Какими свойствами окислительными или восстановительными обладает углерод

Óãëåðîä (Ñ) íàõîäèòñÿ â IV ïîäãðóïïå ïåðèîäè÷åñêîé òàáëèöû Ä.È. Ìåíäåëååâà. Íà âíåøíåì óðîâíå 4 íåñïàðåííûõ ýëåêòðîíà. Óãëåðîä – íåìåòàëë. Îáëàäàåò âîññòàíîâèòåëüíûìè ñâîéñòâàìè.

Àëëîòðîïèÿ óãëåðîäà.

Óãëåðîä ñóùåñòâóåò â íåñêîëüêèõ àëëîòðîïíûõ ìîäèôèêàöèÿõ:

— ãðàôèò (èìååò ñëîèñòóþ ñòðóêòóðó, î÷åíü ïëàñòè÷åí),

— àëìàç (ñàìîå òâåðäîå ñîåäèíåíèå),

— Ñ60 (ôóëëåðåí).

Èç ãðàôèòà ìîæíî ïîëó÷èòü àëìàç ïóòåì äëèòåëüíîãî íàãðåâà ïðè âûñîêèì äàâëåíèåì. È àëìàç è ãðàôèò èìåþò ðàçëè÷íûå êðèñòàëëè÷åñêèå ðåøåòêè, âñëåäñòâèå ÷åãî íàáëþäàþòñÿ ðàçëè÷èÿ â ñâîéñòâàõ.

Õèìè÷åñêèå ñâîéñòâà óãëåðîäà.

1. Âçàèìîäåéñòâèå ñ êèñëîðîäîì:

Ñ + Î2 + ÑÎ2,

 íåäîñòàòêå êèñëîðîäà îáðàçóþòñÿ ìîíîîêñèäû:
 

2Ñ +Î2 = 2ÑÎ,

2. Ñî ñëîæíûìè âåùåñòâàìè:
 

Ñ + Î2 = 2ÑÎ,

Ñ + ÑÎ2 = 2ÑÎ,

3. Ïðè îáû÷íîé òåìïåðàòóðå âçàèìîäåéñòâóåò ñî ôòîðîì, ïðè íàãðåâàíèè – ñ õëîðîì, ñåðîé è àçîòîì:

4C + S8 = 4CS2,

2C + N2 = C2N2,

Ñ êðåìíèåì óãëåðîä îáðàçóåò êàáðîðóíä – ñîåäèíåíèå ïî òâåðäîñòè ñðàâíèìîå ñ àëìàçîì:

Si + C = SiC,

4. Ðàçáàâëåííûå êèñëîòû íå äåéñòâóþò íà óãëåðîä, à êîíöåíòðèðîâàííûå îêèñëÿþò:

C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O,

5. Óãëåðîä ó÷àñòâóåò â ðåàêöèÿõ â êà÷åñòâå âîññòàíîâèòåëÿ:
 

CuO + C = C + CO,

6. Ïðè íàãðåâå âçàèìîäåéñòâóåò ñ îêñèäàìè àêòèâíûõ ìåòàëëîâ, îáðàçóÿ êàðáèäû:
 

CaO + 3C = CaC2 + CO,

7. Ïðè âçàèìîäåéñòâèè ñ ìåòàëëàìè óãëåðîä âûñòóïàåò â êà÷åñòâå îêèñëèòåëÿ:

Ca + 2C = CaC2.

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

При нагревании углерод реагирует с металлами, проявляя свои окислительные свойства. Напомню, что металлы могут принимать только положительные
степени окисления.

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

Известная реакция взаимодействия угля с водяным паром, называемая также газификацией угля, торфа, сланца — крайне важна в промышленности:

C + H2O → CO↑ + H2↑

• Реакции с кислотами

В реакциях с кислотами углерод проявляет себя как восстановитель:

C + HNO 3(конц.) → (t) CO2 + NO2 + H2

C + HNO3 → CO2 + NO + H2O

C + H2SO4(конц.) → CO2 + SO2 + H2O

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

В результате реакции с водой образуется нестойкая угольная кислота, которая сразу же распадается на воду и углекислый газ.

CO2 + H2O ⇄ H2CO3

• 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

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

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.

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

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.

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 соответствующий оксид
металла, углекислый газ и воду.

MgCO3 → (t) MgO + CO2

KHCO3 → (t) K2CO3 + CO2↑ + H2O

Углерод — химический элемент № (6). Он расположен в IVА группе Периодической системы.

C6+6)2e)4e

На внешнем слое атома углерода содержатся четыре валентных электрона, и до его завершения не хватает четырёх электронов. Поэтому в соединениях с металлами углероду характерна степень окисления (–4), а при взаимодействии с более электроотрицательными неметаллами он проявляет положительные степени окисления: ( +2) или (+4).

В природе углерод встречается как в виде простых веществ, так и в виде соединений. В воздухе содержится углекислый газ. В земной коре распространены карбонаты (например, CaCO3 образует мел, мрамор, известняк). Горючие ископаемые (уголь, торф, нефть, природный газ) состоят из органических соединений, главным элементом которых является углерод. 

Углерод относится к жизненно важным элементам, так как входит в состав молекул всех органических веществ.

Углерод образует несколько аллотропных видоизменений, из которых наиболее известны алмаз и графит.

Алмаз имеет атомную кристаллическую решётку. Каждый атом углерода в алмазе связан четырьмя прочными ковалентными связями с соседними атомами, расположенными в вершинах тетраэдра.

Благодаря такому строению алмаз — самое твёрдое из известных природных веществ. Все четыре валентных электрона каждого атома углерода участвуют в образовании связей, поэтому алмаз не проводит электрический ток. Это бесцветное прозрачное кристаллическое вещество, хорошо преломляющее свет.

Графит тоже имеет атомную кристаллическую решётку, но устроена она иначе. Решётка графита слоистая. Каждый атом углерода соединён прочными ковалентными связями с тремя соседними атомами. Образуются плоские слои из шестиугольников, которые между собой связаны слабо. Один валентный электрон у атома углерода остаётся свободным.

Графит представляет собой тёмно-серое вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь. В отличие от алмаза графит непрозрачный, проводит электрический ток и оставляет серый след на бумаге. У графита очень высокая температура плавления ((3700) °С).

Алмаз и графит взаимопревращаемы. При сильном нагревании без доступа воздуха алмаз чернеет и превращается в графит. Графит можно превратить в алмаз при высокой температуре и большом давлении.

Из мельчайших частиц графита состоят сажа, древесный уголь и кокс. Сажа образуется при неполном сгорании топлива. Древесный уголь получают при нагревании древесины без доступа воздуха, а кокс — переработкой каменного угля.

Древесный уголь имеет пористое строение и обладает способностью поглощать газы и растворённые вещества. Такое свойство называется адсорбцией.

Аллотропные модификации углерода в химических реакциях могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства. Окислительные свойства углерода выражены слабее, чем у других неметаллов второго периода (азота, кислорода и фтора).

• Взаимодействие с металлами.

Углерод реагирует с металлами при высокой температуре с образованием карбидов:

4Al0+3C0=tAl+34C−43.

В этой реакции углерод выступает как окислитель.

• Взаимодействие с водородом.

Реакция происходит при сильном нагревании. Образуется метан. Углерод — окислитель.

C0+2H02=tC−4H+14.

• Взаимодействие с кислородом.

Углерод горит в кислороде с образованием углекислого газа и проявляет в этой реакции восстановительные свойства:

C0+O02=tC+4O−22.

• Взаимодействие с оксидами металлов.

Углерод способен восстанавливать металлы из их оксидов:

2Cu+2O+C0=t2Cu0+C+4O2. 

Применение простых веществ

 Алмаз применяется:

• для обработки твёрдых поверхностей;
• для резки стекла;
• для изготовления буров и свёрл;
• для изготовления ювелирных украшений.

Графит используется:

• при изготовлении карандашей;
• как твёрдая смазка в подшипниках;
• для изготовления электродов;
• в качестве замедлителя нейтронов в ядерных реакторах;
• для получения искусственных алмазов.

Сажа:

• входит в состав типографской краски, крема для обуви;
• используется как наполнитель для производства резины.

Уголь используется:

• в противогазах, промышленных и бытовых фильтрах;
• для очистки сахарного сиропа, спирта и т. д.;
• в медицине.

Кокс применяется в металлургической промышленности.