Оксид углерода (II) ‑угарный газ. Молекула оксида углерода (II) имеет линейное строение. Между атомами углерода и кислорода образуется тройная связь. Две связи получены путем перекрывания неспаренных 2 р -электронов углерода и кислорода, а третья – по донорно-акцепторному механизму за счет 2 р свободной атомной орбитали углерода и электронной пары кислорода:
Тройная связь в молекуле является причиной низкой химической активности СО. В химическом отношении СО – инертное вещество. Наличие неподеленных электронных пар у атомов углерода и кислорода обусловливает возможность образования связей по донорно-акцепторному механизму. Молекула СО является донором электронной пары. В соответствии с методом МО у молекулы СО существуют вакантные разрыхляющие орбитали (рис. 4.1):
|
С участием вакантных разрыхляющих орбиталей также возможно образование связей по донорно-акцепторному механизму, молекулы СО в этом случае являются акцепторами электронных пар. Например, в карбонилах образуются дативные связи,молекулы СО одновременно выступают в роли и донора, и акцептора электронов.
Физические свойства СО. Газ без цвета и запаха, легче воздуха, очень мало растворим в воде, растворим в спирте и бензоле.
t кип = ‒192°C; t пл = ‒205°C. Ядовит. Необратимо взаимодействует с гемоглобином крови.
Химические свойства СО. Несолеобразующий оксид, незначительно растворяется в воде, однако не реагирует с ней. Также он не вступает в реакции с растворами щелочей и кислот, но при нагревании с расплавленными щелочами образует соли муравьиной кислоты:
|
CO + NaOH HCOONa (формиат натрия).
При нагревании на воздухе горит синим пламенем (температура начала реакции 700°C):
2СО + О2 = 2СО2; Δ G = −257 кДж, Δ S = −86 Дж/К.
Реагирует с водородом. Ниже 830°C более сильным восстановителем является CO, выше – водород. Поэтому равновесие реакции до 830°C смещено вправо, выше 830°C – влево:
СО + Н2 ⇄ С + Н2О.
Под действием катализатора, соединяясь с водородом, оксид углерода (II) образует метанол:
CO + 2H2 CH3OH (t = 300°C, P = 50МПа, катализатор Cr2O3)
Энергичный восстановитель. Восстанавливает многие металлы из их оксидов:
CO + CuO Сu + CO2;
CO + Fe3O4 3Fe + CO2;
CO + Н2O Н2 + CO2, Δ H = –41,17 кДж.
С галогенами. Наибольшее практическое применение получила реакция с хлором в присутствии катализатора (активированный уголь), экзотермическая реакция протекает уже при комнатной температуре:
СO + Cl2 = COCl2 (фосген), Δ H = –109,8 кДж.
С металлами образует карбонилы:
5CO + Fe [Fe(CO)5] (пентакарбонил железа).
Реакцией с аммиаком при высоких температурах можно получить важное для промышленности соединение – циановодород HCN. Реакция идёт в присутствии катализатора(оксид тория ThO2) по уравнению:
CO + NH3 HCN + H2O (H–CºN).
С серой образует сероксид углерода COS, реакция идёт при нагревании, по уравнению:
CO + S COS, Δ G = −229 кДж, Δ S = −134 Дж/К.
Получение CO в промышленности. Пропускание воздуха через раскаленный уголь:
C + O2 = CO2;
CO2 + C 2CO.
Пропускание водяного пара над раскаленным углем:
C + H2O CO + H2.
В лаборатории. При термическом разложении муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии концентрированной серной кислоты либо пропуская муравьиную кислоту над оксидом фосфора P2O5:
|
H2C2O4 = CO + CO2 + H2O;
HCOOH = H2O + CO.
Выделяющийся совместно с CO оксид углерода (IV) можно удалить, пропустив смесь через насыщенный водный раствор гидроксида бария.
Нагревание карбоната кальция с цинком:
CaCO3 + Zn CaO + ZnO + CO.
Взаимодействие углекислого газа с цинком:
CO2 + Zn CO + ZnO.
Применение оксида углерода (II). Главным образом угарный газ применяют как горючий газ в смеси с азотом (так называемый генераторный или воздушный газ) или же в смеси с водородом (водяной газ). В металлургии для восстановления металлов из их руд. Для получения металлов высокой чистоты при разложении карбонилов.
Оксид углерода (IV) ‒углекислый газ. Молекула СО2 линейная, две σ-связи образованы sp -гибридными орбиталями атома углерода и 2 р -орбиталями атома кислорода. Не участвующие в гибридизации р -орбитали углерода образуют с р -орбиталями кислорода π-связи. Молекула неполярная:
Физические свойства CO2. Газ без цвета и запаха, тяжелее воздуха, при сильном охлаждении кристаллизуется в виде белой снегообразной массы – «сухого льда». При атмосферном давлении он не плавится, а возгоняется, температура возгонки –78°С. Углекислый газ образуется при гниении и горении органических веществ. Содержится в воздухе и минеральных источниках, выделяется при дыхании животных и растений. Мало растворим в воде (1 объем углекислого газа в одном объеме воды при 15°С).
Химические свойства CO2. Кислотный оксид:
СaO + CO2 = СaCO3;
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O;
NaOH(нед) + CO2 = NaHCO3.
Окислительные свойства. Углем при высоких температурах восстанавливается до угарного газа:
|
С + СО2 2СО.
Магний, зажженный на воздухе, продолжает гореть и в атмосфере углекислого газа:
2Mg + CO2 = 2MgO + C;
CO2 + 2NH3 = CO(NH2)2 + H2O (карбамид, мочевина):
Мочевина разлагается водой:
CO(NH2)2 + 2H2O = (NH4)2CO3 → 2NH3 + СО2 + H2O.
Фотосинтез глюкозы на свету при участии хлорофилла:
6CO2 + 6H2O = C6H12O6 + 6O2.
Качественной реакцией для обнаружения углекислого газа является помутнение известковой воды:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O.
Сначала образуется белый осадок, который исчезает при длительном пропускании CO2 через известковую воду, т. к. нерастворимый карбонат кальция переходит в растворимый гидрокарбонат:
CaCO3 + H2O + CO2 = Сa(HCO3)2.
Диоксид углерода относится к «парниковым газам». Увеличение количества СО2 в атмосфере может привести к повышению температуры атмосферы. Коротковолновое излучение Солнца нагревает Землю, а тепловое излучение Земли, более длинноволновое, способно поглощаться молекулами СО2. В результате наблюдается повышение температуры атмосферы, а явление в целом называется «парниковым эффектом».
Диокси́д триуглеро́да C3O2 – бесцветный ядовитый газ с резким, удушливым запахом. Молекула имеет линейное строение O=C=C=C=O, неполярна, атомы углерода в ней находятся в состоянии sp -гибридизации. Помимо σ sp-sp -связей возникают π p-p -связи, плоскости симметрии p -облаков которых расположены взаимно перпендикулярно. При хранении диоксид триуглерода полимеризуется с образованием нерастворимого в воде полимера (C3O2) n желтого, красного или фиолетового цвета.
При повышении температуры диоксид триуглерода разлагается:
C3O2 CO2 + 2C.
При растворении углекислого газа в воде образуется слабая угольная кислота Н2СО3. Углекислый газ в воде находится преимущественно в виде гидратированных молекул СО2 и лишь в незначительной степени в форме угольной кислоты. При этом в растворе устанавливается равновесие:
СО2 (г) + Н2О ⇄ СО2 · Н2О ⇄ Н2СО3.
Угольная кислота – слабая неустойчивая кислота, которую в свободном состоянии из водных растворов выделить нельзя, проявляет свойства слабых кислот, диссоциирует ступенчато и обратимо:
I ступень: Н2СО3 ⇄ Н+ + HCO , = 4 × 10‒7;
II ступень: HCO ⇄ H+ + CO , = 4,8 × 10‒11.
Как двухосновная кислота, Н2СО3 образует два типа солей: карбонаты и гидрокарбонаты. Карбонат-ион имеет форму правильного плоского треугольника. Три sp 2-гибридные орбитали атома углерода участвуют в образовании трех σ-связей с атомами кислорода, оставшаяся р -орбиталь углерода перекрывается с р -орбиталью кислорода c образованием π-связи:
Карбонаты двухвалентных металлов плохо растворимы в воде, но их растворимость повышается в присутствии углекислого газа за счет образования гидрокарбонатов:
СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2.
Карбонаты металлов при нагревании разлагаются с образованием оксидов:
MgCO3 MgO + CO2.
Температура разложения карбонатов повышается по мере усиления металлических свойств катиона и ионного характера связи, карбонаты щелочных металлов плавятся без разложения. Так температуры разложения растут в ряду MgCO3 (230°С) < MnCO3 < FeCO3 <
< CaCO3 < SrCO3 < BaCO3 (1300°С).
Гидрокарбонаты разлагаются до карбонатов:
2NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2.
Растворимые карбонаты подвергаются гидролизу по аниону:
CO + H2O ⇄ HCO + ОН– (І ступень);
в молекулярной форме:
Na2CO3 + H2O ⇄ NaНCO3 + NaОН;
в растворе соли образуется избыток ионов ОН–, среда щелочная, рН > 7.
Из-за полного гидролиза из водных растворов нельзя выделить карбонаты Сr3+, Al3+, Fe3+, Ti4+, Zr4+ и др.
Качественной реакцией на карбонат- и гидрокарбонат-ионы является их взаимодействие с сильной кислотой, наблюдается образование углекислого газа с характерным вскипанием:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑;
CO + 2H+ = CO2↑ + H2O.
Практическое значение имеют соли Na2CO3 (сода), CaCO3 (мел, мрамор, известняк), K2CO3 (поташ), NaHCO3 (питьевая сода), Са(НСО3)2 и Mg(HCO3)2 (они обусловливают карбонатную жесткость воды).
Соединения углерода в отрицательной степени окисления ‒ карбиды. Карбиды можно разделить на три группы, которые довольно сильно отличаются по своим свойствам:
1) Ковалентные карбиды. Их образуют кремний и бор – соседи углерода по периодической таблице, близкие к нему как по размеру атомов, так и по электроотрицательности. Карбид кремния SiC (техническое название – карборунд) в чистом виде – бесцветные кристаллы, но примеси часто окрашивают его в различные цвета, вплоть до черного. По своей структуре это соединение аналогично алмазу; решетку карбида кремния можно получить, если в немного расширенной решетке алмаза заменить половину атомов углерода на атомы кремния. Это вещество обладает очень высокой твердостью; помимо этого оно имеет свойства полупроводника. Из него делают шлифовальные бруски и круги, огнеупорные материалы для печей и литейных машин, нагревательные элементы для электропечей, полупроводниковые диоды.
Бор образует два карбида с точно известной структурой – В4С и В13С2. Наибольшее значение имеет В4С – черные блестящие кристаллы, которые по твердости уступают лишь алмазу и нитриду бора BN. Этот карбид применяют для изготовления абразивных и шлифовальных материалов и в качестве полупроводника. Карбид бора, обогащенный изотопом 10В, используется как поглотитель нейтронов в ядерных реакторах.
2) Ионноковалентные (солеобразные) карбиды с преимущественно ионной связью. Эти карбиды образуют щелочные и щелочноземельные металлы, алюминий, редкоземельные элементы, а также актиноиды. Ионный характер связи приводит к высокой температуре плавления. Карбид кальция СаС2, например, плавится при 2300°С, карбид тория ThC2 – при 2655°С.
Ионноковалентные карбиды разлагаются водой с образованием гидроксидов металлов и выделением газа. В зависимости от того, какой выделяется газ, ионноковалентные карбиды делят на метаниды (Al4C3, Ве2С), ацетилениды (СаС2), смешанные карбиды.
Взаимодействие карбидов щелочных металлов с водой протекает бурно. Так, если карбид калия просто облить водой, произойдет реакция, которая сопровождается взрывом такой силы, что выделяющийся ацетилен сразу же разлагается с выделением угля. Чтобы провести реакцию
K2С2 + 2Н2О = 2KОН + С2Н2,
надо медленно пропускать над карбидом водяной пар. Самый известный пример гидролиза – получение ацетилена из карбида кальция (процесс проводят при сварочных работах):
СаС2 + 2Н2О = Ca(OH)2 + С2Н2.
Ацетилен выделяется также при гидролизе Na2C2, MgC2 и др. Поэтому такие карбиды (ацетилениды) можно рассматривать как производные ацетилена, в которых атомы водорода замещены атомами металла.
При гидролизе метанидов выделяется СН4:
Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3 + 3CH4;
Be2C+ 4H2O = 2Be(OH)2 + CH4.
Иногда при гидролизе ионноковалентных карбидов углеводороды выделяются совместно с водородом, который частично гидрирует непредельные углеводороды. Карбид магния состава Mg2C3 дает при гидролизе метилацетилен:
Mg2C3 + 4H2O = 2Mg(OH)2 + НС≡С–СН3.
Получение ионноковалентных карбидов. Многие карбиды можно получить непосредственно из элементов:
Са + 2С СаС2;
восстановлением оксидов углеродом:
СаО + 3С СаС2 + СО.
Ацетилениды можно получить действием ацетилена на активные металлы:
Zn + С2Н2 = ZnC2 + Н2.
При взаимодействии ацетилена с солями:
С2Н2+ 2AgNO3 = Ag2C2 + 2HNO3.
3) Металлоподобные карбиды (карбиды внедрения), которые образуют переходные металлы IV–VII групп, а также кобальт, железо и никель. Это металлоподобные соединения, в которых атомы углерода, имеющие небольшие размеры, не связаны друг с другом и располагаются в пустотах между атомами металлов. Различная упаковка атомов металла в кристаллической решетке приводит к разному составу карбидов даже для одного и того же металла; например, хром образует карбиды состава Cr3C2, Cr4C, Cr7C3 и др. Эти карбиды часто отличаются большой твердостью и очень высокими температурами плавления. Карбиды тантала и гафния TaC и HfC – наиболее тугоплавкие из известных веществ (плавятся при 3985 и 3890°С соответственно).
Металлоподобные карбиды обладают высокой электропроводностью и очень высокой химической стойкостью к агрессивным средам (многие из них не растворяются даже в царской водке). Они используются для упрочнения чугуна и стали (карбиды железа, хрома, вольфрама, молибдена), а также для производства очень твердых сплавов, которые применяют для обработки металлов резанием (карбиды WC, TiC, TaC, VC, Cr3C2). Например, твердые наконечники резцов, сверл делают из победита – спеченного порошка карбида вольфрама WC с добавкой металлического кобальта. Очень важную роль играет карбид железа Fe3C (цементит) – твердые кристаллы, входящие в структуру чугуна и стали.
Карбид марганца разлагается водой с выделением почти равных количеств водорода и метана:
Mn3C + 6H2O = 3Mn(OH)2 + CH4 + H2.
Карбид вольфрама WC используют также для изготовления буровых коронок, деталей аппаратуры для производства синтетических алмазов, для нанесения износостойких покрытий на поверхности металлов. Карбид титана интересен ярким проявлением нестехиометрии: состав этого соединения выражается формулой TiC х, где х колеблется в пределах 0,49‒1. Это вещество, как и карбид вольфрама, используют как компонент жаропрочных, жаростойких и твердых сплавов, для получения износостойких покрытий, для изготовления тугоплавких тиглей, в которых можно плавить почти любые металлы (сам карбид плавится при 3257°С). Карбидом титана выкладывают внутренние стенки высокотемпературных печей.
Карбонилы. Атом металла в карбониле находится в нулевой степени окисления, при этом d -элементы с четным числом валентных электронов образуют одноядерные, а с нечетным – двухъядерные карбонилы со связью металл ‒ металл. Химическая связь между атомом металла и молекулами СО образуется по донорно-акцепторному механизму, имеет место p-перекрывание по дативному механихму за счет электронных пар атома металла и вакантных орбиталей молекул СО (метод МО).
Карбонилы никеля Ni(CO)4, железа Fe(CO)5, осмия Os(CO)5, рутения Ru(CO)5 – жидкости; хрома Cr(CO)6, кобальта Со2(СО)8, марганца Mn2(CO)10 и др. – кристаллические вещества. Карбонилы диамагнитны, летучи, чрезвычайно токсичны, хорошо растворимы в органических растворителях, но, как правило, плохо растворимы в воде.
Общий способ получения карбонилов металлов заключается во взаимодействии оксида углерода CO с металлами или их солями при повышенных температурах и давлении. В частности, для получения Fe(CO)5 необходимы температура порядка 180–220°C и давление
1 · 107–2 · 107 Па; для Co2(CO)8 – 150–200°C и 2,5 · 107 Па; сравнительно легко можно получить тетракарбонил никеля Ni(CO)4, образующийся уже при 60‑80°C:
5CO + Fe [Fe(CO)5] (пентакарбонил железа).
Наибольшее техническое значение имеют карбонилы никеля Ni(CO)4, кобальта Со2(СО)8 и железа Fe(CO)5. Карбонилы применяют для получения чистых металлов, образующихся при их термическом разложении:
[Ni(CO)4] 4CO + Ni.
Соединения углерода с галогенами. Углерод непосредственно реагирует только с фтором:
С + 2F2 = CF4.
Тетрафторид углерода CF4 – очень инертный газ (t кип = -128°С). Он не реагирует ни с кислотами, ни со щелочами. Поэтому его, как и другие фторсодержащие соединения, в частности, CF2Cl2 (t пл =
= -155°С, t кип = -30°С) используют в качестве фреонов – рабочих веществ в холодильных машинах. Большое практическое применение находят фторопласты, в частности тефлон используют для изготовления химически инертной посуды и аппаратуры. Тефлон получают полимеризацией тетрафторэтилена CF2 CF2. На тефлон не действует кипящая HNO3 и расплавленная NaOH, он устойчив до 320°С.
Тетрахлорид углерода CCl4 – негорючая жидкость (t кип = 76°С), получают хлорированием метана на свету:
CH4 + 2Cl2 CCl4 + 4HCl.
Молекулы тетрагалогенидов углерода образуются с участием sp 3-гибридных орбиталей атомов углерода и имеют форму тетраэдра. Координационная насыщенность атомов углерода определяет кинетическую инертность и низкую реакционную способностью тетрагалогенидов. CCl4 менее устойчив, чем CF4.. Однако тетрахлорид углерода также не разлагается щелочами и кислотами. CCl4 широко используют в качестве неполярного растворителя.
Тетрабромид углерода CBr4 получают аналогично CCl4:
СH4 + 4Br2 CBr4 + 4HBr.
CBr4 при комнатной температуре представляет собой бледно-желтое твердое вещество (t пл = 93°С). Оно не растворяется в воде и полярных растворителях. При нагревании до 200°С разлагается.
Тетраиодид углерода CI4 можно получить по реакции:
CCl4 + 4C2H5I = CI4 + 4C2H5Cl (катализатор AlCl3).
CI4 – светло-красное кристаллическое вещество с запахом иода. При нагревании и на свету CI4 разрушается:
2CI4 = 2I2 + C2I4.
Уменьшение термической устойчивости и повышение реакционной способности тетрагалогенидов в ряду CF4 > CCl4 > CBr4 > CI4 коррелирует с изменением энтальпии связи С–Г (кДж/моль):
C–F (–487); C–Cl (–340); C–Br (–285); C–I (–214).
Практическое значение имеют продукты неполного галогенирования метана – хлороформ CHCl3 (растворитель и средство для анестезии) и иодоформ CHI3 (антисептик).
Фосген СОCl2 – хлорангидрид угольной кислоты. Это бесцветный газ (t кип = 8,2°С) с запахом прелого сена, плохо растворим в воде и медленно реагирует с ней с образованием двух кислот:
COCl2 + 2H2O = 2HCl + H2CO3.
В водных растворах щелочей фосген моментально гидролизуется:
COCl2 + 4KOH = K2CO3 + 2KCl + 2H2O.
Фосген – важный промежуточный продукт в химической промышленности, применяется как сырье в производстве красителей, мочевины, изоционатов, безводных хлоридов металлов, пестицидов, лекарств и растворителей. Фосген является отравляющим веществом удушающего действия.
Циановодород (HCN). Циановодород (водный раствор – синильная кислота) ‒ излюбленное вещество всех отравителей. Сама кислота или ее соли, так называемые цианиды ‑ сильные и очень быстрые яды, они замедляют ферментные процессы в клетках, связывают гемоглобин в циангемоглобин, парализуют дыхательный центр и вызывают удушье. Жидкий циановодород является неэлектролитом, так как вследствие наличия водородных связей его собственная ионизация ничтожно мала. В жидком состоянии HCN представляет смесь двух изомерных форм – нормальной и изоформы. В нормальной форме атом водорода связан с четырехвалентным углеродом (), а в изоформе водород соединен с азотом (H‒N≡C), а углерод имеет ковалентность, равную трем. Обе формы находятся в динамическом равновесии и легко переходят друг в друга. Высокую токсичность циановодорода связывают именно с изоформой.
Физические свойства циановодорода. Циановодород – бесцветная легкокипящая жидкость с запахом горького миндаля. Смешивается с водой во всех отношениях.
Химические свойства циановодорода. Синильная кислота является слабой кислотой (Kдис = 5,04 · 10‒10).
HCN подвергается гидролизу. При гидролизе разрываются связи между углеродом и азотом, водород присоединяется к азоту, а оксо- и гидроксогруппы ‒ к углероду:
HCN + 2H2O = HCOOH + NH3.
В зависимости от условий взаимодействия с воздухом образует углекислый газ, азот и воду или дициан и воду:
4HCN + 5O2 = 4CO2 + 2N2 + 2H2O;
4HCN + O2 2C2N2 + 2H2O.
Со щелочами образует соли цианиды:
HCN + NaOH = NaCN + H2O.
При пропускании через раствор концентрированной серной кислоты образует оксид углерода (II) и гидросульфат аммония:
HCN + H2O + H2SO4 = CO + NH4HSO4.
Получение циановодорода. Прямой синтез из аммиака и метана в присутствии воздуха и платинового катализатора при высокой температуре:
2CH4 + 2NH3 + 3O2 2HCN + 6H2O.
Синтез из аммиака и метана в присутствии платинового катализатора при высокой температуре:
CH4 + NH3 HCN + 3H2.
Взаимодействие оксида углерода (II) с аммиаком:
CO + NH3 HCN + H2O.
Взаимодействие водорода с дицианом:
H2 + (CN)2 = 2HCN.
Синильная кислота выделяется в результате гидролиза или вытеснения цианидов из их солей:
KCN + H2O ⇄ HCN + KOH;
CN– + H2O ⇄ HCN + OH–;
KCN + H2O + CO2 = KHCO3 + HCN.
Получение цианидов:
Na2CO3 + C + 2NH3 2NaCN + 3H2O;
NaNH2 + C NaCN + H2.
Ион CN− (изоэлектронный молекуле СО) входит как лиганд в большое число комплексных соединений d -элементов. Комплексные цианиды в растворах стабильны, например, K3[Fe(CN)6] (красная кровяная соль), K4[Fe(CN)6] (желтая кровяная соль). Цианид-ион является лигандом сильного поля. Ион CN- является не только σ-донором, но и π-акцептором электронных пар катионов-комплексообразователей.
Многие металлы при действии избытка цианида калия или цианида натрия образуют комплексные соединения, что используется, например, для извлечения золота и серебра из руд при промышленном получении золота. Золото сравнительно легко реагирует с кислородом и другими окислителями при участии комплексобразователей. Так, в водных растворах цианидов при доступе кислорода золото растворяется, образуя цианоаураты:
4Au + 8KCN + 2H2O + O2 = 4K[Au(CN)2] + 4KOH.
Цианоаураты легко восстанавливаются до чистого золота:
2K[Au(CN)2] + Zn = K2[Zn(CN)4] + 2Au.
Дициан. Соединение углерода с азотом (СN)2 или С2N2 – дициан (циан) – легко воспламеняющийся бесцветный газ с запахом миндаля; t пл = −27,8°C; t кип = −21,15°C; ограниченно растворим в воде, лучше – в спирте, эфире, уксусной кислоте. Строение молекулы:
N≡C‒C≡N.
Дициан по свойствам похож на галогены в молекулярной форме Г2. Так, в щелочной среде он, подобно галогенам, диспропорционирует с образованием цианида и цианата:
(CN)2 + 2KOH = KCN + KCNO + H2O.
Чистый сухой дициан получают путем нагревания сулемы HgCl2 с цианидом ртути (II):
HgCl2 + Hg(CN)2 = Hg2Cl2 + (СN)2.
Другие способы получения:
4HCNг + О2 2(CN)2 + 2H2O;
2HCNг + Сl2 (CN)2 + 2HCl;
Hg(CN)2 Hg + (СN)2.
При окислении цианиды образуют соли – цианаты. Цианаты – производные циановой кислоты HCNO, существующей в виде двух изомерных модификаций: циановой (HO–CN) и изоциановой (HN=C=O) кислот. Соли цианаты, а также сама циановая кислота в жидком состоянии содержат таутомерную смесь обоих изомеров, в твердом состоянии преобладает изомер НN=C=O. В разбавленных водных растворах ц иановая кислота легко гидролизуется (особенно быстро ‒ в присутствии минеральных кислот):
HNCO + H2O = CO2 + NH3.
Кипячение раствора цианистого калия с серой (или сплавление обоих веществ) сопровождается образованием соли родановодородной кислоты (Н–N=C=S):
KCN + S = KNCS.
Родановодородная (тиоциановая) кислота HNCS устойчива лишь в разбавленном растворе. Диссоциирована она довольно сильно. Большинство ее солей бесцветны и хорошо растворимы в воде. Наиболее известны соли аммония и калия. В отличие от цианидов, роданиды не ядовиты. Роданиды (тиоцианаты) образуют комплексные соединения, в которых донорным атомом может быть как атом N, так и атом S.
Сероуглерод. При пропускании паров серы сквозь слой раскаленного угля углерод реагирует с серой, образуя сероуглерод:
C + 2S = СS2.
Сероуглерод ‒ бесцветная летучая жидкость (t кип = 46°С), реакционноспособное вещество, огнеопасное и летучее. Пары CS2 ядовиты, он применяется для фумигации (окуривания) зернохранилищ против насекомых‑вредителей, в ветеринарии для лечения животных. В технике – растворитель жиров, смол, масел, йода. Пары CS2 очень легко воспламеняются:
CS2 + ЗО2 = СО2 + 2SO2.
В воде сероуглерод почти нерастворим. Гидролиз CS2 протекает лишь выше 150°С:
CS2 + 2H2О = СО2 + 2H2S.
С сульфидами металлов CS2 образует соли тиоугольной кислоты – тиокарбонаты.
Na2S + CS2 = Na2CS3.
Эта реакция аналогична процессу
Na2O + CO2 = Na2CO3.
Тиокарбонаты – желтые кристаллические вещества. При действии на них кислот выделяется свободная тиоугольная кислота:
Na2CS3 + 2HCl = H2CS3 + 2NaCl.
Тиоугольная кислота более стабильна, чем Н2СО3 и при низкой температуре выделяется из раствора в виде желтой маслянистой жидкости, легко разлагающейся:
H2CS3 = H2S + CS2.
Кремний
Нахождение в природе. По распространенности в земной коре кремний – второй (после кислорода) элемент, его среднее содержание в литосфере 29,5% (по массе). В земной коре кремний играет такую же первостепенную роль, как углерод в животном и растительном мире. Для геохимии кремния важна очень прочная связь его с кислородом. Около 12% литосферы составляет кремнезем SiO2 в форме минерала кварца и его разновидностей. 75% литосферы слагают различные силикаты и алюмосиликаты (полевые шпаты, слюды, амфиболы и т. д.). Общее число минералов, содержащих кремнезем, превышает 400.
Вакантные d -орбитали кремния определяют возможность образования связей по донорно-акцепторному механизму, что приводит к увеличению валентности и координационного числа до 6. В соединениях кремния наиболее характерными являются sp 3- и sp 3 d 2-типы гибридизации, соединения кремния в sp- и sp 2 - гибридном состоянии неустойчивы из-за малой прочности p-связей, образующихся перекрыванием р -орбиталей. Поэтому для кремния не характерно образование кратных связей Si=Si и Si≡Si, что свойственно углероду.
Физические свойства кремния. Кремний образует две аллотропные модификации – аморфный и кристаллический кремний. Кристаллический кремний – вещество темно-серого цвета с металлическим блеском, имеет структуру алмаза, но значительно уступает ему по твердости, довольно хрупок. Температура плавления 1415°C, плотность 2,33 г/см3. Обладает полупроводниковыми свойствами, его сопротивление понижается при повышении температуры.
Аморфный кремний – порошок бурого цвета. Обладает большей реакционной способностью, чем кристаллический кремний.
Химические свойства кремния. При обычных условиях кремний довольно инертен, что объясняется прочностью его кристаллической решетки, непосредственно взаимодействует только с фтором, при этом проявляет восстановительные свойства:
Si + 2F2 = SiF4.
С хлором реагирует при нагревании до 400–600°С:
Si + 2Cl2 SiCl4.
Измельченный кремний при нагревании до 400–600°С реагирует с кислородом:
Si + O2 SiO2.
Кремний при нагревании реагирует с серой:
Si + 2S SiS2.
При очень высокой температуре около 2000°С реагирует с углеродом и бором:
Si + C SiC;
Si + 3B B3Si.
При 1000°С реагирует с азотом:
3Si + 2N2 Si3N4.
С фтороводородом реагирует при обычных условиях, с хлороводородом и бромоводородом – при нагревании:
Si + 4HF = SiF4 + 2H2.
Окислительные свойства проявляются в реакциях с металлами, при этом образует силициды:
2Ca + Si Ca2Si.
Кремний устойчив к действию кислот, в кислой среде он покрывается нерастворимой пленкой оксида и пассивируется. Кремний взаимодействует только со смесью плавиковой и азотной кислот:
3Si + 4HNO3 + 18HF = 3H2[SiF6] + 4NO + 8H2O.
Растворяется в щелочах, образуя силикат и водород:
Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + H2.
Получение кремния. В промышленности Si получают восстановлением из оксида коксом в электрических печах:
SiO2 + 2C Si + 2CO.
При таком процессе кремний довольно сильно загрязнен карбидами кремния, силицидом магния. Наиболее чистый кремний получают восстановлением тетрахлорида кремния водородом или цинком при нагревании:
SiCl4 + 2H2 Si + 4HCl;
SiCl4 + 2Zn Si + 2ZnCl2.
Чистый кремний получается при термическом разложении силана:
SiH4 Si + 2H2.
В лаборатории Si получают восстановлением из оксида магнием или алюминием:
SiO2 + 2Mg Si + 2MgO;
3SiO2 + 4Al 3Si + 2Al2O3.
Необходимость получения высокочистого кремния диктуется развитием производства полупроводниковых элементов, широко распространенных в электронной промышленности, для радиотранслирующего и принимающего оборудования, мощных компьютеров и т.д. Чтобы получить требуемую чистоту, порядка 99,97%, проводят зонную плавку кремния. Слиток чистого кремния, получаемого обычным способом, медленно пропускают через зону высокого нагрева, достаточного для плавления кремния. В слитке происходят постепенное (по участкам) плавление и рекристаллизация, при этом примеси из-за различной растворимости их в твердой и жидкой фазах перемещаются, оставаясь в жидкой фазе.
Силаны (кремневодороды, гидриды кремния) – соединения кремния с водородом общей формулы Si n H2 n +2 (n ≤ 8). По физическим свойствам силаны подобны углеводородам. Моносилан SiH4 и дисилан Si2Н6 являются бесцветными газами с неприятным запахом, трисилан Si3Н8 – бесцветная ядовитая летучая жидкость. Высшие члены гомологического ряда – твердые вещества. Плотность, температуры кипения и плавления силанов выше, чем у соответствующих углеводородов. Ограниченность гомологического ряда силанов обусловлена малой прочностью связи Si–Si (226 кДж/моль) по сравнению со связью С–С (326 кДж/моль в этане). Наиболее изучено простейшее водородное соединение SiH4 – силан. Молекула силана имеет тетраэдрическое строение.
Силаны обычно получают, разлагая кислотами (HCl, H2SO4) силициды металлов:
Mg2Si + 4H+ = 2Mg2+ + SiH4↑.