Periyodik tablodaki karbondioksit sembolü. Karbon elementi özellikleri ve kimyasal özellikleri

Karbon dioksit, karbon monoksit, karbondioksit - bunların hepsi bizim tarafımızdan karbondioksit olarak bilinen bir maddenin isimleridir. Peki bu gazın özellikleri nelerdir ve kullanım alanları nelerdir?

Karbondioksit ve fiziksel özellikleri

Karbondioksit karbon ve oksijenden oluşur. Karbon dioksitin formülü şuna benzer: CO₂. Doğada organik maddelerin yanması veya çürümesi sırasında oluşur. Havadaki ve mineral kaynaklardaki gaz içeriği de oldukça yüksektir. Ayrıca insanlar ve hayvanlar da nefes verirken karbondioksit yayarlar.

Pirinç. 1. Karbondioksit molekülü.

Karbondioksit tamamen renksiz bir gazdır ve görülemez. Ayrıca kokusu da yoktur. Ancak yüksek konsantrasyonlarda kişide hiperkapni yani boğulma gelişebilir. Karbondioksit eksikliği de sağlık sorunlarına neden olabilir. Bu gazın eksikliğinin bir sonucu olarak boğulmanın tam tersi bir durum gelişebilir - hipokapni.

Karbondioksiti düşük sıcaklık koşullarına koyarsanız -72 derecede kristalleşerek kar gibi olur. Bu nedenle katı haldeki karbondioksite “kuru kar” adı verilir.

Pirinç. 2. Kuru kar – karbondioksit.

Karbondioksit havadan 1,5 kat daha yoğundur. Yoğunluğu 1,98 kg/m³'tür. Karbondioksit molekülündeki kimyasal bağ kovalent polardır. Oksijenin elektronegatiflik değeri daha yüksek olduğundan polardır.

Maddelerin incelenmesinde önemli bir kavram moleküler ve molar kütledir. Karbondioksitin molar kütlesi 44'tür. Bu sayı, molekülü oluşturan atomların bağıl atom kütlelerinin toplamından oluşur. Bağıl atom kütlelerinin değerleri D.I. tablosundan alınmıştır. Mendeleev ve tam sayılara yuvarlanır. Buna göre CO₂'nin molar kütlesi = 12+2*16.

Karbondioksitteki elementlerin kütle kesirlerini hesaplamak için hesaplama formülünü izlemelisiniz. kütle kesirleri Bir maddedeki her kimyasal element.

N– atom veya molekül sayısı.
A R- akraba atom kütlesi kimyasal element.
Bay– maddenin bağıl moleküler kütlesi.
Karbondioksitin bağıl moleküler kütlesini hesaplayalım.

Mr(CO₂) = 14 + 16 * 2 = 44 w(C) = 1 * 12 / 44 = 0,27 veya %27 Karbondioksit formülü iki oksijen atomu içerdiğinden n = 2 w(O) = 2 * 16 / 44 = 0,73 veya %73

Cevap: w(C) = 0,27 veya %27; w(O) = 0,73 veya %73

Karbondioksitin kimyasal ve biyolojik özellikleri

Karbondioksit, asidik bir oksit olduğundan asidik özelliklere sahiptir ve suda çözündüğünde karbonik asit oluşturur:

CO₂+H₂O=H₂CO₃

Alkalilerle reaksiyona girerek karbonat ve bikarbonat oluşumuna neden olur. Bu gaz yanmaz. İçinde sadece birkaçı yanıyor aktif metallerörneğin magnezyum.

Isıtıldığında karbondioksit, karbon monoksit ve oksijene ayrışır:

2CO₃=2CO+O₃.

Diğer asidik oksitler gibi bu gaz da diğer oksitlerle kolayca reaksiyona girer:

СaO+Co₃=CaCO₃.

Karbondioksit tüm organik maddelerin bir parçasıdır. Bu gazın doğadaki dolaşımı üreticiler, tüketiciler ve ayrıştırıcıların yardımıyla gerçekleştirilir. Yaşam sürecinde bir kişi günde yaklaşık 1 kg karbondioksit üretir. Nefes aldığımızda oksijen alırız ancak şu anda alveollerde karbondioksit oluşur. Şu anda bir değişim meydana gelir: oksijen kana girer ve karbondioksit çıkar.

Alkol üretimi sırasında karbondioksit üretilir. Bu gaz aynı zamanda nitrojen, oksijen ve argon üretiminde de bir yan üründür. Karbondioksitin koruyucu görevi gördüğü ve yangın söndürücülerde sıvı formda karbondioksitin bulunduğu gıda endüstrisinde karbondioksit kullanımı gereklidir.

Pirinç. 3. Yangın söndürücü.

Ne öğrendik?

Karbondioksit normal şartlarda renksiz ve kokusuz olan bir maddedir. Yaygın adı olan karbondioksitin yanı sıra karbon monoksit veya karbondioksit olarak da adlandırılır.

Konuyla ilgili deneme

Raporun değerlendirilmesi

Ortalama derecelendirme: 4.3. Alınan toplam puan: 116.

Karbon(Latin Carboneum), C, Mendeleev periyodik sisteminin IV. grubunun kimyasal elementi, atom numarası 6, atom kütlesi 12.011. İki kararlı izotop bilinmektedir: 12C (%98,892) ve 13C (%1,108). İtibaren radyoaktif izotoplar en önemlisi yarı ömrü olan 14 C'dir (T EQ f (1; 2) = 5,6 × 10 3 yıl). Nitrojen izotopu 14 N üzerindeki kozmik radyasyon nötronlarının etkisi altında atmosferin üst katmanlarında sürekli olarak küçük miktarlarda 14 C (kütle olarak yaklaşık % 2 x 10 -10) oluşur. 14 C izotopunun kalıntılardaki spesifik aktivitesi Biyojenik köken yaşlarını belirler. 14 C yaygın olarak kullanılmaktadır izotop izleyici.

Tarihsel arka plan. U. eski çağlardan beri bilinmektedir. Kömür, değerli bir taş olarak metalleri cevherlerden, elmastan geri kazanmaya hizmet etti. Çok daha sonra grafit pota ve kurşun kalem yapımında kullanılmaya başlandı.

1778 yılında K. Scheele Grafiti güherçile ısıtarak, bu durumda kömürün güherçile ısıtıldığında karbondioksit açığa çıktığını keşfetti. Kimyasal bileşim elmas A.'nın deneyleri sonucunda kuruldu. Lavoisier(1772) havada elmas yanması çalışması ve S. Tennant(1797), eşit miktarda elmas ve kömürün oksidasyon sırasında eşit miktarda karbondioksit ürettiğini kanıtladı. U., 1789 yılında Lavoisier tarafından kimyasal bir element olarak tanındı. U. Latince carboneum adını karbo - kömürden aldı.

Doğada dağılım. Ortalama U içeriği yer kabuğu Ağırlıkça %2,3×10 -2 (ultrabazikte 1×10 -2, temelde 1×10 -2 - orta, 3×10 -2 -V asidik kayalar). U. yer kabuğunun üst kısmında (biyosfer) birikir: canlı maddede %18 U., odunda %50, kömürde %80, petrolde %85, antrasitte %96. ABD litosferinin önemli bir kısmı kireçtaşları ve dolomitlerde yoğunlaşmıştır.

U.'nun kendi madenlerinin sayısı 112; olağanüstü derecede büyük sayı organik bileşikler U. - hidrokarbonlar ve türevleri.

Yer kabuğunda karbon birikmesi, organik madde tarafından emilen ve çözünmeyen karbonatlar vb. şeklinde çökeltilen diğer birçok elementin birikmesiyle ilişkilidir. CO2 ve karbonik asit yerkabuğunda önemli bir jeokimyasal rol oynar. Volkanizma sırasında büyük miktarda CO 2 açığa çıkar - Dünya tarihinde bu, biyosfer için ana karbondioksit kaynağıydı.

Yerkabuğundaki ortalama içerikle karşılaştırıldığında insanlık olağanüstü bir seviyededir. büyük miktarlar Bu mineraller ana enerji kaynağı olduğundan enerjiyi derinlerden (kömür, petrol, doğal gaz) çıkarır.

Karbon döngüsü büyük jeokimyasal öneme sahiptir (aşağıdaki Vücuttaki Karbon ve Art. Maddelerin döngüsü).

U. uzayda da yaygındır; Güneş'te hidrojen, helyum ve oksijenden sonra 4. sırada yer alır.

Fizik ve kimyasal özellikler. Karbonun dört kristal modifikasyonu bilinmektedir: grafit, elmas, karabina ve lonsdaleit. Grafit, gri-siyah, opak, dokunulduğunda yağlı, pullu, metalik parlaklığa sahip çok yumuşak bir kütledir. Altıgen yapılı kristallerden yapılmıştır: a=2.462Å, c=6.701Å. Şu tarihte: oda sıcaklığı ve normal basınç (0,1 Min/m2, veya 1 kgf/cm2)grafit termodinamik olarak kararlıdır. Elmas çok sert, kristalimsi bir maddedir. Kristallerin yüz merkezli bir kübik kafesi vardır: bir = 3.560Å. Oda sıcaklığında ve normal basınçta elmas yarı kararlıdır (elmas ve grafitin yapısı ve özelliklerine ilişkin ayrıntılar için ilgili makalelere bakın). Vakumda veya inert atmosferde 1400 °C'nin üzerindeki sıcaklıklarda elmasın grafite gözle görülür bir dönüşümü gözlemlenir. Atmosfer basıncında ve yaklaşık 3700°C sıcaklıkta grafit süblimleşir. Sıvı U. 10,5'in üzerindeki basınçlarda elde edilebilir Min/m2(105 kgf/cm2) ve 3700 °C'nin üzerindeki sıcaklıklar. Sert U için. ( kok, is, kömür) düzensiz bir yapıya sahip bir durum da karakteristiktir - bağımsız bir modifikasyonu temsil etmeyen sözde "amorf" karbon; Yapısı ince kristalli grafit yapısına dayanmaktadır. Bazı “amorf” karbon türlerinin havaya erişim olmadan 1500-1600 °C'nin üzerine ısıtılması, bunların grafite dönüşmesine neden olur. "Amorf" karbonun fiziksel özellikleri, parçacıkların dağılımına ve yabancı maddelerin varlığına oldukça bağlıdır. "Amorf" karbonun yoğunluğu, ısı kapasitesi, termal iletkenliği ve elektrik iletkenliği her zaman grafitinkinden daha yüksektir. Carbyne yapay olarak elde edilir. İnce kristalli siyah bir tozdur (yoğunluk 1.9-2 g/cm3). Birbirine paralel düzenlenmiş uzun C atomu zincirlerinden oluşur. Lonsdaleite meteoritlerde bulunur ve yapay olarak elde edilir; yapısı ve özellikleri kesin olarak belirlenmemiştir.

U atomunun dış elektron kabuğunun konfigürasyonu. 2s 2 2p 2 . Karbon, dış elektron kabuğunun durum 2'ye uyarılması nedeniyle dört kovalent bağın oluşmasıyla karakterize edilir. sp3. Bu nedenle karbon, elektronları hem çekme hem de verme konusunda eşit derecede yeteneklidir. Kimyasal bağlanma şunlardan dolayı meydana gelebilir: sp3 -, sp2 - Ve sp-4, 3 ve 2 koordinasyon numaralarına karşılık gelen hibrit yörüngeler. Elektronun değerlik elektronlarının sayısı ve değerlik yörüngelerinin sayısı aynıdır; Bu, U atomları arasındaki bağın stabilitesinin nedenlerinden biridir.

Uranyum atomlarının güçlü ve uzun zincirler ve döngüler oluşturacak şekilde birbirine bağlanma yeteneği, üzerinde çalışılan çok sayıda farklı uranyum bileşiğinin ortaya çıkmasına yol açmıştır. organik kimya.

Bileşiklerde uranyum -4'lük bir oksidasyon durumu sergiler; +2; +4. Tekli, çiftli ve üçlü bağlarda atom yarıçapı 0,77Å, kovalent yarıçap 0,77Å, 0,67Å, 0,60Å; iyon yarıçapı C 4- 2,60Å, C 4+ 0,20Å. Şu tarihte: normal koşullar U. kimyasal olarak inerttir; yüksek sıcaklıklarda birçok elementle birleşerek güçlü indirgeme özellikleri sergiler. Kimyasal aktivite şu sırayla azalır: “amorf” karbon, grafit, elmas; hava oksijeni ile etkileşim (yanma), sırasıyla 300-500 °C, 600-700 °C ve 850-1000 °C'nin üzerindeki sıcaklıklarda karbondioksit CO2 ve karbon monoksit CO oluşumuyla meydana gelir.

CO2 suda çözünerek oluşur karbonik asit . 1906 yılında Ö. Dieller U.C302 altoksitini aldı. Tüm uranyum formları alkalilere ve asitlere karşı dayanıklıdır ve yalnızca çok güçlü oksitleyici maddeler (krom karışımı, konsantre HNO3 ve KClO3 karışımı, vb.) tarafından yavaş yavaş oksitlenir. “Amorf” U. ısıtıldığında oda sıcaklığında flor, grafit ve elmasla reaksiyona girer. Karbondioksitin klor ile doğrudan bağlantısı bir elektrik arkında meydana gelir; U. brom ve iyot ile reaksiyona girmez, bu nedenle çok sayıda karbon halojenürler dolaylı olarak sentezlenir. COX 2 genel formülüne sahip oksihalojenürlerden (burada X bir halojendir), en iyi bilineni oksiklorür COCl2'dir ( fosgen). Hidrojen elmasla etkileşime girmez; Katalizörlerin (Ni, Pt) varlığında yüksek sıcaklıklarda grafit ve "amorf" karbon ile reaksiyona girer: 600-1000 °C'de esas olarak metan CH4 oluşur, 1500-2000 °C'de - asetilen C2H2 , ürünler ayrıca başka hidrokarbonlar da içerebilir, örneğin etan C2H6 , benzen C6H6. Sülfürün “amorf” karbon ve grafit ile etkileşimi 700-800 °C'de, elmasla ise 900-1000 °C'de başlar; her durumda karbon disülfit CS2 oluşur. Dr. Kükürt içeren U. bileşikleri (CS tioksit, C3S2 tioksit, COS sülfür oksit ve tiyofosgen CSCl2) dolaylı olarak elde edilir. CS2 metal sülfitlerle etkileşime girdiğinde tiyokarbonatlar oluşur - zayıf tiyokarbonik asit tuzları. Siyanojen (CN) 2 üretmek için karbon dioksitin nitrojenle etkileşimi, nitrojen atmosferinde karbon elektrotlar arasından bir elektrik deşarjı geçtiğinde meydana gelir. Hidrojenin nitrojen içeren bileşikleri arasında, hidrojen siyanür HCN büyük pratik öneme sahiptir (bkz. Hidrosiyanik asit) ve çok sayıda türevleri: siyanürler, halo-halojenler, nitriller, vb. 1000 °C'nin üzerindeki sıcaklıklarda, karbondioksit birçok metalle etkileşime girerek karbürler. Karbonun tüm formları ısıtıldığında metal oksitleri indirgeyerek serbest metaller (Zn, Cd, Cu, Pb, vb.) veya karbürler (CaC2, Mo2C, WO, TaC, vb.) oluşturur. U., 600-800 °C'nin üzerindeki sıcaklıklarda su buharı ve karbondioksit ile reaksiyona girer (bkz. Yakıtların gazlaştırılması). Grafitin ayırt edici bir özelliği, 300-400 °C'ye kadar orta derecede ısıtıldığında alkali metaller ve halojenürlerle etkileşime girerek oluşturma yeteneğidir. bağlantıları değiştirme C 8 Me, C 24 Me, C 8 X tipi (burada X halojendir, Me metaldir). HNO 3, H2S04, FeCl3 ve diğerlerini içeren grafit kapanımlarının bileşikleri bilinmektedir (örneğin, grafit bisülfat C24S04H2). Uranyumun tüm formları sıradan inorganik ve organik çözücülerde çözünmez, ancak bazı erimiş metallerde (örneğin Fe, Ni, Co) çözünür.

Enerjinin ulusal ekonomik önemi, dünyada tüketilen tüm birincil enerji kaynaklarının %90'ından fazlasının organik kaynaklardan gelmesiyle belirlenmektedir. yakıt Nükleer enerjinin yoğun gelişimine rağmen, baskın rolü önümüzdeki onyıllarda da devam edecek. Çıkarılan yakıtın yalnızca %10'u hammadde olarak kullanılır. temel organik sentez Ve petrokimyasal sentez, almak plastik vesaire.

U. ve bileşiklerinin hazırlanması ve kullanımı için ayrıca bkz. Elmas, Grafit, Kola, Kurum, Karbon refrakterleri, Karbondioksit, Karbon monoksit, Karbonatlar.

B. A. Popovkin.

U. vücutta. U., organizmaların yapımında yer alan ve hayati işlevlerini sağlayan çok sayıda organik bileşiğin yapısal bir birimi olan Dünya'daki yaşamın temelini oluşturan en önemli biyojenik elementtir ( biyopolimerler yanı sıra çok sayıda düşük moleküllü biyolojik aktif maddeler- vitaminler, hormonlar, aracılar vb.). Organizmalar için gerekli olan enerjinin önemli bir kısmı, karbondioksitin oksidasyonu nedeniyle hücrelerde oluşur. modern bilim Karbon bileşiklerinin karmaşık bir evrim süreci olarak (bkz. Yaşamın kökeni).

Karbonun canlı doğadaki benzersiz rolü, periyodik sistemin başka hiçbir elementinin toplam olarak sahip olmadığı özelliklerinden kaynaklanmaktadır. Karbon atomları arasında ve ayrıca karbon ve diğer elementler arasında güçlü kimyasal bağlar oluşur, ancak bunlar nispeten hafif fizyolojik koşullar altında kırılabilir (bu bağlar tek, çift veya üçlü olabilir). Karbonun diğer karbon atomlarıyla dört eşdeğer değerlik bağı oluşturma yeteneği, karbon iskeletlerinin inşası için fırsat yaratır. çeşitli türler- doğrusal, dallanmış, döngüsel. Yalnızca üç elementin (C, O ve H) canlı organizmaların toplam kütlesinin %98'ini oluşturması önemlidir. Bu, canlı doğada belirli bir verimlilik sağlar: karbon bileşiklerinin neredeyse sınırsız yapısal çeşitliliği ile az sayıda kimyasal bağ türü, organik maddelerin parçalanması ve sentezi için gerekli enzimlerin sayısının önemli ölçüde azaltılmasını mümkün kılar. Karbon atomunun yapısal özellikleri, çeşitli türler izomerlik organik bileşikler (optik izomerizm yeteneğinin belirleyici olduğu ortaya çıktı) biyokimyasal evrim amino asitler, karbonhidratlar ve bazı alkaloidler).

A.I.'nin genel kabul gören hipotezine göre. Oparina Dünyadaki ilk organik bileşikler abiogenik kökenliydi. Hidrojen kaynakları, Dünya'nın birincil atmosferinde bulunan metan (CH4) ve hidrojen siyanür (HCN) idi. Yaşamın ortaya çıkışıyla birlikte, biyosferin tüm organik maddesinin oluştuğu tek inorganik karbon kaynağı, karbondioksit(CO 2), atmosferde bulunur ve aynı zamanda doğal sularda HCO - 3 formunda çözünmüştür. Karbondioksitin (CO2 formunda) asimilasyonu (asimilasyonu) için en güçlü mekanizma - fotosentez- her yerde yeşil bitkiler tarafından gerçekleştirilir (yılda yaklaşık 100 milyar ton CO2 asimile edilir). Dünya'da CO2'yi asimile etmenin evrimsel olarak daha eski bir yöntemi vardır. kemosentez; bu durumda kemosentetik mikroorganizmalar Güneş'in ışınım enerjisini değil, inorganik bileşiklerin oksidasyon enerjisini kullanır. Hayvanların çoğu, hazır organik bileşikler formundaki yiyeceklerle birlikte uranyumu tüketir. Organik bileşiklerin asimilasyon yöntemine bağlı olarak, ayırt etmek gelenekseldir. ototrofik organizmalar Ve heterotrofik organizmalar. Protein biyosentezi vb. için başvuru besinler Tek kaynak olarak U'yu kullanan mikroorganizmalar. hidrokarbonlar Petrol, önemli modern bilimsel ve teknik sorunlardan biridir.

Kuru madde üzerinden hesaplanan canlı organizmalardaki uranyum içeriği: %34,5-40 su bitkileri ve hayvanlarda, karada yaşayan bitki ve hayvanlarda %45,4-46,5, bakterilerde ise %54’tür. Organizmaların yaşamı boyunca, esas olarak doku solunumu Organik bileşiklerin oksidatif ayrışması, CO2'nin dış ortama salınmasıyla meydana gelir. U. ayrıca daha karmaşık metabolik son ürünlerin bir parçası olarak da salınır. Hayvanların ve bitkilerin ölümünden sonra, mikroorganizmaların gerçekleştirdiği çürüme işlemleri sonucunda karbonun bir kısmı tekrar CO2'ye dönüştürülür. Bu şekilde doğada karbon döngüsü gerçekleşir (bkz. Maddelerin döngüsü). Uranyumun önemli bir kısmı mineralize edilir ve fosil uranyum birikintileri oluşturur: kömür, petrol, kireçtaşı vb. Uranyum kaynağı olarak ana işlevine ek olarak, doğal sularda ve biyolojik sıvılarda çözünmüş CO2, dünyanın korunmasına katılır. yaşam süreçleri için ortamın optimal asitliği. CaCO3'ün bir parçası olarak uranyum, birçok omurgasızın (örneğin yumuşakça kabukları) dış iskeletini oluşturur ve ayrıca mercanlarda, kuşların yumurta kabuklarında vb. Bulunur. Birincilde hakim olan HCN, CO, CCl 4 gibi uranyum bileşikleri Biyolojik öncesi dönemlerde Dünya'nın atmosferi, daha sonra, devam ediyor biyolojik evrim, güçlü hale geldi antimetabolitler metabolizma.

Kararlı karbon izotoplarına ek olarak, radyoaktif 14C doğada yaygındır (insan vücudu yaklaşık 0,1 mikroküri içerir). U izotoplarının biyolojik ve tıbbi araştırma Metabolizma ve doğadaki uranyum döngüsü araştırmalarındaki birçok önemli başarı birbiriyle ilişkilidir (bkz. İzotopik izleyiciler). Böylece, bir radyokarbon etiketi yardımıyla H14 CO - 3'ün bitki ve hayvan dokuları tarafından sabitlenme olasılığı kanıtlanmış, fotosentez reaksiyonlarının sırası belirlenmiş, amino asitlerin metabolizması incelenmiş, birçok biyosentez yolu araştırılmıştır. biyolojik olarak aktif bileşikler izlendi vb. 14C'nin kullanımı, protein biyosentezi mekanizmalarının ve kalıtsal bilgilerin aktarımının araştırılmasında moleküler biyolojideki ilerlemelere katkıda bulunmuştur. Karbon içeren organik kalıntılarda 14 C'nin spesifik aktivitesinin belirlenmesi, paleontoloji ve arkeolojide kullanılan, bunların yaşlarının belirlenmesine olanak tanır.

N. N. Chernov.

Yandı: Shafranovsky I.I., Almazy, M. - L., 1964; Ubbelohde A.R., Lewis F.A., Grafit ve kristalli bileşikleri, çev. İngilizce'den, M., 1965; Remi G., İnorganik kimya dersi, çev. German, cilt 1, M., 1972; Perelman A.I., Hiperjenez bölgesindeki elementlerin jeokimyası, M., 1972; Nekrasov B.V., Genel Kimyanın Temelleri, 3. baskı, M., 1973; Akhmetov N.S., İnorganik kimya, 2. baskı, M., 1975; Vernadsky V.I., Jeokimya Üzerine Denemeler, 6. baskı, M., 1954; Roginsky S.Z., Shnol S.E., Biyokimyada izotoplar, M., 1963; Biyokimyanın ufukları, çev. İngilizce'den, M., 1964; Evrimsel ve teknik biyokimyanın sorunları, M., 1964; Calvin M., Kimyasal evrim, çev. İngilizce'den, M., 1971; Löwy A., Sikiewitz F., Hücre yapısı ve işlevi, çev. İngilizceden, 1971, bölüm. 7; Biyosfer, çev. İngilizceden, M., 1972.

Oksijen, periyodik tablonun güncelliğini kaybetmiş kısa versiyonunun VI. ana grubunun ikinci periyodunda yer alır. Yeni numaralandırma standartlarına göre bu 16. gruptur. İlgili karar 1988'de IUPAC tarafından verildi. Basit bir madde olarak oksijenin formülü O2'dir. Ana özelliklerini, doğadaki ve ekonomideki rolünü ele alalım. Oksijenin önderlik ettiği tüm grubun özellikleriyle başlayalım. Element, ilgili kalkojenlerden farklıdır ve su, hidrojen selenyum ve tellürden farklıdır. Herkese açıklama ayırt edici özellikler ancak atomun yapısı ve özellikleri öğrenilerek bulunabilir.

Kalkojenler - oksijenle ilgili elementler

Benzer özelliklere sahip atomlar bir grup oluşturur periyodik tablo. Oksijen, kalkojen ailesinin başında gelir, ancak bir takım özellikler bakımından onlardan farklıdır.

Grubun atası olan oksijenin atom kütlesi 16a'dır. e.m. Kalkojenler, hidrojen ve metallerle bileşikler oluştururken olağan oksidasyon durumlarını sergilerler: -2. Örneğin suyun (H2O) bileşiminde oksijenin oksidasyon sayısı -2'dir.

Kalkojenlerin tipik hidrojen bileşiklerinin bileşimi genel formüle karşılık gelir: H2R. Bu maddeler çözündüğünde asitler oluşur. Yalnızca oksijenin hidrojen bileşiği olan suyun özel özellikleri vardır. Bilim insanları bu olağandışı maddenin hem çok zayıf bir asit hem de çok zayıf bir baz olduğu sonucuna vardılar.

Kükürt, selenyum ve tellür, oksijen ve diğer yüksek elektronegatif (EO) ametallerle birleştirildiğinde tipik pozitif oksidasyon durumlarına (+4, +6) sahiptir. Kalkojen oksitlerin bileşimi yansıtılır genel formüller: RO2, RO3. Karşılık gelen asitler şu bileşime sahiptir: H2RO3, H2RO4.

Elementler basit maddelere karşılık gelir: oksijen, kükürt, selenyum, tellür ve polonyum. İlk üç temsilci metalik olmayan özellikler sergiliyor. Oksijenin formülü O2'dir. Aynı elementin allotropik bir modifikasyonu ozondur (O3). Her iki modifikasyon da gazdır. Kükürt ve selenyum katı metal olmayanlardır. Tellür metaloid bir maddedir, elektrik akımını iletir, polonyum bir metaldir.

Oksijen en yaygın elementtir

Aynı kimyasal elementin basit bir madde biçiminde varlığının başka bir versiyonunun olduğunu zaten biliyoruz. Bu, genellikle ozon perdesi olarak adlandırılan, dünya yüzeyinden yaklaşık 30 km yükseklikte bir katman oluşturan bir gaz olan ozondur. Bağlı oksijen, su moleküllerinde, birçok kaya ve mineralin bileşiminde ve organik bileşiklerde bulunur.

Oksijen atomunun yapısı

Mendeleev'in periyodik tablosu oksijen hakkında tam bilgi içerir:

1. Elemanın seri numarası 8'dir.
2. Çekirdek yükü - +8.
3. Toplam elektron sayısı 8'dir.
4. Oksijenin elektronik formülü 1s 2 2s 2 2p 4'tür.

Doğada, periyodik tabloda aynı seri numarasına sahip, proton ve elektronların bileşimi aynı, ancak nötron sayıları farklı olan üç kararlı izotop vardır. İzotoplar aynı sembolle (O) gösterilir. Karşılaştırma için burada üç oksijen izotopunun bileşimini gösteren bir şema verilmiştir:

Oksijenin özellikleri - kimyasal bir element

Atomun 2p alt seviyesinde iki eşleşmemiş elektron vardır, bu da -2 ve +2 oksidasyon durumlarının görünümünü açıklar. Kükürt ve diğer kalkojenlerde olduğu gibi oksidasyon durumunun +4'e yükselmesi için iki eşleştirilmiş elektron ayrılamaz. Bunun nedeni, ücretsiz bir alt seviyenin olmamasıdır. Bu nedenle bileşiklerde kimyasal element olan oksijen, periyodik tablonun (6) kısa versiyonundaki grup numarasına eşit bir değerlik ve oksidasyon durumu sergilemez. Normal oksidasyon numarası -2'dir.

Yalnızca florlu bileşiklerde oksijen, +2'lik karakteristik olmayan bir pozitif oksidasyon durumu sergiler. İki güçlü ametalin EO değeri farklıdır: EO (O) = 3,5; EO (F) = 4. Daha elektronegatif bir kimyasal element olan flor, elektronlarını daha kuvvetli tutar ve çeker. değerlik parçacıkları oksijen atomu başına Bu nedenle flor ile reaksiyonda oksijen indirgeyici bir maddedir ve elektronları bağışlar.

Oksijen basit bir maddedir

1774'teki deneyler sırasında İngiliz araştırmacı D. Priestley, cıva oksidin ayrışması sırasında gazı izole etti. İki yıl önce aynı madde K. Scheele tarafından saf haliyle elde edilmişti. Sadece birkaç yıl sonra Fransız kimyager A. Lavoisier, havanın bir parçası olan gazın türünü tespit etti ve özelliklerini inceledi. Kimyasal formül oksijen - O 2. Polar olmayan bir kovalent bağın - O::O oluşumunda rol oynayan elektronları maddenin bileşimine yansıtalım. Her bir bağ elektron çiftini bir satırla değiştirelim: O=O. Oksijene ilişkin bu formül, moleküldeki atomların iki atom arasında bağlı olduğunu açıkça göstermektedir. ortak çiftler halinde elektronlar.

Basit hesaplamalar yapalım ve oksijenin bağıl moleküler kütlesinin ne olduğunu belirleyelim: Mr(O 2) = Ar(O) x 2 = 16 x 2 = 32. Karşılaştırma için: Mr(hava) = 29. Oksijenin kimyasal formülü farklıdır. bir oksijen atomundan. Bu da Mr(O 3) = Ar(O) x 3 = 48 anlamına gelir. Ozon oksijenden 1,5 kat daha ağırdır.

Fiziksel özellikler

Oksijen renksiz, tatsız ve kokusuz bir gazdır (normal sıcaklık ve atmosfer basıncına eşit basınçta). Madde havadan biraz daha ağırdır; Suda çözünür, ancak küçük miktarlarda. Oksijenin erime noktası negatif bir değerdir ve -218,3 °C'dir. Sıvı oksijenin tekrar gaza dönüştüğü nokta kaynama noktasıdır. O 2 molekülleri için bunun değeri fiziksel miktar-182,96 °C'ye ulaşır. Sıvı ve katı hallerde oksijen açık mavi bir renk alır.

Laboratuvarda oksijen alma

Potasyum permanganat gibi oksijen içeren maddeler ısıtıldığında, bir şişede veya test tüpünde toplanabilecek renksiz bir gaz açığa çıkar. Yanan bir kıymığı saf oksijene sokarsanız, havadakinden daha parlak bir şekilde yanar. Oksijen üretmek için diğer iki laboratuvar yöntemi, hidrojen peroksit ve potasyum kloratın (Berthollet tuzu) ayrışmasıdır. Termal ayrışma için kullanılan bir cihazın diyagramını ele alalım.

Bir test tüpüne veya yuvarlak tabanlı bir şişeye biraz Berthollet tuzu dökün ve gaz çıkış tüplü bir tıpayla kapatın. Karşı ucu (su altında) ters çevrilmiş şişeye yönlendirilmelidir. Boyun, suyla dolu geniş bir bardağa veya kristalleştiriciye indirilmelidir. Berthollet tuzu içeren bir test tüpü ısıtıldığında oksijen açığa çıkar. Şişeye gaz çıkış borusundan girerek suyun yerini değiştirir. Şişe gazla doldurulunca su altında bir tıpa ile kapatılır ve ters çevrilir. Bu laboratuvar deneyinde elde edilen oksijen, basit bir maddenin kimyasal özelliklerini incelemek için kullanılabilir.

Yanma

Laboratuvar oksijendeki maddeleri yakarsa, yangın güvenliği kurallarını bilmeniz ve bunlara uymanız gerekir. Hidrojen havada anında yanar ve oksijenle 2:1 oranında karıştığında patlayıcıdır. Maddelerin saf oksijende yanması havaya göre çok daha yoğun gerçekleşir. Bu fenomen havanın bileşimi ile açıklanmaktadır. Atmosferdeki oksijen bu kısmın 1/5'inden biraz fazlasını (%21) oluşturur. Yanma, maddelerin oksijenle reaksiyonudur ve başta metal ve metal olmayan oksitler olmak üzere çeşitli ürünlerin oluşumuyla sonuçlanır. O2'nin yanıcı maddelerle karışımı yangın tehlikesi oluşturur; ayrıca ortaya çıkan bileşikler toksik olabilir.

Sıradan bir mumun (veya kibritin) yanmasına karbondioksit oluşumu eşlik eder. Aşağıdaki deney evde yapılabilir. Bir maddeyi cam kavanozun veya büyük bir camın altında yakarsanız, oksijenin tamamı tükendiğinde yanma duracaktır. Azot solunumu veya yanmayı desteklemez. Oksidasyonun bir ürünü olan karbondioksit artık oksijenle reaksiyona girmez. Şeffaf, mum yandıktan sonra varlığını tespit etmenizi sağlar. Yanma ürünleri kalsiyum hidroksitten geçirilirse çözelti bulanıklaşır. Çözünmeyen kalsiyum karbonat üretmek için kireç suyu ve karbondioksit arasında kimyasal bir reaksiyon meydana gelir.

Endüstriyel ölçekte oksijen üretimi

Havasız O2 molekülleri üreten en ucuz süreç, kimyasal reaksiyonları içermez. Endüstride, örneğin metalurji tesislerinde hava, düşük sıcaklıkta ve yüksek basınçta sıvılaştırılır. Atmosferin en önemli bileşenleri olan nitrojen ve oksijen farklı sıcaklıklarda kaynar. Hava karışımı yavaş yavaş normal sıcaklığa ısıtılarak ayrılır. Önce nitrojen molekülleri, ardından oksijen molekülleri salınır. Ayırma yöntemi basit maddelerin farklı fiziksel özelliklerine dayanmaktadır. Basit oksijen maddesinin formülü, havanın - O2 soğutulması ve sıvılaştırılmasından önceki ile aynıdır.

Bazı elektroliz reaksiyonları sonucunda uygun elektrot üzerinde toplanan oksijen de açığa çıkar. Sanayi ve inşaat işletmelerinin büyük miktarlarda gaza ihtiyacı vardır. Oksijene olan talep sürekli artıyor ve özellikle kimya endüstrisinin buna ihtiyacı var. Ortaya çıkan gaz, endüstriyel ve tıbbi amaçlar için işaretlenmiş çelik silindirlerde depolanır. Oksijen kapları, onları diğer sıvılaştırılmış gazlardan (azot, metan, amonyak) ayırmak için mavi veya maviye boyanır.

O2 moleküllerini içeren reaksiyonların formülünü ve denklemlerini kullanan kimyasal hesaplamalar

Oksijenin molar kütlesinin sayısal değeri başka bir değerle, yani bağıl moleküler kütleyle çakışır. Yalnızca ilk durumda ölçü birimleri mevcuttur. Kısaca oksijen maddesinin formülü ve molar kütlesi şu şekilde yazılmalıdır: M(O 2) = 32 g/mol. Normal koşullar altında herhangi bir gazın bir molü 22,4 litre hacme karşılık gelir. Bu, 1 mol O2'nin 22,4 litre madde, 2 mol O2'nin ise 44,8 litre madde olduğu anlamına gelir. Oksijen ve hidrojen arasındaki reaksiyon denklemine göre 2 mol hidrojen ile 1 mol oksijenin etkileşime girdiğini görebilirsiniz:

Reaksiyona 1 mol hidrojen katılırsa oksijenin hacmi 0,5 mol olacaktır. 22,4 l/mol = 11,2 l.

O 2 moleküllerinin doğa ve insan yaşamındaki rolü

Oksijen, Dünya üzerindeki canlı organizmalar tarafından tüketilmektedir ve 3 milyar yılı aşkın bir süredir maddelerin döngüsünde yer almaktadır. Bu, solunum ve metabolizmanın ana maddesidir, onun yardımıyla besin moleküllerinin ayrışması meydana gelir ve organizmalar için gerekli enerji sentezlenir. Oksijen Dünya'da sürekli olarak tüketilir, ancak rezervleri fotosentez yoluyla yenilenir. Rus bilim adamı K. Timiryazev, bu süreç sayesinde gezegenimizde yaşamın hala var olduğuna inanıyordu.

Oksijenin doğadaki ve tarımdaki rolü büyüktür:

• canlı organizmalar tarafından solunum sırasında emilir;
• bitkilerde fotosentez reaksiyonlarına katılır;
• organik moleküllerin bir kısmı;
• oksitleyici bir madde olarak görev yapan oksijenin katılımıyla çürüme, fermantasyon ve paslanma süreçleri meydana gelir;
• Değerli organik sentez ürünleri elde etmek için kullanılır.

Silindirlerdeki sıvılaştırılmış oksijen, metallerin yüksek sıcaklıklarda kesilmesi ve kaynaklanması için kullanılır. Bu işlemler makine imalat tesislerinde, ulaştırma ve inşaat işletmelerinde gerçekleştirilmektedir. Su altında, yeraltında, havasız alanda yüksek irtifalarda iş yapabilmek için insanların O 2 moleküllerine de ihtiyacı vardır. tıpta hasta kişilerin soluduğu havanın bileşimini zenginleştirmek için kullanılır. Tıbbi amaçlı gaz, yabancı yabancı maddelerin ve kokunun neredeyse tamamen yokluğunda teknik gazdan farklıdır.

Oksijen ideal bir oksitleyici ajandır

Oksijen bileşikleri herkes tarafından bilinmektedir. kimyasal elementler soy gaz ailesinin ilk temsilcileri hariç periyodik tablolar. Halojenler, altın ve platin hariç pek çok madde doğrudan O atomlarıyla reaksiyona girer. Mükemmel değerışık ve ısı salınımının eşlik ettiği oksijen içeren olaylara sahiptir. Bu tür işlemler günlük yaşamda ve endüstride yaygın olarak kullanılmaktadır. Metalurjide cevherlerin oksijenle etkileşimine kavurma denir. Önceden kırılmış cevher oksijenle zenginleştirilmiş hava ile karıştırılır. Yüksek sıcaklıklarda metaller sülfitlerden basit maddelere indirgenir. Demir ve bazı demir dışı metaller bu şekilde elde edilir. Saf oksijenin varlığı hızı artırır teknolojik süreçler kimya, teknoloji ve metalurjinin çeşitli dallarında.

Havayı düşük sıcaklıklarda bileşenlerine ayırarak oksijen elde etmeye yönelik ucuz bir yöntemin ortaya çıkması, birçok alanın gelişmesini teşvik etti. endüstriyel üretim. Kimyacılar O2 moleküllerini ve O atomlarını ideal oksitleyici maddeler olarak görürler. Bunlar doğal malzemelerdir, doğada sürekli yenilenirler, kirletmezler. çevre. Ayrıca, kimyasal reaksiyonlar Oksijenin katılımıyla çoğu zaman başka bir doğal ve güvenli ürünün - suyun senteziyle sonuçlanır. Zehirli endüstriyel atıkların nötralizasyonunda ve suyun kirletici maddelerden arındırılmasında O2'nin rolü büyüktür. Oksijene ek olarak allotropik modifikasyonu olan ozon da dezenfeksiyon için kullanılır. Bu basit madde yüksek oksitleyici aktiviteye sahiptir. Su ozonlandığında kirletici maddeler ayrışır. Ozonun patojenik mikroflora üzerinde de zararlı etkisi vardır.

Karbon (C)– tipik metal olmayan; periyodik tabloda IV. grubun 2. periyodundadır, ana alt grup. Seri numarası 6, Ar = 12.011 amu, nükleer yük +6.

Fiziksel özellikler: karbon birçok allotropik modifikasyon oluşturur: elmas- en çok biri katılar, grafit, kömür, is.

Bir karbon atomunun 6 elektronu vardır: 1s 2 2s 2 2p 2 . Son iki elektron ayrı p-orbitallerinde bulunur ve eşleşmemiştir. Prensipte bu çift aynı yörüngeyi işgal edebilir, ancak bu durumda elektronlar arası itme büyük ölçüde artar. Bu nedenle biri 2p x, diğeri ise 2p y alır. , veya 2p z yörüngeleri.

Dış katmanın s ve p alt seviyelerinin enerji farkı küçüktür, bu nedenle atom, 2s yörüngesindeki iki elektrondan birinin serbest olana geçtiği uyarılmış bir duruma kolayca girer. 2 ovmak. 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1 konfigürasyonuyla bir değerlik durumu belirir . Bu tam olarak elmas kafesin karakteristik özelliği olan karbon atomunun durumudur; hibrit yörüngelerin dört yüzlü uzaysal düzenlemesi, aynı bağ uzunluğu ve enerji.

Bu fenomenin şu şekilde adlandırıldığı bilinmektedir: sp3 -hibridizasyon, ve ortaya çıkan fonksiyonlar sp 3 -hibrittir . Dört sp3 bağının oluşumu, karbon atomuna üçten daha kararlı bir durum sağlar. r-r- ve bir s-s-bağlantısı. Karbon atomunda sp 3 hibridizasyonunun yanı sıra sp 2 ve sp hibridizasyonu da gözlenmektedir. . İlk durumda karşılıklı örtüşme meydana gelir S- ve iki p-orbital. Aynı düzlemde birbirine 120° açıyla konumlandırılan üç eşdeğer sp2 hibrit yörüngesi oluşturulur. Üçüncü yörünge p değişmez ve düzleme dik olarak yönlendirilir sp2.

Sp hibridizasyonu sırasında s ve p yörüngeleri örtüşür. Her atomun iki p-orbitalleri değişmeden kalırken, oluşan iki eşdeğer hibrit yörünge arasında 180°'lik bir açı ortaya çıkar.

Karbonun allotropisi. Elmas ve grafit

Bir grafit kristalinde karbon atomları, normal altıgenlerin köşelerini kaplayan paralel düzlemlerde bulunur. Her karbon atomu üç komşu sp2 hibrit bağına bağlanır. Arasında paralel düzlemlerİletişim van der Waals kuvvetleri nedeniyle gerçekleştirilir. Her atomun serbest p-orbitalleri kovalent bağların düzlemlerine dik olarak yönlendirilir. Üst üste gelmeleri, karbon atomları arasındaki ilave π bağını açıklar. Böylece, Bir maddedeki karbon atomlarının bulunduğu değerlik durumu bu maddenin özelliklerini belirler.

Karbonun kimyasal özellikleri

En karakteristik oksidasyon durumları şunlardır: +4, +2.

Düşük sıcaklıklarda karbon inerttir ancak ısıtıldığında aktivitesi artar.

İndirgeyici madde olarak karbon:

- oksijen ile
C 0 + O 2 – t° = CO 2 karbondioksit
oksijen eksikliği ile - eksik yanma:
2C 0 + O 2 – t° = 2C +2 O karbon monoksit

- flor ile
C + 2F 2 = CF 4

- su buharı ile
C 0 + H 2 O – 1200° = C +2 O + H 2 su gazı

- metal oksitlerle. Metal cevherden bu şekilde eritilir.
C 0 + 2CuO – t° = 2Cu + C +4 O 2

- asitlerle - oksitleyici maddeler:
C 0 + 2H 2 SO 4 (kons.) = C +4 O 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
C 0 + 4HNO 3 (kons.) = C +4 O 2 + 4NO 2 + 2H 2 O

- kükürt ile karbon disülfür oluşturur:
C + 2S 2 = CS 2.

Oksitleyici bir madde olarak karbon:

- bazı metallerle karbür oluşturur

4Al + 3C 0 = Al 4 C 3

Ca + 2C 0 = CaC 2 -4

- hidrojenle - metanla (ve ayrıca çok sayıda organik bileşik)

C0 + 2H2 = CH4

— silikonla karborundum oluşturur (elektrikli fırında 2000 °C'de):

Doğada karbon bulmak

Serbest karbon elmas ve grafit formunda oluşur. Bileşikler biçiminde karbon minerallerde bulunur: tebeşir, mermer, kireçtaşı - CaCO 3, dolomit - MgCO 3 *CaCO 3; hidrokarbonatlar - Mg(HCO3) 2 ve Ca(HCO3)2, C02 havanın bir parçasıdır; karbon esastır ayrılmaz parça doğal organik bileşikler - gaz, petrol, kömür, turba, canlı organizmaları oluşturan organik maddelerin, proteinlerin, yağların, karbonhidratların, amino asitlerin bir parçasıdır.

İnorganik karbon bileşikleri

Herhangi bir geleneksel kimyasal işlem sırasında ne C4+ ne de C4- iyonları oluşmaz: karbon bileşikleri farklı polaritelerde kovalent bağlar içerir.

Karbon monoksit CO

Karbon monoksit; renksiz, kokusuz, suda az çözünür, organik çözücülerde çözünür, toksik, kaynama noktası = -192°C; t pl. = -205°C.

Fiş
1) Endüstride (gaz jeneratörlerinde):
C + O2 = C02

2) Laboratuvarda - termal ayrışma H2S04 (kons.) varlığında formik veya oksalik asit:
HCOOH = H2O + CO

H 2 C 2 O 4 = CO + CO 2 + H 2 O

Kimyasal özellikler

Normal koşullar altında CO inerttir; ısıtıldığında - bir indirgeyici madde; tuz oluşturmayan oksit.

1) oksijen ile

2C +2 Ö + Ö 2 = 2C +4 Ö 2

2) metal oksitlerle

C +2 O + CuO = Cu + C +4 O 2

3) klorlu (ışıkta)

CO + Cl 2 – hn = COCl 2 (fosgen)

4) alkali eriyiklerle reaksiyona girer (basınç altında)

CO + NaOH = HCOONa (sodyum format)

5) geçiş metalleriyle karboniller oluşturur

Ni + 4CO – t° = Ni(CO) 4

Fe + 5CO – t° = Fe(CO) 5

Karbon monoksit (IV) CO2

Karbon dioksit, renksiz, kokusuz, suda çözünürlük - 0,9V CO2, 1V H20'da çözünür (normal koşullar altında); havadan daha ağır; t°pl = -78,5°C (katı CO2'ye “kuru buz” denir); Yanmayı desteklemez.

Fiş

1. Karbonik asit tuzlarının (karbonatlar) termal ayrışması. Kireçtaşı pişirimi:

CaCO3 – t° = CaO + CO2

1. Aksiyon güçlü asitler karbonatlar ve bikarbonatlar için:

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + C02

NaHC03 + HCl = NaCl + H20 + C02

KimyasalözelliklerCO2
Asit oksit: Karbonik asit tuzları oluşturmak için bazik oksitler ve bazlarla reaksiyona girer

Na 2 O + C02 = Na 2 C03

2NaOH + C02 = Na2C03 + H20

NaOH + C02 = NaHC03

Yüksek sıcaklıklarda oksitleyici özellikler sergileyebilir

C +4 O 2 + 2Mg – t° = 2Mg +2 O + C 0

Kalitatif reaksiyon

Kireçli suyun bulanıklığı:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ¯ (beyaz çökelti) + H 2 O

CO 2 uzun süre kireçli sudan geçirildiğinde kaybolur çünkü çözünmeyen kalsiyum karbonat, çözünür bikarbonata dönüşür:

CaCO3 + H2O + CO2 = Ca(HCO3)2

Karbonik asit ve onuntuz

H2CO3 - Zayıf bir asit, yalnızca sulu çözeltide bulunur:

C02 + H20 ↔ H2C03

Dibazik:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 - Asit tuzları - bikarbonatlar, bikarbonatlar
HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2- Orta tuzlar - karbonatlar

Asitlerin tüm özellikleri karakteristiktir.

Karbonatlar ve bikarbonatlar birbirine dönüşebilir:

2NaHCO3 – t° = Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2

Na2C03 + H20 + C02 = 2NaHCO3

Metal karbonatlar (hariç) alkali metaller) bir oksit oluşturmak üzere ısıtıldığında dekarboksilat:

CuCO3 – t° = CuO + CO2

Kalitatif reaksiyon- Güçlü bir asidin etkisi altında “kaynama”:

Na2C03 + 2HCl = 2NaCl + H20 + C02

C03 2- + 2H + = H2O + C02

Karbürler

Kalsiyum karbür:

CaO + 3 C = CaC2 + CO

CaC2 + 2 H20 = Ca(OH)2 + C2H2.

Çinko, kadmiyum, lantan ve seryum karbürler suyla reaksiyona girdiğinde asetilen açığa çıkar:

2 LaC2 + 6 H20 = 2La(OH)3 + 2 C2H2 + H2.

2 C ve Al 4 C 3 su ile ayrışarak metan oluşturur:

Al4C3 + 12H20 = 4 Al(OH)3 = 3 CH4.

Teknolojide titanyum karbürler TiC, tungsten W2C (sert alaşımlar), silikon SiC (karborundum - aşındırıcı ve ısıtıcılar için malzeme olarak) kullanılır.

Siyanür

Sodanın amonyak ve karbon monoksit atmosferinde ısıtılmasıyla elde edilen:

Na 2 CO 3 + 2 NH 3 + 3 CO = 2 NaCN + 2 H 2 O + H 2 + 2 CO 2

Hidrosiyanik asit HCN kimya endüstrisinin önemli bir ürünüdür ve organik sentezlerde yaygın olarak kullanılır. Küresel üretimi yılda 200 bin tona ulaşıyor. Siyanür anyonunun elektronik yapısı karbon monoksite (II) benzer; bu tür parçacıklara izoelektronik adı verilir:

C = Ö: [:C = N:] -

Altın madenciliğinde siyanürler (%0,1-0,2 sulu çözelti) kullanılır:

2 Au + 4 KCN + H 2 O + 0,5 O 2 = 2 K + 2 KOH.

Siyanür çözeltilerinin kükürt veya eriyen katılarla kaynatılması sırasında oluşurlar. tiyosiyanatlar:
KCN + S = KSCN.

Düşük aktif metallerin siyanürleri ısıtıldığında siyanür elde edilir: Hg(CN) 2 = Hg + (CN) 2. Siyanür çözeltileri oksitlenir siyanatlar:

2 KCN + O 2 = 2 KOCN.

Siyanik asit iki biçimde bulunur:

H-N=C=O; H-O-C = N:

1828'de Friedrich Wöhler (1800-1882), sulu bir çözeltiyi buharlaştırarak amonyum siyanattan üre elde etti: NH4OCN = CO(NH2)2.

Bu olay genellikle sentetik kimyanın "vitalist teori"ye karşı kazandığı zafer olarak kabul edilir.

Siyanik asitin bir izomeri vardır - patlayıcı asit

H-O-N=C.
Tuzları (cıva fulminat Hg(ONC)2) darbeli ateşleyicilerde kullanılır.

Sentez üre(üre):

CO2 + 2 NH3 = CO(NH2)2 + H2O. 130 0 C ve 100 atm'de.

Üre bir karbonik asit amididir; ayrıca onun “nitrojen analoğu” olan guanidin de vardır.

Karbonatlar

En önemli inorganik bileşikler karbon – karbonik asit tuzları (karbonatlar). H2C03 zayıf bir asittir (K1 = 1,3 10-4; K2 = 5 10-11). Karbonat tamponu destekleri karbondioksit dengesi atmosferde. Dünyadaki okyanuslar çok büyük bir tampon kapasitesine sahiptir çünkü açık sistem. Ana tampon reaksiyonu, karbonik asidin ayrışması sırasındaki dengedir:

H2C03 ↔ H++ HCO3 - .

Asitlik azaldığında, asit oluşumuyla atmosferden ek karbondioksit emilimi meydana gelir:
C02 + H20 ↔ H2C03 .

Asitlik arttıkça karbonat kayaları (okyanustaki kabuklar, tebeşir ve kireçtaşı çökeltileri) çözülür; bu, hidrokarbonat iyonlarının kaybını telafi eder:

H + + CO 3 2- ↔ HCO 3 —

CaCO3 (katı) ↔ Ca2+ + CO3 2-

Katı karbonatlar çözünebilir bikarbonatlara dönüşür. Bu, aşırı karbon dioksiti kimyasal olarak çözme sürecidir " sera etkisi» – Dünyadan gelen termal radyasyonun karbondioksit tarafından emilmesinden kaynaklanan küresel ısınma. Dünya soda üretiminin yaklaşık üçte biri (sodyum karbonat Na 2 CO 3) cam üretiminde kullanılmaktadır.

Karbon C, Mendeleev'in periyodik tablosunda 6 numaradır. İlkel insanlar bile odun yakıldıktan sonra mağara duvarlarına çizim yapmak için kullanılabilecek kömürün oluştuğunu fark ettiler. Tüm organik bileşikler karbon içerir. Karbonun en çok çalışılan iki allotropik modifikasyonu grafit ve elmastır.

Organik kimyada karbon

Karbon periyodik tabloda özel bir yere sahiptir. Yapısı nedeniyle doğrusal veya döngüsel yapıda uzun bağ zincirleri oluşturur. 10 milyondan fazla organik bileşik bilinmektedir. Çeşitliliklerine rağmen havada ve sıcaklığın etkisi altında her zaman karbondioksite dönüşeceklerdir.

Karbonun hayatımızdaki rolü günlük yaşam büyük. Karbondioksit olmadan ana biyolojik süreçlerden biri olan fotosentez gerçekleşmez.

Karbon uygulaması

Karbon, tıpta çeşitli organik ilaçlar oluşturmak için yaygın olarak kullanılmaktadır. Karbon izotopları radyokarbon tarihlemesine izin verir. Karbon olmadan metalurji endüstrisi işleyemez. Katı yakıtlı piroliz kazanlarında yakılan kömür, enerji kaynağı olarak hizmet vermektedir. Petrol rafineri endüstrisinde benzin ve dizel yakıt, organik karbon bileşiklerinden üretilir. Şeker üretmek için karbonun büyük bir kısmına ihtiyaç vardır. Ayrıca günlük yaşamın her alanı için önemli olan organik bileşiklerin sentezinde de kullanılır.