отличается от CO радикально. Колоссальные количества этого вещества находятся в атмосфере и ежесекундно вырабатываются при сжигании топлива и жизнедеятельности живых организмов. Проблема глобального потепления как раз и связана с значительным повышением концентрации диоксида углерода в атмосфере по причине деятельности человека.
Любители спорить с этим как-то совершенно не учитывают тот очевидный факт, что человечество за сто с небольшим лет достало из недр земли и вернуло в атмосферу то, что в этих недрах накапливалось миллионами лет, уходя как раз из атмосферы за счёт фотосинтеза и захоронения растительных остатков на больших глубинах.
Тут как раз неплохо бы не доказывать, почему в атмосфере так сильно возрос уровень углекислоты, а желающим это опровергнуть – попробовать объяснить, куда подевался такой чудовищный объём возвращённого в атмосферу углекислого газа, и как может такое быть, что такое кратковременное изменение состава атмосферы вообще не имеет последствий.
А объём действительно чудовищный, ведь львиная доля потребностей всего человечества в энергии была покрыта за счёт сжигания ископаемого топлива.
Многим приходит в голову идея, что углекислый газ нужно из атмосферы забирать. А куда девать? Самое надёжное было бы отправить обратно в глубины земли. Но как это сделать совершенно непонятно.
И поскольку человек – существо недальновидное, но промысловатое, рождаются идеи как бы не просто углекислый газ из атмосферы забирать, но ещё что-то полезное из этого делать, что можно хорошо продать и тем самым покрыть расходы на это производство, да еще и наварить немного.
Получить пока из CO2 ничего особенного не удалось, но саму эту идею удалось хорошо продать политикам разных стран и чиновникам международных организаций так, что исследования в этой области в последние 10 лет стали финансировать не просто щедро, а прямо баснословно щедро.
В научных журналах последних 10 лет просто глаза рябит от статей про новые реакции из CO2, и в начале почти каждой такой статьи будет обязательно написано про благородную цель избавить человечество от медленного поджаривания и одновременное получение ценнейших материалов, лекарств, полимеров, и т.п. Большинство таких исследований производят совершенно комическое впечатление.
Что-то полезное в них подчас действительно получается, но авторы умудряются не замечать двух вещей: мизерных потребностей человечества в предлагаемых продуктах и огромных затрат материалов и энергии на осуществление предлагаемой реакции.
Проблема в том, что CO2 из атмосферы нужно убирать в масштабах десятков гигатонн, а всё производство органической продукции химической промышленности оценивается величинами в сто раз меньшими.
Поэтому даже в совершенно фантастическом варианте, когда вообще все органические материалы будут получать из CO2, количество забранного из атмосферы на эти цели диоксида углерода было бы пренебрежимо мало и на баланс углерода серьёзного влияния бы не оказало.
Точность современных оценок этого баланса гораздо больше, чем эти количества, и титанических усилий планета наша просто не заметила бы. Но, увы, это ещё не всё. На любой химический процесс тратится очень много энергии и материалов. В расчётах все такие затраты пересчитывают на затраченную энергию, и делают простую оценку, сколько CO2 при этом будет выброшено обратно в атмосферу – это называется “углеродным следом” продукции или процесса. Проблема ведь в том, что энергию до сих пор в основном получают сжиганием ископаемого топлива. Можно просто взять энергетические и топливные балансы крупных стран, чтобы в этом убедиться. Да, когда-нибудь энергию будут получать целиком из возобновляемых источников с нулевым углеродным следом. Но тогда и выброс CO2 в атмосферу уменьшится действительно радикально, планета придёт к новому балансу, и смысла забирать из атмосферы углекислоту не будет.
Очень забавный пример уровня таких рассуждений – часто приводимый пример того, что диоксид углерода уже используется в больших масштабах в промышленности – производство карбамида, то есть мочевины из аммиака и углекислого газа. Это действительно очень крупномасштабный процесс.
И мочевина совершенно официально считается органическим соединением, и даже более того – первым органическим соединением, полученным синтезом из более простых, официально неорганических соединений. Считается, что именно с этой реакции, реакции Вёлера, идёт вся органическая химия как наука.
Это всё очень трогательно, если забыть, для чего используется получаемая таким образом мочевина. Но – это удобрение, азотное удобрение, очень хорошее. И первое, что с ним происходит, когда оно попадает в почву – расщепление микроорганизмами на ион аммония и – диоксид углерода.
Это Бог дал – Бог и взял. А у нас всё наоборот – углекислый газ взяли – углекислый газ и отдали. Ну, хоть растения растут, но CO2 вернулся в атмосферу.
На самом деле даже в гораздо больших количествах, чем взяли, потому что аммиак, необходимый для этой реакции, образуется очень энергозатратным синтезом Габера-Боша, имеющим очень большой углеродный след.
Всё это безусловно не значит, что заниматься химией CO2 не стоит. Химией вообще заниматься стоит, но именно с целью получения полезных материалов и веществ. Если будет хороший процесс с использованием углекислоты – очень хорошо.
Пока с этим не очень хорошо, но нас должна вдохновлять Природа, которая очень хорошо справляется с CO2 – для неё это основной источник углерода (carbon feedstock) для синтеза всех органических соединений, и это не только фотосинтез, но и довольно многочисленные реакции ферментативного карбоксилирования.
Соединения углерода
Способы получения угарного газа
В промышленности угарный газ получают:
- при пропускании воздуха через раскаленный уголь:
C + O2 → CO2
CO2 + C → 2CO
- паровая конверсия метана – взаимодействие перегретого водяного пара (температура – 800-900ºС) с метаном. В качестве катализаторов используют Ni, MgO, Al2O3:
СН4 + Н2O → СО + 3Н2
- взаимодействие метана с углекислым газом (температура – 800-900ºС, кат. – Ni, MgO, Al2O3):
СН4 + CO2 → 2СО + 2Н2
- горение углерода в недостатке кислорода (неполное окисление углерода):
2C + O2 → 2CO
- неполное окисление метана:
2СН4 + О2 → 2СО + 4Н2
В лаборатории угарный газ можно получить:
- Нагреванием муравьиной кислоты в присутствии концентрированной серной кислоты:
НСООН → CO + H2O
- Нагреванием щавелевой кислоты в присутствии концентрированной серной кислоты:
- H2C2O4 → CO + CO2 + H2O
- Химические свойства угарного газа
- СО – несолеобразующий оксид
- Формально СО
можно рассматривать как ангидрид муравьиной кислоты, т.к. он образуется при
дегидратации муравьиной кислоты:
- НСООН → CO + H2O
- А также
образование формиата натрия в реакции с гидроксидом натрия при высоком
давлении: - CO + NaOH → HCOONa
- Однако при обычных условиях он не вступает в реакции с
водой, кислотами и щелочами, поэтому относится к типу несолеобразующих оксидов. - Является сильным восстановителем, поэтому реагирует с окислителями:
- Горит синим пламенем в атмосфере кислорода:
2СO + O2→ 2CO2
- Окисляется
хлором в присутствии катализатора или под
действием света с образованием ядовитого газа фосгена:
CO + Cl2 → COCl2
- Окисляется другими сильными окислителями до углекислого газа или
карбонатов:
CO + Na2O2→ Na2CO3
- Восстанавливает
металлы из оксидов (при Т~300 — 1500ºС):
- СО + CuO → Cu + CO2
- СО + NiO → Ni + CO2
- 4CO + Fe3O4→ 3Fe + 4CO2
- Восстановление
водорода из воды в присутствии катализатора Fe, Cr при температуре 400-500 ºС:
СО + Н2О= CO2 + Н2
- Восстановление некоторых благородных металлов из солей:
СО + PdCl2 + Н2О→ Pd + CO2 + 2HCl
- Взаимодействие с водородом при повышенном давлении. Из синтез-газа (смеси угарного газа и водорода) при определенных условиях (P, T, kt) можно получить метанол, метан, или другие углеводороды:
- СО + 2Н2 → СН3ОН
- СО + 3Н2 → СН4 +
Н2О - nСО + (2n+1)Н2 → СnН2n+2 + nН2О
- Образование
карбонилов металлов при
нагревании:
4СO + Ni = [Ni(СO)4]
4СO + Fe = [Fe(СO)5]
- Образование
карбоксигемоглобина при
связывании угарного газа с гемоглобином крови подобно кислороду:
HbO2 + CO = HbCO + O2
Этим свойством СО и объясняется его
высокая токсичность для организма человека.
Диоксид углерода (углекислый газ)
Способы получения углекислого газа
- CO2 – Конечный продукт окисления органических веществ в клетках аэробных организмов
- Образуется
при действии сильных
кислот на карбонаты
(растворимые и нерастворимые) и гидрокарбонаты
металлов:
CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2
NaHCO3 + HBr → NaBr +H2O +CO2
- При взаимодействии растворимых карбонатов с растворимыми солями алюминия, железа (III) и хрома (III), которые необратимо гидролизуются в водном растворе:
2AlCl3 + 3K2CO3 + 3H2O → 2Al(OH)3↓ + CO2↑ + 6KCl
- При
термическом разложении нерастворимых
карбонатов и при разложении растворимых гидрокарбонатов:
CaCO3 → CaO + CO2
2NaHCO3 → Na2CO3 + H2O +CO2
- При сжигании всех видов топлив:
СxHy + O2 = H2O + CO2
- При
спиртовом брожении глюкозы под действием ферментов:
- С6H12O6 → 2CO2 + 2C2H5OH
- Химические свойства углекислого газа
- Углекислый
газ — типичный кислотный
оксид. Проявляет слабые окислительные
свойства
- Качественная реакция на углекислый газ — помутнение известковой воды:
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O
- Взаимодействует с водой, но реакция сильно обратима, и с водой соединяется лишь 1% молекул угольной кислоты:
CO2 + H2O ↔ H2CO3
- С основными оксидами и сильными основаниями (щелочами), с образованием карбонатов или гидрокарбонатов. При этом возможно образование как кислых, так и средних солей:
- Na2O + CO2 → 2Na2CO3
- KOH + CO2 → KHCO3
- 2KOH + CO2 → K2CO3+ H2O
- С карбонатами, с образованиемгидрокарбонатов:
Na2CO3 + CO2+ H2O → 2NaHCO3
- С водными растворами солей, образованными кислотами, слабее угольной (очень слабые кислоты):
Na2SiO3 + CO2 + H2O = H2SiO3 + Na2CO3
C6H5OK + CO2+ H2O → C6H5OH + KHCO3
- С
некоторыми восстановителями:
- CO2 + 3H2 → 2CН3OН + H2O
- CO2 + C → 2CO
- 2Мg +
CO2→C
+ 2MgO
Внимание! Магнийгорит в атмосфере углекислого газа, поэтому горящий магний нельзя тушить углекислотными огнетушителями.
- В листьях растений на свету из CO2 и H2O образуются углеводы и кислород:
nCO2 + mH2O = Cn(H2O)m + nO2
- С пероксидом натрия, с образованием карбоната натрия:
2CO2 + 2Na2O2 → 2Na2CO3 + O2
- Синтез карбамида (мочевины):
CO2 + 2NH3 = CO(NH2)2 + H2O
- Получение питьевой соды по методу Сольвэ:
NaCl + CO2 + NH3 + H2O= NaHCO3 + NH4Cl
Угольная кислота и карбонаты
- Химические свойства угольной кислоты и карбонатов
- Угольная
кислота – слабая двухосновная
кислота - Угольная кислота существует только в водном растворе, где количество ее
молекул и анионов в сотни раз меньше, чем количество растворенных молекул
углекислого газа CO2
- Диссоциирует по 2-м ступеням с образованием гидрокарбонат- и карбонат ионов:
- H2CO3 ↔ H+ + НCO3—
- НCO3— ↔ H+ + CO32-
- H2CO3 как индивидуальное соединение неустойчиво и не имеет практического значения, но ее соли устойчивы и нашли широкое применение.
- Растворимыми являются карбонаты щелочных металлов. Высокая степень гидролиза является причиной щелочной реакции их водных растворов рН(0,1 М р-ра) ~ 11,7:
Na2CO3 + H2O = NaOH + NaHCO3
CO32-+ H2O = OH— + HCO3—
- Все
карбонаты, кроме карбонатов щелочных металлов и аммония при нагревании (более
900ºС) разлагаются до оксида металла и оксида углерода (IV):
- CaCO3 → CaO + CO2
- Карбонат аммония при нагревании разлагается иначе:
- (NH4)2CO3 → 2NH3 + 2H2O + CO2
- Качественной реакцией является взаимодействие с кислотами является на ионы СО32─ и НСО3− в результате которой происходит выделение СО2:
Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl +
CO2 ↑ + H2O
- при взаимодействии с разбавленными растворами соляной или серной кислот происходит выделение углекислого газа, который затем пропускают через раствор известковой воды. При этом наблюдается помутнение раствора:
- NaHCO3 + HCl → NaCl + CO2 ↑ + H2O
- CO2 + Сa(OH)2 = CaCO3↓ + H2O
- При дальнейшем пропускании раствор вновь становится прозрачным,
помутнение исчезает: - CaCO3 + CO2 + H2O = Сa(НCO3)2
- Переход в гидрокарбонаты при пропускании CO2 через растворы карбонатов или постепенном добавлении кислот:
Na2CO3 + CO2 + H2O = 2NaНCO3
Na2CO3 + HCl → NaНCO3 + NaCl
- Гидрокарбонаты все, кроме NaНCO3 легко растворяются в воде. Водные растворы также имеют щелочную реакцию вследствие гидролиза:
НCO3—+ H2O = OH— + H2CO3
- при нагревании гидрокарбонаты переходят в карбонаты или гидроксиды:
2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 ↑+ H2O
Mg(HCO3)2 = Mg(OH)2↓ + 2CO2↑+ H2O
Загрузка...
