Кислородсодержащие соединения углерода

Инфоурок › Химия ›Презентации›Презентация по химии: «Кислородные соединения углерода»

Описание презентации по отдельным слайдам:

1 слайд Описание слайда:

учитель химии БОУСОШ № 10 Плешань Ирина Алексеевна Кислородные соединения углерода

2 слайд Описание слайда:

Без углерода не существует ни одного растения или животного…

3 слайд Описание слайда:

Углерод в виде сажи, кокса, древесного угля, костных углей широко используется в металлургии, синтезе органических веществ, как топливо, в быту.

4 слайд Описание слайда:

Соединения углерода Оксиды углерода Угольная кислота Оксид углерода (II) Оксид углерода (IV) Карбонаты Гидрокарбонаты Аргонит (жемчуг) Мрамор Известняк Мел

5 слайд Описание слайда:

Углерод образует два оксида CO оксид углерода(II) или угарный газ CO2 оксид углерода (IV) или углекислый газ

6 слайд Описание слайда:

Оксид углерода (II) иначе угарный газ Оксид углерода (II) — сильный и очень опасный яд! При работе с оксидом углерода (II) необходимо соблюдать особые меры предосторожности. Получение. В промышленности оксид углерода (И) получают: 1.

Неполным сжиганием кокса: 2 С + 0₂ =ͭ 2 СО. 2.

Пропусканием через раскаленный кокс водяного пара, при этом образуется смесь оксида углерода (II) с водородом — водяной газ: С + Н₂ =ͭ СО + Н₂ водяной газ или оксида углерода (IV): СO₂ + С =ͭ 2 СО .

7 слайд Описание слайда:

Получение угарного газа

8 слайд Описание слайда:

Физические свойства бесцветный газ, не имеющий запаха, плохо растворим в воде, немного легче воздуха Химические свойства несолеобразующий оксид Молекулы СО очень прочны, поскольку связь между атомами углерода и кислорода в них тройная. Для оксида углерода (II) характерны восстановительные свойства.

В кислороде и на воздухе он горит голубоватым пламенем, выделяя много тепла: 2 С²O +O ₂ =ͭ 2С⁴ O₂ˉ² + Q Также он восстанавливает металлы из оксидов: CuO + CO =ͭ Cu + CO₂ Горение угарного газа

9 слайд Описание слайда:

Применение CO

10 слайд Описание слайда:

Применяется оксид углерода (II) при производстве чугуна и метанола

11 слайд Описание слайда:

Оксид углерода (IV) Получение.

Образуется при горении угля, угарного газа; в промышленности как побочный продукт при производстве извести: СаСO₃ ↔СаО + С0₂↑; в лаборатории при действии кислот на мел или мрамор: СаСO₃ + 2 НСl = СаСl₂ + Н₂O + СO₂↑; в природе при медленном окислении в биохимических процессах (дыхание, гниение, брожение). Растворение оксида углерода (IV) – обратимый процесс: H₂O + CO₂ ↔ H₂CO₃ Для углекислого газа не характерны ни окислительные, ни восстановительные свойства, хотя некоторые наиболее активные металлы горят в оксиде: CO₂ + 2Mg = 2MgO + С или углекислый газ,

12 слайд Описание слайда:

* Физические свойства — бесцветный газ, примерно в 1,5 раза тяжелее воздуха, поэтому его можно «переливать» из сосуда в сосуд (рис. 46), в воде достаточно хорошо растворим (газированная вода — это раствор С0₂ в воде). При обычной температуре и высоком давлении оксид углерода (IV) сжижается.

При его испарении поглощается так много теплоты, что часть оксида углерода (IV) превращается в снегообразную массу — «сухой лед». Последний применяют для хранения скоропортящихся продуктов, мороженого. В твердом состоянии оксид углерода (IV) имеет молекулярную кристаллическую решетку. — Оксид углерода (IV) не горит и не поддерживает горение.

Горящая лучинка гаснет, если ее ввести в цилиндр с углекислым газом. Поэтому его используют для тушения пожаров.

13 слайд Описание слайда:

Химические свойства Химические свойства. Оксид углерода (IV) — типичный кис­лотный оксид, взаимодействует со щелочами и основными окси­дами, с водой: 2 NaOH + С02 = Na2C03 + Н20; СаО + С02 =ͭ СаС03 .

При пропускании углекислого газа через раствор гидроксида кальция (известковую воду) наблюдается помутнение в результа­те образования СаС03: Са(ОН)2 + С02 = СаС03 ↓ + Н20 . Эта реакция является качественной — на оксид углерода (IV). При растворении оксида углерода (IV) в воде образуется уголь­ная кислота: С02 + Н20 ↔Н2С03 .

При высоких температурах оксид углерода (IV) проявляет свойства окислителя → взаимодействует с углем и активными металлами: С⁴О₂+С° =ͭ 2С²O, 2 Mg° + С⁴O₂ =ͭ 2 Mg+20 + С0.

14 слайд
15 слайд Описание слайда:

Фотосинтез

16 слайд Описание слайда:

17 слайд Описание слайда:

Угольная кислота Н₂С0₃ существует только в растворе, даже при слабом нагревании она полностью разлагается на С0₂ и Н₂0, очень слабая, как двухосновная она диссоциирует по двум сту­пеням и поэтому образует два ряда солей — средние и кислые соли: Н2С03 ↔ Н+ + HC03 НСО₃̵ ← гидрокарбонат-ион НС03⁻↔Н⁺ + СО₃²⁻ СОз²⁻ ←карбонат-ион

18 слайд Описание слайда:

Соли угольной кислоты Карбонаты( CaCO3, Na2CO3) Гидрокарбонаты(Ca(HCO3)2, NaHCO3)

19 слайд Описание слайда:

Отношение карбонатов к воде и температуре.

20 слайд Описание слайда:

Отношение карбонатов к кислотам.

Качественной реак­цией на карбонаты и гидрокарбонаты является их взаимодей­ствие с растворами кислот, при котором с шипением выделя­ются пузырьки углекислого газа: CO₃²- + 2 Н+ = Н20 + С02 ↑, НСОз ̄+ H+ = Н20 + CO2 ↑ При пропускании образовавшегося С02 через известковую воду выпадает осадок СаС03 (раствор мутнеет): С02 + Са2+ + 2 ОН- = СаС03 ↓ + Н20 При избытке С02 помутнение исчезает в результате образова­ния Са(НС03)2: СаС03 + Н20 + С02 = Са2+ + 2 НСО₃̄

21 слайд Описание слайда:

Применение.

Из солей угольной кислоты наиболее широко применяют: соду в виде Na2C0310 Н20 (кристаллическая сода), Na2C03 (кальцинированная сода), она потребляется сте­кольной, мыловаренной, целлюлозно-бумажной, текстильной, не­фтяной и другими отраслями промышленности, в быту как мою­щее средство; NaHC03 (питьевая сода) — в медицине, в хлебопе­чении, в пищевой промышленности; карбонат калия, или по­таш, К2С03 используют для получения мыла, при изготовлении тугоплавкого стекла; СаС03 (известняк, мрамор).

22 слайд Описание слайда:

Применение

23 слайд Описание слайда:

На земле живут три брата Из семейства карбонатов. Старший брат – красавец Мрамор, Славен именем Каррары. Превосходный зодчий, он Строил Рим и Парфенон.

24 слайд Описание слайда:

Всем известен Известняк, Потому и назван так. Знаменит своим трудом, Строит он за домом дом.

25 слайд Описание слайда:

И способен, и умел Младший мягкий братец Мел. Как рисует, посмотри, Этот СаСО3

26 слайд

Скрыть

Важно! Узнайте, чем закончилась проверка учебного центра «Инфоурок»?

Краткое описание документа:

Общая информация

Оставьте свой комментарий

Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.

Источник: https://infourok.ru/prezentaciya_po_himii_kislorodnye_soedineniya_ugleroda-360278.htm

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.

1. Ca + C → CaC2 (карбид кальция, СО углерода = -1)
2. Al + C → Al4C3 (карбид алюминий, СО углерода -4)
3. 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
1. В реакциях с кислотами углерод проявляет себя как восстановитель:
2. C + HNO 3(конц.) → (t) CO2 + NO2 + H2
3. C + HNO3 → CO2 + NO + H2O
4. 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.

1. Получение
2. В промышленности углекислый газ получают при разложении известняка, в ходе производства алкоголя, при спиртовом брожении глюкозы.
3. CaCO3 → (t) CaO + CO2↑
4. C6H12O6 → C2H5OH + CO2↑
5. В лабораторных условиях используют реакцию мела (мрамора) с соляной кислотой.
6. CaCO3 + HCl → CaCl2 + H2O + CO2↑
7. Углекислый газ образуется при горении органических веществ:
8. 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.

1. Это можно легко объяснить, вспомнив про способность угольной кислоты образовывать кислые соли, которые растворимы.
2. Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 (осадок выпадает)
3. 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
1. При нагревании карбонаты распадаются на соответствующий оксид металла и углекислый газ, гидрокарбонаты — на соответствующий оксид металла, углекислый газ и воду.
2. MgCO3 → (t) MgO + CO2
3. KHCO3 → (t) K2CO3 + CO2↑ + H2O

Источник: https://studarium.ru/article/166

Кислородсодержащие органические соединения

Автор Карманова Ольга Геннадьевна 319 статей

Моносахариды

В молекулах моносахаридов может содержаться от трёх до шести атомов углерода.  Моносахариды содержат функциональные группы: – `»OH»` и  `>»C»=»O»`. Среди них есть альдегидоспирты (альдозы) и кетоноспирты (кетозы).

• Простейший моносахарид – глицериновый альдегид:
• Остальные моносахариды по числу атомов углерода подразделяют не тетрозы `(«C»_4″H»_8″O»_4)`, пентозы `(«C»_5″H»_(10)»O»_5)` и гексозы `(«C»_6″H»_(12)»O»_6)`. Ниже представлены примеры пентоз и гексоз:
• 

Молекулы моносахаридов могут существовать не только в линейной (открытой), но и в циклической форме.

Линейные молекулы вследствие вращения групп атомов вокруг простых связей `»C»-«C»` могут быть изогнуты в пространстве таким образом, что гидроксильная группа сблизится с атомом кислорода карбонильной группы, находящейся на противоположном конце молекулы. На предложенном рисунке изображены изогнутая открытая форма глюкозы и фруктозы:

Функциональные группы – спиртовая и карбонильная –  взаимодействуют между собой: атом водорода `»OH»` – группы присоединяется к кислороду карбонила, а между первым атомом углерода `»C»(1)` (при циклизации глюкозы) и вторым `»C»(2)` (для фруктозы) и атомом кислорода образуется связь. Возникающая новая форма молекулы – шестичленный кислородсодержащий цикл (для глюкозы) и пятичленный (для фруктозы) –  не содержит альдегидную группу. Образовавшуюся гидроксильную группу, связанную с атомом углерода называют гликозидным гидроксилом (помечен звёздочкой):

Гликозидный гидроксил может по-разному располагаться в пространстве. Это приводит к существованию двух циклических форм моносахаридов: альфа и бета. В `α`-форме гликозидный гидроксил и группа `»CH»_2″OH»` при `»C»(5)` находятся по разные стороны от плоскости кольца , а в `β`-форме  — эти группы находятся по одну сторону от плоскости кольца:

В кристаллическом состоянии моносахариды находятся только в циклической форме (`α` или `β`), в водных растворах существует равновесие, которое сдвинуто в сторону циклических форм:

Шестичленные циклы называются пиранозными, а пятичленные – фуранозными. Ниже представлен фуранозный цикл для `β`-рибозы (в данном случае гликозидный гидроксил  и группа `»CH»_2″OH»` при `»C»(4)` находятся по одну сторону от плоскости кольца):

Глюкоза, фруктоза и рибоза – белые кристаллические вещества, обладающие сладким вкусом, хорошо растворимые в воде.

Углеводы являются очень распространёнными природными соединениями, входят в состав растений и живых организмов. В растениях они образуются в результате фотосинтеза: `n»CO»_2+m»H»_2″O»->»C»_n(«H»_2″O»)_m+n»O»_2`.

1. Реакции с участием альдегидной группы
2. 1. Глюкоза как альдегид обладает восстановительными свойствами и реагирует с аммиачным раствором оксида серебра (реакция «серебряного зеркала»), окисляясь при этом в соль глюконовой кислоты:
3. CH2OH-(CHOH)4-COH+2Ag(NH3)2OH→t°{mathrm{CH}}_2mathrm{OH}-(mathrm{CHOH})_4-mathrm{COH}+2left[mathrm{Ag}({mathrm{NH}}_3)_2
   ight]mathrm{OH}xrightarrow{mathrm t^circ}
4. →t°CH2OH-(CHOH)4-COONH4+2Ag↓+3NH3↑+H2Oxrightarrow{mathrm t^circ}{mathrm{CH}}_2mathrm{OH}-(mathrm{CHOH})_4-{mathrm{COONH}}_4+2mathrm{Ag}downarrow+3{mathrm{NH}}_3uparrow+{mathrm H}_2mathrm O.
5. 2. Аналогично протекает окисление глюкозы свежеприготовленным гидроксидом меди (II) при нагревании до глюконовой кислоты:
6. CH2OH-(CHOH)4-COH+2Cu(OH)2→t°{mathrm{CH}}_2mathrm{OH}-(mathrm{CHOH})_4-mathrm{COH}+2mathrm{Cu}(mathrm{OH})_2xrightarrow{mathrm t^circ}
7. →t°CH2OH-(CHOH)4-COOH+Cu2O↓+2H2Oxrightarrow{mathrm t^circ}{mathrm{CH}}_2mathrm{OH}-(mathrm{CHOH})_4-mathrm{COOH}+{mathrm{Cu}}_2mathrm Odownarrow+2{mathrm H}_2mathrm O.
8. 3. Глюкоза окисляется бромной водой до глюконовой кислоты:
9. CH2OH-(CHOH)4-COH+Br2+H2O→{mathrm{CH}}_2mathrm{OH}-(mathrm{CHOH})_4-mathrm{COH}+{mathrm{Br}}_2+{mathrm H}_2mathrm O
   ightarrow
10. →CH2OH-(CHOH)4-COOH+2HBr
    ightarrow{mathrm{CH}}_2mathrm{OH}-(mathrm{CHOH})_4-mathrm{COOH}+2mathrm{HBr}.
11. 4. Под действием водорода в присутствии катализатора альдегидная группа глюкозы восстанавливается в спиртовую группу, образуется шестиатомный спирт сорбит:
12. CH2OH-(CHOH)4-COH+H2→t°NiCH2OH-(CHOH)4-CH2OH{mathrm{CH}}_2mathrm{OH}-(mathrm{CHOH})_4-mathrm{COH}+{mathrm H}_2xrightarrow[{mathrm t^circ}]{mathrm{Ni}}{mathrm{CH}}_2mathrm{OH}-(mathrm{CHOH})_4-{mathrm{CH}}_2mathrm{OH}
13. 5. Окисление глюкозы разбавленной азотной кислотой (жёсткое окисление) приводит к образованию двухосновной глюкаровой кислоты:
14. CH2OH-(CHOH)4-COH+2HNO3→{mathrm{CH}}_2mathrm{OH}-(mathrm{CHOH})_4-mathrm{COH}+2{mathrm{HNO}}_3
    ightarrow
15. →HOOC-(CHOH)4-COOH+2NO↑+2H2O
    ightarrowmathrm{HOOC}-(mathrm{CHOH})_4-mathrm{COOH}+2mathrm{NO}uparrow+2{mathrm H}_2mathrm O.
16. Глюкоза не вступает в некоторые реакции альдегидов, например, в реакцию c  `»NaHSO»_3`.
17. Реакции с участием гидроксильных групп

1. Образование гликозидов. При действии метилового спирта в присутствии газообразного хлороводорода с участием гликозидного гидроксила образуется простой эфир – метилгликозид:

2. Образование простых и сложных эфиров. Простые эфиры образуются при взаимодействии избытка алкилгалогенидов со спиртами:

Сложные эфиры глюкозы могут быть получены при взаимодействии глюкозы с карбоновыми кислотами и их функциональными производными: ангидридами и галогенангидридами кислот. При избытке ацилирующего агента все спиртовые группы молекулы переходят в сложноэфирные:

3. С гидроксидом меди (II) без нагревания глюкоза реагирует как многоатомный спирт и даёт характерное синее окрашивание (качественная реакция на многоатомные спирты).

• Брожение
• 1. Спиртовое брожение под действием дрожжевых ферментов:
• C6H12O6→ферменты2C2H5OH+2CO2↑{mathrm C}_6{mathrm H}_{12}{mathrm O}_6xrightarrow{mathrm{ферменты}}2{mathrm C}_2{mathrm H}_5mathrm{OH}+2{mathrm{CO}}_2uparrow.
• 2. Молочнокислое брожение с образованием молочной кислоты под влиянием молочнокислых бактерий:
• 3. Маслянокислое брожение глюкозы приводит к образованию масляной кислоты:
• C6H12O6→ферментыCH3-CH2-CH2-COOH+2CO2+2H2↑{mathrm C}_6{mathrm H}_{12}{mathrm O}_6xrightarrow{mathrm{ферменты}}{mathrm{CH}}_3-{mathrm{CH}}_2-{mathrm{CH}}_2-mathrm{COOH}+2{mathrm{CO}}_2+2{mathrm H}_2uparrow.
• Окисление глюкозы в живых системах
• В живых организмах большая часть (примерно `70%`) глюкозы подвергается окислению кислородом воздуха (реакция обратна процессу фотосинтеза):
• `»C»_6″H»_(12)»O»_6+6″O»_2->6″CO»_2+6″H»_2″O»+2816` кДж.

Выделяющаяся энергия используется для обеспечения процессов жизнедеятельности организма (сокращение мышц, синтез белков и т. д.).

Фруктоза обладает химическими свойствами многоатомных спиртов и кетонов. Как многоатомный спирт фруктоза даёт ярко-синее окрашивание с гидроксидом меди (II) без нагревания (см. хим.

свойства  глюкозы), образует простые и сложные эфиры. При восстановлении карбонильной группы образуется шестиатомный спирт.

Поскольку рибоза является альдегидоспиртом, её химические  свойства аналогичны свойствам глюкозы.

Дисахариды

Дисахариды состоят из двух остатков моносахаридов. Циклические молекулы моносахаридов соединены друг с другом простой эфирной связью. Важнейшие дисахариды – сахароза, мальтоза и лактоза. Все они являются изомерами и имеют формулу  `»C»_(12)»H»_(22)»O»_(11)`.

Молекула сахарозы состоит из двух циклов: шестичленного (остатка `α`-глюкозы в пиранозной форме) и пятичленного (остатка `β`-фруктозы в фуранозной форме):

В молекуле сахарозы нет гликозидного гидроксила, поэтому её циклическая форма не может раскрываться и переходить в альдегидную форму. Сахароза не окисляется `»Cu»(«OH»)_2` и `[«Ag»(«NH»_3)_2]»OH»`, то есть является невосстанавливающим сахаром.

1. В молекуле мальтозы остатки циклической глюкозы соединены между собой `1,4`-гликозидной связью, то есть в образовании связи участвуют гидроксильные группы первого углеродного атома одной молекулы (гликозидный гидроксил) и четвёртого – другой (спиртовой гидроксил):
2. Мальтоза является восстанавливающим сахаром, поскольку один из остатков глюкозы сохранил гликозидный гидроксил.

Все перечисленные дисахариды – твёрдые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде и сладкие на вкус.

• Определяются их строением.
• 1, Все они гидролизуются в кислой среде. Так например, сахароза при нагревании в воде в присутствии минеральной кислоты образует глюкозу и фруктозу:
• C12H22O11+H2O→t°H+C6H12O6глюкоза+C6H12O6фруктоза{mathrm C}_{12}{mathrm H}_{22}{mathrm O}_{11}+{mathrm H}_2mathrm Oxrightarrow[{mathrm t^circ}]{mathrm H^+}underset{mathrm{глюкоза}}{{mathrm C}_6{mathrm H}_{12}{mathrm O}_6}+underset{mathrm{фруктоза}}{{mathrm C}_6{mathrm H}_{12}{mathrm O}_6},
• а мальтоза даёт только глюкозу:   
• C12H22O11+H2O→H+2C6H12O6{mathrm C}_{12}{mathrm H}_{22}{mathrm O}_{11}+{mathrm H}_2mathrm Oxrightarrow{mathrm H^+}2{mathrm C}_6{mathrm H}_{12}{mathrm O}_6.
• 2, Восстанавливающие дисахариды (мальтоза, лактоза и др.) реагируют с окислителями по упрощённой схеме таким образом:
• C12H22O11+Ag2O→NH3C12H22O12+2Ag↓{mathrm C}_{12}{mathrm H}_{22}{mathrm O}_{11}+{mathrm{Ag}}_2mathrm Oxrightarrow{{mathrm{NH}}_3}{mathrm C}_{12}{mathrm H}_{22}{mathrm O}_{12}+2mathrm{Ag}downarrow
• C12H22O11+2Cu(OH)2→t°C12H22O12+Cu2O↓+2H2O{mathrm C}_{12}{mathrm H}_{22}{mathrm O}_{11}+2mathrm{Cu}(mathrm{OH})_2xrightarrow{mathrm t^circ}{mathrm C}_{12}{mathrm H}_{22}{mathrm O}_{12}+{mathrm{Cu}}_2mathrm Odownarrow+2{mathrm H}_2mathrm O
• 3, Сахароза реагирует с гидроксидом кальция с образованием растворимого в воде вещества – сахарата кальция.
• 4, Будучи многоатомным спиртом, сахароза даёт ярко-синее комплексное соединение – сахарат меди (II) при добавлении к её раствору медного купороса `(«CuSO»_4*5″H»_2″O»)`.

Полисахариды

Крахмал, а также целлюлоза относятся к третьей группе углеводов – полисахаридам. Общая формула полисахаридов `(«C»_6″H»_(10)»O»_5)_n`. Все они состоят из циклических остатков глюкозы, различным образом соединённых друг с другом.

Молекулы крахмала состоят из линейных и разветвлённых цепей, содержащих остатки `α`-глюкозы. Фрагмент линейной структуры крахмала:

Линейная полимерная молекула (амилоза) свёрнута в спираль, куда могут вовлекаться другие молекулы, например, йода. Другая фракция крахмала (амилопектин) имеет разветвлённое строение, а её макромолекулы имеют шаровидную форму.

1. Молекулы целлюлозы состоят из линейных цепей, содержащих остатки `β`-глюкозы:

Основное отличие между крахмалом и целлюлозой заключается в структуре их молекул. Молекулы крахмала имеют линейную и разветвлённую структуру, молекулы целлюлозы – только линейную. Этим объяснятся то, что целлюлоза является основой волокон хлопка, льна и т. д.

, из которых производят ткани. Целлюлоза отличается от крахмала важным структурным параметром: она построена из β-формы глюкозидных звеньев, а крахмал – из `alpha`-формы.

В первом случае считают, что между глюкозными звеньями имеется β-связь, а во втором – `alpha`-связь.

• Линейное строение макромолекул целлюлозы, удерживаемых относительно друг друга межмолекулярными водородными связями с участием гидроксильных групп, обеспечивает ей повышенную механическую прочность.

Крахмал представляет собой белый порошок, не растворимый в холодной воде. В горячей воде набухает, образует клейстер.  Целлюлоза – твёрдое волокнистое вещество, нерастворимое в воде.

1, Крахмал и целлюлоза подвергаются гидролизу в кислой среде при нагревании:     

C6H10O5n+nH2O→t°H+nC6H12O6{left({mathrm C}_6{mathrm H}_{10}{mathrm O}_5
ight)}_n+n{mathrm H}_2mathrm Oxrightarrow[{mathrm t^circ}]{mathrm H^+}mathrm nC_6{mathrm H}_{12}{mathrm O}_6.                        

Целлюлоза, в отличие от крахмала, не усваивается организмом, поскольку не подвергается ферментативному гидролизу. Она гидролизуется при длительном кипячении в водных растворах сильных кислот.

1. 2, Крахмал даёт интенсивное синее окрашивание с йодом – это качественная реакция на крахмал и на йод.
2. 3, Целлюлоза образует сложные эфиры с азотной кислотой, уксусной кислотой или уксусным ангидридом (это более сильное этерифицирующее средство, чем уксусная кислота):
3. Если состав целлюлозы записать таким образом: `[«C»_6″H»_7″O»_2(«OH»)_3]_n`, выделив три гидроксильные группы, которые участвуют в образовании сложноэфирных связей, то уравнение реакции примет вид:
4. `[«C»_6″H»_7″O»_2(«OH»)_3]_n+3n»HO»-«NO»_2->[«C»_6″H»_7″O»_2(«ONO»_2)_3]_n+3n»H»_2″O»`.
5. 4, Крахмал и целлюлоза не вступают в реакцию «серебряного зеркала».

Источник: https://zftsh.online/course/1366/7-uglevody

Кислородные соединения углерода

В соединениях с кислородом атомы углерода проявляют, как правило, устойчивую положительную степень окисления +4.Наиболее важными в практическом отношении являются диоксид углерода СО2 и соли несуществующей в свободном состоянии угольной кислоты — карбонаты.

Кроме того, есть небольшая группа килородсодержащих соединений углерода, в которых он имеет степень окисления +2. Это монооксид углерода СО и его производные.

СО — оксид углерода (II), угарный газ. В молекуле СО существует тройная связь. Две из трех связей образованы по обменному механизму, а одна — по донорно-акцепторному.

Наличие неподеленных электронных пар у атомов углерода и кислорода обусловливает возможность образования прочных комплексных соединений с d-элементами

Физические свойства

При обычной температуре СО — бесцветный газ, без запаха, очень плохо растворяется в воде, лучше — в спирте.

Монооксид углерода — ядовитый газ, разрушает комплекс гемоглобина с кислородом.

Способы получения

• 1. Промышленные:
• С + H2O → CO + Н2
• СН4 + Н2О → СО + ЗН2
• СН4 + СО2 → 2СО + 2Н2 В качестве катализаторов используют Ni, MgO, Al2О3.
• 2СН4 + 3О2 → 2СО + 4Н2О
• 2С + О2 = 2СО (горение угля в недостатке О2)
• 2. Лабораторные:
• HCOOH → CО + Н2О
• Н2С2O4 → CО + CО2+ Н2О

Химические свойства

Со — несолеобразующий оксид

При обычных условиях не реагирует с водой, кислотами, щелочами, поэтому относится к типу несо леобразующих оксидов. Однако формально его можно рассматривать как ангидрид муравьиной кислоты. Основанием для этого является его образование при дегидратации НСООН (см. выше), а также получение формиата натрия при пропускании СО через концентрированный раствор NaOH под высоким давлением:

СО + NaOH → HCOONa формиат натрия

Со — сильный восстановитель

1. 1. Взаимодействие с кислородом и галогенами:
2. 2СО + О2 = 2СО2
3. СО + Cl2 = COCl2 фосген
4. 2. Восстановление металлов из их оксидов (реакции осуществляются при Т — 300—1500°С):
5. 2СО + SnО2 → Sn + 2СО2
6. 4СО + Fe3O4 → 3Fe + 4CО2
7. 3.

   Восстановление водорода из воды:

8. СО + Н2О = Н2 + CО2
9. Эта реакция в присутствии катализаторов, содержащих Pt или Pd, происходит при обычной температуре, что используется для удаления СО из выхлопных газов автомобилей.
10. 4.

    Восстановление некоторых благородных металлов из солей (при комнатной Т):

11. СО + PdCl2 + Н2О = Pd↓ + СО2↑ + 2HCl

Синтез органических соединений

• 1. Синтез метанола СО + 2Н2 → СН3ОН
• 2. Синтез метана и его гомологов: СО + 3Н2 → CН4 + Н2О
• nCO + (2n + 1)H2 → СnН2n + nН2O

Образование карбонилов металлов

1. Молекулы СО довольно легко присоединяются к атомам некоторых d-металлов. В образовании донорно-акцепторных связей участвуют неподеленные электронные пары атомов углерода в молекулах СО и свободные орбитали атомов металлов:
2. 4СО + Ni = [Ni(CO)4] тетракарбонил никеля
3. 5СО + Fe = [Fe(CO)5] пентакарбонил железа

Образование карбокси — гемоглобина

• СО связывается с ионами Fe2+ в гемоглобине (НЬ) подобно О2. Сродство НЬ человека к СО более чем в 200 раз превышает сродство к О2, поэтому СО способен вытеснять О2 из оксигемоглобина НЬО2:
• НЬО2 + СО → НbСО + О2
• Этим и объясняется высокая токсичность угарного газа.

Диоксид углерода

СО2 — оксид углерода (IV), углекислый газ, угольный ангидрид, диоксид углерода. В молекуле СО2 атом углерода связан полярными ковалентными связями с двумя атомами кислорода: O=С=O. Молекула имеет симметричное линейное строение, вследствие чего в целом неполярна (дипольный момент равен O).

Физические свойства

При обычных условиях СО2 — бесцветный негорючий газ, значительно тяжелее воздуха, со слабым кисловатым запахом и вкусом Уже при комнатной температуре под давлением сжижается, а при более низкой температуре превращается в твердую снегообразную массу («сухой лед»). О растворении в воде — см. ниже.

Способы получения

1. 1. Разложение карбонатов и гидрокарбонатов:
2. СаСО3 → СаО + CО2↑
3. 2NaHCО3 = Na2CО3 + CО2↑ + Н2O
4. 2.

   Сжигание угля и других видов топлива:

5. СxНy + О2 → СО2 + Н2O
6. 3. Действие сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:
7. MgCО3 + 2HCl = MgCl2 + Н2O + CО2↑
8. 4.

   Спиртовое брожение глюкозы:

9. С6Н12O6 → 2СО2↑ + 2С2Н5ОН

Химические свойства

СО2 — кислотный оксид, ангидрид угольной кислоты

Химически диоксид углерода — довольно инертное вещество. Основной тип взаимодействия СО2 связан с проявлением свойств кислотного оксида.

1. Взаимодействие с водой.

При растворении углекислого газа в воде небольшая часть его молекул (менее 1 %) соединяется с молекулами Н20, образуя очень слабую угольную кислоту:

СО2 + Н2O = Н2СО3

2. Взаимодействие со щелочами и основными оксидами.

• СО2 + 2NaOH = Na2CО3 карбонат натрия
• СО2 + NaOH = NaHCО3 гидрокарбонат натрия
• СО2 + Са(ОН)2 = СаСО3↓ + Н2O
• Эта реакция используется как качественная для обнаружения
  СО2↑.
• 3. Взаимодействие с водными растворами солей, образованных очень слабыми кислотами (слабее угольной):
• Na2SiО3 + СО2 + Н2O = H2SiО3↓ + Na2CО3
• С6Н5ОК + СО2 + Н2O = С6Н5ОН + КНСО3

Фотосинтез

СО2 — биохимически активное вещество. В листьях растений на свету из СО2 и Н2O образуются углеводы и кислород:

nСО2 + mН2O → Сn(Н2O)m + nО2

СО2 — окислитель в реакциях с сильными восстановителями

1. При высокой температуре диоксид углерода реагирует с очень активными металлами, а также с другими сильными восстановителями (С, Н2, NH3).

   Примеры реакций:

2. СО2 + 2Мg = 2МgО + С
3. СО2 + С = 2СО
4. СО2 + ЗН2 → СН3ОН + Н2O
5. а) Синтез мочевины (карбамида):
6. СО2 + 2NH3 → CO(NH2)2 + Н2O
7. б) Получение питьевой соды по методу Сольвэ:
8. NaCl + NH3 + СО2 + Н2O = NaHCO3 + NH4Cl

Угольная кислота и карбонаты

Растворимость угольного ангидрида в воде при обычных условиях сравнительно невелика (в 1 л воды — 1 л СО2), при этом только очень небольшая его часть (менее 1 %) соединяется с водой, образуя непрочную угольную кислоту:

СО2 + Н2O → Н2СО3

Н2СО3 — слабая двухосновная кислота

• Будучи 2-основной кислотой, Н2СО3 диссоциирует ступенчато с образованием гидрокарбонат- и карбонат-анионов:
• Н2СО3 → Н+ + НСО3-
• НСО3- → Н+ + СО32-
• Угольная кислота существует только в водных растворах, где количество ее молекул и анионов в сотни раз меньше, чем количество растворенных молекул СО2.
• Н2СО3 как индивидуальное вещество не имеет никакого значения, но ее соли очень устойчивы и весьма распространены.

Карбонаты

Растворимость в воде. Гидролиз

Растворимыми в воде солями являются карбонаты щелочных металлов и аммония. Вследствие высокой степени гидролиза их водные растворы имеют сильнощелочную реакцию и в целом ряде случаев ведут себя как основания средней силы.

Na2СО3 + Н2O = NaOH + NaHСО3

СО32- + Н2O = ОН- + НСО3-

Химические свойства

Карбонаты щелочных Me при нагревании до т. пл. (~ 800 — 1000°С) не разлагаются. Все остальные карбонаты разлагаются, не достигнув т. пл., образуя углекислый газ и соответствующий оксид МеО. Термическое разложение СаСО3 широко используется для получения негашеной извести и СО2:

1. СаСО3 = СаО + СО2↑
2. При температуре от 700 до 900″С эта реакция обратима, ее равновесие смещают путем изменения давления СО2.
   Особенно легко разлагается карбонат аммония:
3. (NH4)2CО3 = 2NH3↑ + СО2↑ + Н2O

Взаимодействие с кислотами

• Почти все кислоты, даже такие слабые, как уксусная, легко разлагают карбонаты, вытесняя из них угольную кислоту в виде СО2 и Н2O:
• Na2CО3 + 2HCl = 2NaCl + Н2O + CО2↑
• СаСО3 + 2HNO3 = Са(NO3)2 + Н2O + CО2↑
• (NH4)2CО3 + 2СН3СООН = 2CH3COONH4 + CО2 + Н2O

Превращение в гидрокарбонаты

1. При пропускании СО2 в растворы карбонатов или при постепенном добавлении к ним кислот происходит образование кислых солей — гидрокарбонатов:
2. Na2C3 + СО2 + Н2O = 2NaHC3
3. Na2C3 + HCI = NaHCO3 + NaCl
4. В природе происходит медленное растворение известняков под действием атмосферных осадков и СО2:
5. СаСО3 + Н2O + СО2 = Са(НСO3)2

Гидрокарбонаты

Катионы NH4+, щелочных и щелочноземельных Me, а также некоторые другие 2-зарядные катионы образуют с анионами НСО3- соли — гидрокарбонаты. Все они легко растворяются в воде, за исключением NaHCО3.

• При кипячении растворов гидрокарбонатов происходит их превращение в карбонаты или гидроксиды металлов с отщеплением СО2:
• Са(НСО3)2 = СаСО3↓ + Н2O + СО2↑
• Mg(HCО3)2 = Мg(ОН)2↓ + Н2O + 2СО2↑
• Водные растворы гидрокарбонатов также имеют щелочную среду вследствие гидролиза, но рН значительно меньше, чем у растворов карбонатов. Гидролиз аниона НСО3- протекает по схеме:
• НСО3- + Н2O → ОН- + Н2СО3

Питьевая сода NaHCО3

1. Сода — один из главных продуктов неорганического синтеза.

   В промышленности ее получают ам миачно-хлоридным способом, основанном на малой растворимости NaHCО3 в воде (метод Сольвэ):

2. NH3 + CО2 + Н2O = NH4HCО3
3. NH4HCО3 + NaCl = NaHCО3 + NH4Cl
4. NH3 + CО2 + Н2O + NaCI = NaHCО3 + NH4Cl
5. При прокаливании NaHCО3 разлагается с образованием Na2CО3, СО2 и воды.

Качественная реакция на карбонат — анионы

• 1. Распознавание карбонатов в виде твердых веществ производится с помощью HCl или H2SО4 (разбавленных растворов) Выделяющийся при их взаимодействии СО2 определяют по помутнению известковой воды:
• СО32- + 2Н+ = СО2↑ + Н2O
• СО2 + Са(ОН)2 = СаСО3↓ + Н2O
• При избытке СО2 помутнение исчезает и раствор вновь становится прозрачным:
• СаСО3 + Н2O + СО2 = Са(НСО3)2

2. Распознавание карбонат-анионов в растворе можно осуществить введением катионов Са2+ , что приводит к выпадению в осадок нерастворимого СаСО3.

Исторические и технические названия некоторых карбонатов

1. Na2CО3•10Н2O — Кристаллическая сода
2. Na2CО3 — Кальцинированная сода
3. NaHCО3 — Питьевая сода
4. К2СО3 — Поташ
5. СаСО3 — Кальцит, известняк, мел, мрамор
6. MgCО3 — Магнезит
7. СаСО3•МgСО3 — Доломит
8. (СиОН)2СО3 — Малахит, основной карбонат меди
9. FeCО3 — Шпатовый железняк

Источник: http://examchemistry.com/content/lesson/neorgveshestva/oksidugleroda.html

6.5. Кислородосодержащие соединения углерода

6.5.1. Общая характеристика и свойства

Из множества
кислородосодержащих соединений углерода
мы рассмотрим лишь СО (угарный газ, т.е.
оксид углерода(II)), СО2
(углекислый газ или оксид углерода(IV)),
угольную кислоту и ее соли.

Молекулу угарного
газа С формирует в s2p2-состоянии.
При образовании же СО2 атом углерода
возбуждается, приобретая sp3-конфигурацию,
т.е. имеет 4 неспаренных электрона на
4-х орбиталях. Две из них (s- и px-)
дают две

png» width=»19″>-связи
с двумя О, а две другие (py-
и рz-) формируют два
-перекрывания
с р-орбиталями атомов кислорода. Но т.к.
гибридизации подвергаются лишь орбитали,
участвующие в

png» width=»19″>-связях,
то имеем sp-гибридизацию, а значит,
молекула СО2 линейна (рисунок 7) и
потому (несмотря на полярность ХС в
данной частице) она неполярна.

Тем не менее растворим
в воде гораздо лучше углекислый
газ (1 л в 1 л
при 15°С), чем угарный (0,03 л в 1 л), хотя
частица СО полярна.

Бóльшая
растворимость СО2
объясняется тем, что его молекулы (в
отличие от СО) при обычных
условиях химически
соединяются с водой, образуя угольную
кислоту (отсюда
название СО2
– «углекислый
газ»).

Однако СО (в отличие от СО2)
при нагревании
реагирует с водой по типу
ОВР, проявляя
восстановительные
свойства:

Оксид
углерода (II) восстанавливает
также М из их оксидов (что используется
в металлургии):

6.5.2. Токсичность оксидов

CO может формировать
донорно-акцепторную связь с металлами,
предоставляя свою НЭП на свободную
орбиталь М. В частности, именно вледствие
образования такой связи блокируется
железо гемоглобина крови. Из-за этого
гемоглобин теряет способность переносить
О2, и человек, надышавшись газом
СО, погибает, т.е. «угорает» (отсюда
название СО – «угарный газ»).

Обычно в воздухе
содержится 10-5% CO, что значительно
(в 100 раз!) меньше его предельно
допустимой концентрации (ПДК) –
10-3%.

В помещении указанная
ПДК превышается, если рано (когда
угли еще не прогорели) закрыть трубу
печи (и значит, прекратить тягу). В этом
случае из-за недостатка кислорода
топливо сгорает до CO. Углекислый газ
гораздо менее токсичен – отравляет
лишь при 5% содержании его в воздухе. А
ПДК – 0,1%28.

6.5.3. Синтез и обнаружение диоксида углерода

Угольная кислота
слабая, очень неустойчива и даже в
растворе отщепляет воду, переходя в газ
СО2, поэтому его можно получит,
действуя, например, раствором HCl
на CaCО3.

Данная реакция является
также качественной на карбонат-ионы.
Их присутствие считают установленным,
если при добавлении соляной кислоты к
анализируемой пробе выделяются пузырьки
газа (без запаха), которые проходя
через «известковую воду» (насыщенный
раствор Ca(ОН)2),
вызывают ее помутнение:

В промышленности СО2
получается как дополнительный
продукт при термическом разложении
известняка СаСО3.

6.5.4. Применение со2 и проблемы его утилизации

Углекислый газ применяют
достаточно широко. Для получения
газированных напитков и в производстве
соды; в качестве инертной среды; для
организации безопасных взрывов и тушения
пожаров (ибо в углекислом газе горят
только такие активные металлы, как
магний или алюминий).

В атмосфере СО2
лучше сохраняются овощи, а при их
выращивании в теплицах углекислый газ
является хорошим газовым удобрением,
и т.д. В виде же «сухого льда» СО2
используют для охлаждения продуктов и
рассеивания туманов.

С другой стороны,
из-за интенсивного сжигания топлива в
последние десятилетия содержание СО2
в атмосфере повышается (уже возросло с
0,03% до 0,06% в промышленных районах).

Это,
по мнению ряда ученых, приводит к
потеплению климата, результатом чего
может быть не только утрата части суши
(из-за таяния вечных льдов) и учащение
стихийных бедствий, но даже изменение
суточного вращения Земли (последствия
чего трудно даже предсказать). Так что
существует проблема связывания
СО2.

Ученые ищут способы,
которые позволили бы превращать
углекислый газ в ценные органические
вещества, как это делают растения,
благодаря наличию в них хлорофилла.
(Круговорот С в природе показан на
рисунок 9.) И одна из задач химии –
создание катализаторов, подобных
хлорофиллу, но достаточно дешевых.

Рис.9 Круговорот
углерода в природе

Отметим, что есть
водяные бактерии, которые превращают
углекислый газ в сахар, а сахар – в
нефть.

Подсчитали, что таким образом
1 га водоема может дать больше топлива
(а, значит, связать больше СО2), чем
1 га  суши с самыми перспективными
растениями.

При этом
СО2 поглощается достаточно
полно, ибо равновесие (1) смещено
вправо. И одновременно получается ценный
продукт – питьевая сода.

Карбонаты и их
применение. Соли угольной кислоты
гораздо устойчивее к отщеплению СО2,
чем сама кислота, и все выделены в
свободном состоянии. Из средних
солей хорошо растворимы лишь карбонаты
ЩМ.

Причем не только карбонаты, но и
гидрокарбонаты ЩМ, гидролизуясь по
аниону, создавают щелочную среду.

Благодаря, в частности, этому, соли
натрия и калия, выпускаемые содовым
производством, находят широкое применение.

Например, питьевая
сода (NaHCO3) используется
в медицине (от изжоги).

В еще больших
масштабах применяется поташ К2СО3
и особенно (как более дешевый продукт)
кальцинированная сода Na2CO3
(получается кальцинацией, т.е.

прокаливанием, NaHCO3):
в качестве стиральных порошков, для
изготовления стекла, мыла и др. Поэтому
содовое производство – одно из крупнейших
в химической промышленности.

На практике широко
используются и малорастворимые
природные карбонаты кальция: известняк
(для получения СаО и СО2 и в качестве
строительного камня), мрамор (как
облицовочная плитка), мел (для
побелки) и др.

Источник: https://studfile.net/preview/7300528/page:23/

Кислородные соединения углерода: строение молекул, физические и химические свойства. Медико- биологическое значение углерода и его соединений

Кислородные соединения углерода Углерод образует два оксида — СО и С02.

Оксид углерода(II) СО — бесцветный, не имеющий запаха газ, малорастворимый в воде. Его называют угарным газом, так как он очень ядовит.

Попадая при дыхании в кровь, быстро соединяется с гемоглобином, образуя прочное соединение карбоксигемоглобин (объясните происхождение этого термина), лишая тем самым возможности гемоглобин переносить кислород. При вдыхании воздуха, содержащего 0,1% СО, человек может внезапно потерять сознание и умереть.

Угарный газ образуется при неполном сгорании топлива (напишите уравнение соответствующей химической реакции), вот почему так опасно преждевременное закрывание дымоходов.

СО — хороший восстановитель. Он сгорает в кислороде, образуя углекислый газ: 2СО + 02 = 2С02

Оксид углерода(II) способен отнимать кислород у оксидов металлов, т. е. восстанавливать металлы из их оксидов:

Fе203 + ЗСО = 2Fе + ЗС02

Именно это свойство оксида углерода(II) используется в металлургии при выплавке чугуна.

Оксид углерода(IV) С02 — широко известный под названием углекислый газ — бесцветный, не имеющий запаха газ. Он примерно в полтора раза тяжелее воздуха. При обычных условиях в 1 объеме воды растворяется 1 объем углекислого газа.

При давлении примерно 60 атм углекислый газ превращается в бесцветную жидкость. При испарении жидкого углекислого газа часть его превращается в твердую снегообразную массу, которую в промышленности прессуют, — это известный вам сухой лед, который применяется для хранения пищевых продуктов.

С02 — это типичный кислотный оксид: взаимодействует со щелочами (например, вызывает помутнение известковой воды), с основными оксидами и водой.

Он не горит и не поддерживает горения и потому применяется для тушения пожаров. Однако магний продолжает гореть в углекислом газе с образованием оксида и выделением углерода в виде сажи:

• С02 + 2Мg = 2МgO + С
• Углекислый газ получают, действуя на соли угольной кислоты — карбонаты растворами соляной, азотной и даже уксусной кислот. В лаборатории углекислый газ получают при действии на мел или мрамор соляной кислоты:
• СаС03 + 2НСl = СаСl2 + Н20 + С02
• В промышленности большие количества углекислого газа получают обжигом известняка: СаС03 = СаО + СO2
• Углекислый газ, кроме уже названной области применения, используют также для изготовления шипучих напитков и для получения соды.
• При растворении оксида углерода(IV) в воде образуется угольная кислота Н2С03, которая очень нестойкая и легко разлагается на исходные компоненты — углекислый газ и воду:
• CO2 + Н20 —> H2CO3
• Равновесие этой реакции смещено влево.

Как двухосновная кислота она образует два ряда солей: средние — карбонаты и кислые — гидрокарбонаты. Из карбонатов в воде растворимы только соли калия, натрия и аммония. Кислые соли, как правило, растворимы в воде.

1. При избытке углекислого газа в присутствии воды карбонаты могут превращаться в гидрокарбонаты. Так, если через известковую воду пропускать углекислый газ, то она сначала помутнеет из-за выпавшего в осадок нерастворимого в воде карбоната кальция, однако при дальнейшем пропускании углекислого газа помутнение исчезает в результате образования растворимого гидрокарбоната кальция:
2. СаС03 + Н20 + С02 = Са(НС03)2
3. Именно наличием этой соли и объясняется временная жесткость воды. При нагревании растворимый гидрокарбонат кальция снова превращается в нерастворимый карбонат:
4. Са(НС03)2 = СаС03 + Н20 + С02

Эта реакция приводит к образованию накипи на стенках котлов, труб парового отопления и домашних чайников, а в природе в результате этой реакции формируются в пещерах свисающие вниз.

Другие соли кальция и магния, в частности хлориды и сульфаты, придают воде постоянную жесткость. Кипячением постоянную жесткость воды устранить нельзя.

Приходится использовать другой карбонат — соду Nа2С03, которая переводит эти ионы Са2+ в осадок, например:

• СаСl2 + Na2С03 = СаС034- + 2NаСl
• Соду можно использовать и для устранения временной жесткости воды.
• Карбонаты и гидрокарбонаты можно обнаружить с помощью растворов кислот: при действии на них кислот наблюдается характерное «вскипание» из-за выделяющегося углекислого газа:

CO + 2Н+ = Н20 + С02 НС03 + Н+ = Н20 + С02

Эта реакция является качественной реакцией на соли угольной кислоты.

Углерод, обладая исключительной способностью образовывать вместе с другими элементами длинные цепи атомов, дает многочисленное разнообразие органических соединений. Благодаря углероду возникло все богатство и разнообразие видов растений и животных.

В настоящее время широко обсуждаются вопросы загрязнения биосферы диоксидом углерода, поступающим из продуктов сжигания топлива. Увеличение концентрации CO2 в воздухе на 20% может вызвать глобальное повышение температуры на Земле на 4-50С – «Парниковый эффект».

Особенно вредное действие на организм человека оказывает оксид углерода (II) или угарный газ. При вдыхании оксид углерода (II) попадает в кровь и образует прочное соединение с гемоглобином – карбоксигемоглобин. При этом гемоглобин теряет способность связывать кислород, что и является причиной смерти при тяжелых отравлениях угарным газом.

В медицине применяется:

2. Гидрокарбонат натрия NaHCO3 ; понижает кислотность желудочного сока; водные растворы используются для полосканий и примочек.



Источник: https://infopedia.su/11×9556.html