Оксиди вуглецю

Монооксид вуглецю СО. Безбарвний газ, без запаху, легший за повітря. Молекула слабополярна, містить ковалентну потрійну ??? – зв’язок [: C? O;], ізоелектронними молекулі N2. Термічно стійкий. Малорастворим у воді і не реагує з нею. Хімічно пасивний у звичайних умовах, не реагує з кислотами і лугами. Сильний відновник при високій температурі і при наявності каталізаторів. Вступає в реакції приєднання з киснем і пероксидом натрію. З перехідними металами утворює комплексні сполуки без зовнішньої сфери (карбоніли). Кількісно реагує з I2O5.

Якісна реакція – помутніння розчину хлориду паладію (II).

Застосовується як реагент в органічному синтезі, промислово важливий відновник металів з їхніх руд.

Надзвичайно отруйний, забруднює атмосферу міст (продукт неповного згоряння моторного палива). За тим же механізмом, що і кисень, СО приєднується до атома заліза в гемоглобіні крові, причому зв’язується більш міцно і тим самим блокує перенесення кисню в організмі, викликаючи сильне отруєння і зупинку дихання; звідси тривіальне назва СО – чадний газ.

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання в промисловості: спалювання коксу (див.) При нестачі кисню, відновлення розпеченим коксом вуглекислого газу і водяної пари:

Діоксид вуглецю СO2. Кислотний оксид. Технічне назву – вуглекислий газ. Безбарвний газ, без запаху, в 1,5 рази важчий за повітря (можна «переливати» з посудини в посудину). Молекула неполярна, має лінійну будову [С (O) 2] (sр-гібридизація), містить ковалентні ?? – зв’язку С = O. Термічно стійкий до температури червоного розжарювання. При стисненні (тиск = 50 атм) і охолодженні легко переходить в рідкий і твердий («сухий лід») стану.

Твердий СO2 возгоняется вже при низьких температурах. Мало розчинний у воді (O, 88 л / 1 л Н2О при 20 ° C); утворює моногідрат, який повільно ізомеризується (на 0,4%) у вугільну кислоту. Реагує з лугами. Відновлюється магнієм і кальцієм. З повітря видаляється при контакті з пероксидом натрію (одночасно регенерується кисень).

Найпростіша якісна реакція – згасання палаючої деревної лучінкі в атмосфері СO2.

Застосовується в багатотоннажних виробництвах соди, цукру і карбаміду, у харчовій промисловості для газування безалкогольних напоїв і як холодоагент.

Міститься в повітрі (0,03% за обсягом), воді мінеральних джерел. Не підтримує горіння і дихання. Асимілюється зеленими рослинами при фотосинтезі (за допомогою хлорофілу і під впливом сонячних променів). Отруйний при вмісті в повітрі понад 15% за обсягом.

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання в промисловості – при повному згорянні коксу (див.) Або при випалюванні вапняку:

СаСO3 = СаО + СO2 (900-1200 ° C)

в лабораторії – при обробці карбонатів (наприклад, шматочків мармуру СаСO3) сильними кислотами:

СаСO3 (т) + H2SO4 = CaSO4v + Н2О + CO2 ^

Посилання на основну публікацію