в чем растворяется углерод

Большая Энциклопедия Нефти и Газа

Растворимость углерода в жидком металле существенно изменяется при введении добавки другого элемента, причем эти изменения могут быть как в сторону уменьшения, так и в сторону увеличения растворимости. С этой точки зрения исследовались в основном металлы, используемые при производстве стали: железо, никель, кобальт и марганец. [1]

Растворимость углерода и других примесей в жидкой стали значительно выше, чем в твердой. Когда расплавляется металл и образуется ванна, в нее устремляются углерод, фосфор и сера. Тонкий слой основного металла, примыкающий к жидкой ванне, обедняется примесями. Жидкий металл по границе с твердым насыщается ими. Когда начинается кристаллизация, тонкий слой кристаллов, образовавшихся из жидкости с повышенной концентрацией примесей, захватывает эти примеси. За этим слоем расположен слой, содержание примесей в котором приблизительно равно среднему содержанию их в жидком металле сварочной ванны. Третий слой примыкает к временной границе раздела между жидким и твердым металлом, образующейся при перерыве кристаллизации. Из него примеси успевают продиффундиро-вать в жидкий металл. В слое, примыкающем к временной границе раздела, содержание примесей снижается, а в жидком металле повышается. Таким образом, каждая чешуйка металла сварного шва состоит из трех слоев: нижнего с повышенным содержанием примесей, среднего с нормальным средним содержанием примесей и верхнего, обедненного примесями. [2]

Растворимость углерода в Fea невелика и составляет от 0 01 % при температуре О С до 0 02 % при температуре 727 С. [3]

Растворимость углерода в Незначительно больше, чем в Fea, и достигает 2 14 % при температуре 1 147 С. Аустенит в железоуглеродистых сплавах существует только при высоких температурах. [4]

Растворимость углерода и других примесей в жидком металле значительно выше, чем в твердом; это создает неоднородность по углероду и примесям различных слоев наплавленного металла. Поэтому и структура наплавленного металла представляет собой смесь зерен феррита и перлита со значительной химической неоднородностью. [7]

Растворимость углерода в платине в твердом состоянии нсчезающе мала. Форма выделяющегося графита зависит от условий кристаллизации и тигля, в котором проводится плавка. При использовании графитового тигля и плавке в высокочастотной электрической печи графит выделяется в виде игл, а при дуговой плавке он принимает шаровидную форму. [8]

Растворимость углерода в железе зависит от того, в какой кристаллической форме оно существует; а-железо почти не растворяет Углерода ( 0 0025 % при 20 С), в у-железе при 1 130 С растворяется около 2 % углерода. [12]

Растворимость углерода в а-фазе составляет 0 48 % С при температуре перитектоидной реакции и резко уменьшается с температурой ( рис. IV. По этой причине при содержании углерода более 0 1 % в структуре появляются выделения карбидов. Углерод оказывает на свойства титана меньшее влияние, чем кислород и азот. Прочностные свойства титана повышаются до содержания 0 3 % вес. [14]

Источник

Углерод

Алмаз. При слове «алмаз» сразу же вспоминаются окутанные завесой тайны истории, повествующие о поисках сокровищ. Когда-то люди, охотившиеся за алмазами, и не подозревали, что предметом их страсти является кристаллический углерод – тот самый углерод, который образует сажу, копоть и уголь. Впервые это доказал Лавуазье. Он поставил опыт по сжиганию алмаза, используя собранную специально для этого зажигательную машину. Оказалось, алмаз сгорает на воздухе при температуре около 700 о С, не оставляя твердого остатка, как и обычный древесный уголь.

Необработанные алмазы

В структуре алмаза каждый атом углерода имеет четырех соседей, которые расположены от него на равных расстояниях в вершинах тетраэдра. Весь кристалл представляет собой единый трёхмерный каркас. С этим связаны многие свойства алмаза, в частности его самая высокая среди минералов твёрдость. Она-то и дала камню имя, которое происходит от греч. «адамас» — «твердый, непреклонный, несокрушимый».

Кристаллы алмаза, особенно огранённые (бриллианты), очень сильно преломляют свет. Этим и обусловлена знаменитая «игра бриллиантов».

В России ювелирные алмазы вошли в моду в середине XVIII в. Ими украшали не только царские диадемы и скипетры, но также брелки, застежки, трости, табакерки и даже обувь! Мелкие алмазы используются для резки стекла и металлов, служат наконечниками свёрл, резцов. Алмазный порошок издревле применяют для полировки и огранки драгоценных камней.

Графит. В древности графит считали одним из минералов свинца, возможно из-за того, что, подобно свинцу, он оставляет на бумаге след (поэтому из графита делают грифели). В XVIII в. К. В. Шееле доказал, что графит представляет собой минеральный уголь». Родственные отношения между алмазом и графитом были подробно изучены коллегой Лавуазье французским химиком Луи Бернаром Гитоном де Морво: при осторожном нагревании алмаза без доступа воздуха он получил порошок графита.

Графит

Графит – мягкое вещество серого цвета. Атомы углерода связаны в нем в плоские слои, состоящие из соединенных рёбрами шестиугольников, наподобие пчелиных сот. Каждый атом в таком слое имеет трёх соседей. Для образования трёх ковалентных связей атом предоставляет три электрона, а четвертый электрон, образуя π-связи, делокализован по всему кристаллу. Этим объясняются такие свойства графита, как металлический блеск и электропроводность.

Поскольку электронные облака атомов из соседних плоских слоев перекрываются, между слоями возникают слабые связи, которые рвутся даже при незначительной нагрузке. Для того чтобы убедиться, достаточно провести карандашом по листу бумаги: на листе останется след из чешуек графита.

Графит широко применяется в технике. Графитовый порошок используется для изготовления минеральных красок, а также в качестве смазочного материала – между отдельными слоями графита взаимодействие настолько слабое, что возникает скольжение. Графитовые стержни служат электродами во многих электрохимических процессах; из смеси графита с глиной изготовляют тигли для плавки металлов. Блоки из особо чистого графита являются основным материалом для создания атомных реакторов. В первом отечественном реакторе, например, было использовано 450 т графита.

В отсутствии кислорода графит и алмаз выдерживают нагревание до высоких температур: эти вещества переходят в газовую фазу в виде молекул С_n лишь при 3000 о С. Поэтому графит используют как теплозащитный материал для головных частей ракет.

Химические свойства углерода

При обычной температуре углерод малоактивен. При нагревании он реагирует со многими простыми и сложными веществами.

Углерод может быть как окислителем, так и восстановителем, поэтому в соединениях может проявлять положительную и отрицательную степень окисления.

Как и другие неметаллы, углерод проявляет свойства при взаимодействии с кислородом и другими более электроотрицательными элементами.

а) углерод горит на воздухе с выделением большого количества тепла. При этом образуется СО₂:

При недостатке кислорода образуется СО:

б) раскаленный углерод реагирует с парами серы, легко соединяется с хлором и другими галогенами:

в) так как для углерода в отличие от других неметаллов весьма характерны восстановительные свойства, он может восстанавливать оксиды металлов и неметаллов:

Это свойство углерода широко используется в металлургии.

г) при пропускании через раскаленный уголь водяного пара получается смесь оксида углерода (II) с водородом, или водяной газ:

Углерод проявляет окислительные свойства при взаимодействии с металлами и водородом.

а) углерод взаимодействует с металлами, образуя карбиды металлов:

В промышленности карбид кальция получают при взаимодействии углерода с негашеной известью СаО, которую получают из известняка СаСО₃:

Кислородные соединения углерода

Оксид углерода (II) СО, или угарный газ. Он не имеет запаха и цвета, плохо растворим в воде, токсичен.

В лаборатории его получают разложением муравьиной кислоты при нагревании в присутствии серной кислоты или фосфорного ангидрида:

Углерод в угарном газе имеет степень окисления +2, поэтому для него характерны реакции присоединения, в которых он является восстановителем.

Угарный газ горит с образованием углекислого газа и выделением тепла:

Он реагирует с хлором на свету в присутствии катализатора – угля. При этом образуется фосген:

Фосген – ядовитый газ, применялся как отравляющее средство в первую мировую войну.

Восстановительные свойства угарного газа используются в металлургии для получения металлов из руд:

Оксид углерода (IV), или углекислый газ СО₂.

Он бесцветен, не имеет запаха, тяжелее воздуха, плохо растворяется в воде. Он образуется при:

а) горении углерода в избытке кислорода:

б) разложении карбонатов и гидрокарбонатов при нагревании:

Оксид углерода (IV) не поддерживает горения. Только некоторые активные металлы горят в нем, так как отнимают кислород:

Оксид углерода (IV) – кислотный оксид. Он реагирует с основаниями, основными оксидами, с водой. При взаимодействии с водой образуется угольная кислота:

Мрамор (карбонат кальция)

Угольная кислота. Как двухосновная кислота она диссоциирует по двум ступеням и поэтому образует два ряда солей – нормальные и кислые соли (карбонаты и гидрокарбонаты). Примеры солей: гидрокарбонаты – NaHCO₃, Mg(HCO₃)₂; карбонаты — Na₂CO₃, CaCO₃.

Карбонаты щелочных металлов и аммония хорошо растворимы в воде. Карбонаты щелочноземельных металлов в воде практически нерастворимы. Карбонаты алюминия, хрома, железа не могут существовать в водных растворах, так как подвергаются полному гидролизу, в результате которого выпадает осадок соответствующего гидроксида и выделяется углекислый газ.

Все карбонаты, кроме карбонатов щелочных металлов, при нагревании разлагаются на оксид металла и углекислый газ:

Качественной реакцией на карбонаты и гидрокарбонаты является их взаимодействие с растворами кислот, при котором выделяется углекислый газ:

При пропускании СО₂ через известковую воду Са(ОН)₂ выпадает осадок СаСО₃ (раствор мутнеет):

Са(ОН)₂ + СО₂ = СаСО₃↓ + Н₂О (качественная реакция на СО₂)

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Углерод» Углерод.doc (234 Загрузки)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Углерод в природе» Углерод-в-природе.doc (254 Загрузки)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Подгруппа углерода» Подгруппа-углерода.-Углерод.docx (205 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Углеродные нанотрубки» Углеродные-нанотрубки.doc (216 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Алмаз-минерал» Алмаз-минерал.docx (232 Загрузки)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Алмаз-графит» Алмаз-графит.docx (228 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Уголь» Уголь.docx (215 Загрузок)

Скачать рефераты по другим темам можно здесь

*(на изображении записи фотография бриллианта)

Похожее

Один ответ на “Углерод”

Добавить комментарий Отменить ответ

Репетитор по химии. Занятия проходят онлайн по Скайпу. По всем вопросам пишите в Ватсапп: +7 928 285 70 42

Источник

как растворить золу с труб. и с железной печки.

все снял для прочистки.
как растворить золу с труб. и с железной печки.
не охота возится все выскабливать.
должен же быть химический способ, растворить
углерод и сажу.
пишите что знаете, с чем сталкивались.

mishik написал :
как растворить золу с труб

Ее там нет. На трубах образуется сажа. Механическая чистка или осиновые дрова, но дровами вы конечно долго будете чистить.

сажа или зола, какая разница как назвать.
черная углеродная ерунда, твердая.

mishik написал :
как растворить золу с труб. и с железной печки.
не охота возится все выскабливать.

mishik написал :
должен же быть химический способ, растворить
углерод и сажу.

mishik написал :
должен же быть химический способ, растворить
углерод и сажу.

К сожалению,ни в чем не растворяется

не верю. вот такой я противный.

ДОКА написал :
К сожалению,ни в чем не растворяется

mishik написал :
не верю. вот такой я противный.

В расплавленной стали. Вам легче стало?

мож в кислоте какой, в комете или
тормозной жидкости (есть у меня баночка такая литра на 3 старая и
очень ядовитая)

mishik написал :
мож в кислоте какой, в комете или
тормозной жидкости (есть у меня баночка такая литра на 3 старая и
очень ядовитая)

Углерод химически инертен.

а как интересно в промышленности удаляют отложения

mishik написал :
а как интересно в промышленности удаляют отложения

Про трубочистов слышали?

mishik написал :
сажа или зола, какая разница как назвать.
черная углеродная ерунда, твердая.

Зола это продукт горения дров, она имеет цвет от белого до серого в зависимости от температуры горения и состава дров, оседает в зольнике, если он есть, или на «полу» печи. Содержит в основном калий, и смывается водой.

mishik написал :
а как интересно в промышленности удаляют отложения

Источник

§ 1. Углерод

Свободный углерод встречается в– виде двух простых веществ – алмаза и графита. С некоторой натяжкой (ввиду наличия примесей) к этим двум формам можно прибавить и третью – так называемый аморфный углерод, важнейшими представителями которого являются сажа и древесный уголь. По внешним свойствам алмаз резко отличается от обеих других модификаций. Он бесцветен, прозрачен, имеет плотность 3,5 и является самым твердым из всех минералов. Графит представляет собой серую, непрозрачную и жирную на ощупь массу с плотностью 2,2.

В противоположность алмазу он очень мягок – легко царапается ногтем и при трении оставляет серые полосы на бумаге. «Аморфный» углерод по свойствам довольно близок к графиту. Плотность его колеблется обычно в пределах 1,8– 2,1. У некоторых разновидностей «аморфного» углерода сильно выражена способность к адсорбции (т. е. поглощению на поверхности) газов, паров и растворенных вешеств.

1) Как видно из рис. 129, каждый атом углерода в алмазе соединен с четырьмя другими, причем расстояние от его центра до центра любого из соседних одинаково (1,54 А). По отношению к каждому атому С четыре соседних расположены в углах охватывающего его правильного тетраэдра (рис. 124).

Решетка алмаза имеет атомный характер (III, § 7). Этим и определяется ряд его свойств: несмотря на свою твердость, алмаз хрупок, он практически не проводит электрический ток и отличается плохой теплопроводностью.

Алмазы встречаются в наносных пластах, образовавшихся за счет разрушения горных пород, Их ежегодная мировая добыча составляет около 4 т. Недавно алмазы удалось получить искусственно.

Исключительная твердость алмаза обусловливает его ценность для техники. Алмазы применяются при буровых работах («алмазное бурение»), резке стекла, вытягивании тонкой проволоки и т. д. Наиболее красивые кристаллы шлифуют и под названием бриллиантов (рис. 130) употребляют в качестве украшений. Для их расценки служит применяемая к драгоценным камням единица веса – карат (0,2 г).

2) Каждый атом углерода в графите (рис. 131), как и в алмазе, соединен с четырьмя другими, и расстояния от него до трех других приблизительно одинаковы (1,42 А), однако от четвертого своего соседа он уже значительно более удален (3,35 А). В результате связь по последнему направлению гораздо слабее, чем по остальным. Внешне это выражается в легкой расщепляемость графита по показанной на рис. 131 линией АБ плоскости спайности кристалла на отдельные тонкие слои («чешуйки»).

Связи между углеродами одной и той же плоскости в решетке графита имеют ковалентный характер, а между углеродами разных плоскостей – металлический. Наличием металлических связей обусловлена высокая электропроводность графита (0,1 от электропроводности ртути) и его хорошая теплопроводность (в три раза больше, чем у ртути). Вместе с тем структура графита имеет отношение и к молекулярному типу, так как наличие в кристалле плоскостей спайности позволяет рассматривать его как ряд гигантских плоских частиц, сравнительно слабо связанных друг с другом межмолекулярными силами.

Кристаллическая структура «аморфного» углерода во всех исследованных случаях оказывалась тождественной со структурой графита. Можно поэтому думать, что «аморфный» углерод состоит в основном из очень мелких и беспорядочно расположенных кристаллов графита.

Месторождения графита нередко обладают большой мощностью, оцениваемой миллионами тонн. Обычным исходным материалом для его образования служили останки растительности очень древних эпох. Графит может быть получен и искусственно путем кристаллизации «аморфного» углерода при высоких температурах. Его потребителями являются многие отрасли промышленности.

Тройной точке на диаграмме состояния углерода отвечает температура около 3700 °С и давление около 100 ат. Поэтому при нагревании поднормальным давлением (в отсутствие воздуха) углерод не плавится, а около 3500 °С возгоняется.

В обычных условиях углерод весьма инертен. Напротив, при достаточно высоких температурах он становится химически активным по отношению к большинству металлов и многим металлоидам. «Аморфный» углерод значительно более реакционноспособен, чем обе основные формы этого элемента.

При нагревании «аморфного» углерода на воздухе он энергично взаимодействует с кислородом, причем по реакции:

образуется двуокись углерода (иначе, углекислый газ). Алмаз и графит сгорают лишь в кислороде (при нагревании до 700–800 °С). В лабораторных условиях СО₂ удобно получать по реакции:

Молекула О = С = О линейна [d(CO) = 1,15 А]. Двуокись углерода представляет собой бесцветньх газ со слегка кисловатым запахом и вкусом. Под давлением около 60 ат она уже при обычных температурах сгущается в бесцветную жидкость (которую хранят и перевозят в стальных баллонах). При сильном охлаждении СО₂ застывает в белую снегообразною массу, под нормальным давлением возгоняющуюся при –78 °С. Предварительно спрессованная твердая двуокись углерода испаряется довольно медленно, причем окружающее пространство сильно охлаждается. На этом основано ее применение в качестве «сухого льда».

Углекислый газ (иначе, «углекислота») не поддерживает горения обычных видов топлива (т. е. углерода и его соединений). Горят в углекислом газе лишь такие вещества, сродство которых к кислороду значительно больше, чем у углерода. Примером может служить металлический магний, при 600°С загорающийся в углекислом газе и сгорающий по уравнению:

Атмосфера содержит в среднем 0,03% СО₂ по объему. В воде углекислый газ растворим довольно хорошо (приблизительно 1 : 1 по объему). При растворении происходит его частичное взаимодействие с водой, ведущее к образованию угольной кислоты:

При нагревании СО₂ улетучивается и равновесия смещаются влево; напротив, при прибавлении щелочи происходит связывание ионов водорода и равновесия смещаются вправо.

Будучи двухосновной кислотой, Н₂ СО₃ дает два ряда солей: средние (с анионом СО₃ ) и кислые (с анионом НСО₃ ). Первые называются углекислыми (иначе, карбонатами), вторые – кислыми углекислыми (бикарбонатами). Подобно самим анионам угольной– кислоты, большинство ее солей бесцветно.

В противоположность большинству карбонатов все бикарбонаты в воде растворимы. Наиболее важной кислой солью угольной кислоты является NaHCO₃ («двууглекислая», или «питьевая», сода). Гидролиз ее при обычных условиях незначителен, но при нагревании заметно увеличивается. Сильными кислотами бикарбонаты разлагаются аналогично карбонатам, например, по реакции:

5) Содержащийся в карбонатах ион СО₃ 2– имеет структуру равностороннего треугольника с атомом С в центре [d(СО) = 1,23 А]. Значения рН для 0,1 и 1,0 н. растворов Na₂ CO₃ равны соответственно 10,9 и 12,3.

6) Растворы NaНСО₃ характеризуются значениями рН около 8,4. Одно из важных применений этой соли связано с изготовлением огнетушителей.

Кроме углекислого газа, характерным для С окислом является окись углерода (СО). Она образуется в тех случаях, когда сгорание углерода или его соединений идет при недостатке кислорода. Чаще всего она получается в результате взаимодействия Углекислого газа с раскаленным углем:

СО₂ + С + 41 ккал = 2СО

Реакция эта обратима, причем равновесие ее ниже 400°С практически нацело смещено влево, выше 1000°С – вправо (рис. 133). Однако с заметной скоростью оно устанавливается лишь при высоких температурах. Поэтому в обычных условиях СО вполне устойчива.

Небольшие количества окиси углерода удобно получать разложением муравьиной кислоты по уравнению:

Реакция эта легко протекает при взаимодействии НСООН с горячей концентрированной серной кислотой.

Окись углерода представляет собой бесцветный и не имеющий запаха газ (т. пл. – 205 °С, т. кип. –192 °С), малорастворимый в воде (2,5: 100 по объему) и химически с ней не взаимодействую щий. Не реагирует СО также со щелочами и кислотами. Окись углерода чрезвычайно ядовита.

12) Часто применяется в практике также смешанный газ. Процесс его получения сводится к одновременному продуванию сквозь слой раскаленного угля воздуха и паров воды, т. е. к комбинированию обоих описанных выше методов. Поэтому и состав смешанного газа является промежуточным между генераторным и водяным.

13) Генераторный и водяной газы являются одним из основных источников получения азото–водородной смеси для синтеза аммиака. При пропускании их совместно с водяным паром над нагретым до 500 °С катализатором (главным образом Fe₂ O₃ ) окись углерода вступает во взаимодействие с водой по обратимой реакции Н₂ О + СО СО₂ + H₂ +10 ккал, равновесие которой сильно смещено вправо. Образовавшийся углекислый газ удаляют затем промыванием смеси водой (под давлением), а остаток СО – посредством аммиачного раствора солей меди. Регулируя исходные количества генераторного и водяного газов, можно получить N₂ и Н₂ в требуемом соотношении. Перед подачей в колонну синтеза газовую смесь подвергают тщательной сушке и очистке от отравляющих катализатор примесей.

Взаимодействие СО с хлором по уравнению:

в присутствии катализатора (активированного угля) идет довольно быстро уже при комнатной температуре. Получающийся фосген представляет собой бесцветный газ (т. пл. –128°С, т. кип. +8°С) с характерным запахом, малорастворимый в воде, но постепенно разлагающийся ею по схеме:

Он является, следовательно, хлорангидридом угольной кислоты. Фосген чрезвычайно ядовит и значительно тяжелее воздуха. Ввиду большой реакционной способности он находит широкое использование при органических синтезах.

Карбонилы металлов представляют собой, как правило, легколетучие жидкие или твердые вещества, нерастворимые в воде, но хорошо растворяющиеся во многих органических растворителях. Все они весьма ядовиты, а при нагревании легко распадаются на соответствующий металл и окись углерода.

14) Из уже рассмотренных элементов образование карбонильных производных наиболее характерно для членов подгруппы хрома. Они отвечают формуле Э(СО)₆ и представляют собой бесцветные, легко возгоняющиеся кристаллы, которые начинают разлагаться уже выше 120 °С.

В противоположность сильно экзотермическому процессу образования СО₂ из элементов, реакция соединения углерода с серой является эндотермической:

C + 2S + 15 ккал = CS₂

В технике сероуглерод (CS₂ ) получают пропусканием паров серы сквозь слой раскаленного угля.

Чистый сероуглерод представляет собой весьма летучую (т. кип. 46°С) бесцветную жидкость с довольно приятным запахом, но обычно он содержит незначительные примеси, сообщающие ему желтый цвет и отвратительный запах. В воде сероуглерод почти нерастворим. Пары его ядовиты и очень легко воспламеняются. Сгорание их идет по уравнению:

Сероуглерод является прекрасным растворителем жиров, масел, смол и т. п. На этом основано его применение для извлечения подобных веществ из различных природных материалов. Он используется также для борьбы с вредителями сельского хозяйства.

15) Молекула S = C = S линейна [d(CS) = l,54. А]. Гидролиз сероуглерода (т. пл. –109 °С) по схеме

протекает лишь выше 150 °С.

16) Промежуточная по составу между СО₂ и CS₂ сероокись углерода (S = C = O) представляет собой бесцветный и не имеющий запаха газ (т. пл. –139 °С, т. кип, –48 °С). В воде она довольно хорошо растворима и постепенно гидролизуется по схеме: COS + H₂ O = CO₂ + H₂ S.

Реакция соединения углерода с азотом сильно эндотермична и частично протекает только при очень высоких температурах. Из простейших азотистых производных углерода наиболее важна цианистоводородная кислота (Н–C = N) которая может быть получена из СО и аммиака по реакции

в присутствии ТhО₂ (как катализатора), достаточно быстро идущей уже около 500 °С.

Цианистоводородная (иначе синильная) кислота представляет собой очень летучую бесцветную жидкость со слабым своеобразным запахом (т. пл. –13 °С, т. кип. 26 °С). С водой HCN смешивается в любых соотношениях. Ее кислотные свойства выражены крайне слабо, и поэтому она легко выделяется из солей (цианистых, или цианидов) действием более сильных кислот.

Синильная кислота применяется главным образом для синтезов органических веществ, а ее соли (NaCN, KCN) – при добыче золота. И сама кислота и ее соли чрезвычайно ядовиты. Подобно самому иону CN», большинство цианидов бесцветно. Соли наиболее активных металлов хорошо растворимы в воде, а менее активных, как правило, малорастворимы.

Для ионов CN – весьма характерно вхождение во внутреннюю сферу комплексных соединений. Общим методом получения комплексных цианидов является действие избытка KCN (или NaCN) на соли соответствующих металлов. Первоначально выпадающие при этом осадки простых цианидов растворяются затем в избытке осадителя вследствие образования растворимых комплексных цианидов. Реакции идут, например, по схемам:

Устойчивость цианистых комплексов сильно зависит от природы комплексообразователя.

18) Синильная кислота содержит смесь молекул Н–C = N (нормальная форма) и Н–N≡C (изоформа). Обе фЪрмы способны переходить друг в друга (путем перескока протона). Поэтому они находятся между собой в динамическом равновесии, положение которого зависит от температуры. При обычных условиях синильная кислота находится почти исключительно в виде нормальной формы, а при сильном нагревании равновесие смещается в пользу изоформы. Органические производные – нитрилы (RCN) и изонитрилы (RNC)–известны для обеих форм синильной кислоты.

Наличие у вещества двух (или более) различных по атомной структуре форм, находящихся в динамическом равновесии друг с другом, отмечают, говоря о таутомерии данного вещества, а сами различные его модификации называют таутомерными. В настоящее время установлено, что таутомерия представляет собой значительно более распространенное явление, чем полагали раньше. Особенно это относится к таким соединениям, у которых в основе таутомерии лежит миграция протона, т. е. внутримолекулярное перемещение водородного ядра от одного из атомов к другому.

При нагревании циановой ртути по реакции

19) Взаимодействие циана со щелочами протекает аналогично подобным же реакциям галоидов – с одновременным образованием солей синильной и циановой (Н– N = C = O) кислот:

(CN)₂ + 2KOH = KCN + KNCO + H₂ O

Тот же элементарный состав, что и циановая, имеет гремучая кислота (Н–О–N ≡> C), отличающаяся от циановой расположением атомов в молекуле. Обе они очень неустойчивы. Из их солей наиболее важна гремучая ртуть [Hg(ONC)₂ ]. Она взрывается при ударе и применяется в качестве детонатора. Распад ее идет по схеме:

Кипячение раствора цианистого калия с серой (или сплавление обоих веществ) сопровождается образованием соли роданисто–водородной кислоты (Н–N = C = S) по схеме:

Свободная HNCS устойчива лишь в разбавленном растворе. Диссоциирована она довольно сильно. Большинство ее солей (называемых роданистыми или род анида ми) бесцветно и хорошо растворимо в воде. Наиболее обычны соли аммония и калия. В отличие от цианидов они не ядовиты.

20) Свободный родам [(SCN)₂ ] представляет собой мало устойчивые бесцветные кристаллы (т. пл. –2°С). В воде он хорошо растворим, но быстро разлагается ею. По химическим свойствам родан похож на галоиды (бром и иод).

Наиболее практически важен четыреххлористый углерод (ССl₄ ). Он представляет собой тяжелую бесцветную жидкость со слабым характерным запахом, кипящую при 77 °С. В воде ССl₄ почти нерастворим. С химической стороны он характеризуется главным образом своей инертностью. Так, при обычных условиях ССl₄ не взаимодействует ни с кислотами ни со щелочами.

Четыреххлористый углерод прекрасно растворяет жиры, масла, смолы, многие краски и т. п. и может поэтому служить хорошим средством для вывода пятен. Так как он не горюч, при работе с ним не возникает пожар ной опасности, что дает ССl₄ значительное преимущество перед более дешевым растворителем перечисленных выше веществ – сероуглеродом.

21) Четыреххлористый углерод (т. пл. –24 °С) получают обычно по уравнению:

Ведущее к образованию метана (СН₄ ) непосредственное соединение углерода (аморфного) с водородом по реакции

Получаемый газ подвергается затем вторичной обработке водяным паром (доп. 13).

На территории СССР известны многочисленные месторождения природных газов, часто содержащих свыше 90% метана. В 1962 г. по СССР было получено 75,2 млрд. м 3 газа (против 3,4 млрд. м 3 в 1940 г. и 0,017 млрд. м 3 в 1913 г.).

25) При сжигании светильного газа в обычных газовых горелках «несветящееся» пламя слагается из трех конусов (рис. 137). Внутренний образован струей смешанного с воздухом газа, и горения в нем вовсе не происходит. В следующем конусе имеется избыток горючего материала и недостаток кислорода. Поэтому сгорание в нем происходит не полностью и пламя этой зоны является «восстановительным». Наконец, во внешнем конусе осуществляется полное сгорание при избытке кислорода воздуха, вследствие чего пламя здесь «окислительное». Приблизительное распределение температур отдельных точек пламени показано на рис. 137. Приведенные цифры могут рассматриваться только как ориентировочные (ввиду их сильной зависимости от состава газа).

С металлами углерод вступает во взаимодействие лишь при высоких температурах. Из образующихся соединений (называемых карбидами) наибольшее практическое значение имеет карбид кальция (СаС₂ ). Весьма важны также производные вольфрама (W₂ C и WC), чрезвычайная твердость которых позволяет во многих случаях использовать их в качества заменителей алмаза. По свойствам карбиды в общем похожи на нитриды.

Они тугоплавки, нелетучи и нерастворимы ни в одном растворителе.

26) По отношению к воде и разбавленным кислотам все карбиды распадаются на две большие группы: разлагаемые этими веществами и ими не разлагаемые. Последние обычно очень устойчивы также по отношению к другим химическим воздействиям. Все они могут быть, однако, разрушены сплавлением со щелочами при доступе воздуха, например, по реакции:

Большинство карбидов удобнее получать накаливанием с углем не самих металлов, а их окислов. При высоких температурах происходит восстановление окисла, причем металл соединяется с углеродом. Накаливанием в электрической печи смеси угля с окисью кальция получают и карбид кальция:

Технический продукт окрашен в серый цвет примесью свободного углерода. Чистый СаС₂

представляет собой бесцветные кристаллы, образованные ионами Са 2+ иС 2– (рис. 138).

27) Электродами в схематически показанной на рис. 139 электрической печи получения СаС₂ служат заполняющий ее дно толстый слой графита (А) опускающийся сверху массивный угольный блок (Б). Около стенок работающей печи, сохраняется корка из исходной смеси, пробиваемая при выпуске расплавленного карбида у отверстия В. Получение каждой тонны CaС₂ требует затраты 3 тыс. киловатт–часов. Его ежегодная мировая выработка составляет около 5 млн. т.

С водой (даже ее следами) карбид кальция энергично реагирует, образуя ацетилен (Н–С≡С–Н) по уравнению:

Ацетилен служит исходным продуктом для синтеза очень многих более сложных органических соединений. Эта область его использования и является в настоящее время самой обширной. Другое важное применение ацетилена основано на протекающей с большим выделением тепла реакции его сгорания: 2С₂ Н₂ + 5О₂ = 4СО₂ + 2Н₂ О +601 жал

Развивающейся при горении ацетилена в смеси с кислородом высокой температурой (3000 °С) пользуются для «автогенной» сварки и резки металлов. На воздухе ацетилен горит белым пламенем, сильно коптящим вследствие неполного сгорания углерода.

28) Образование ацетилена (т. возг. –84 °С) из элементов идет лишь выше 2000 °С. Будучи сильно эндотермичным соединением, ацетилен способен разлагаться со взрывом. Такой распад в обычных условиях не происходит, но под давлением (и особенно при жидком или твердом состоянии ацетилена) может произойти от самых ничтожных воздействий.

Из рассмотренного выше материала вытекает, что во всех своих более или менее устойчивых соединениях углерод четырехвалентен. Единственным исключением является окись углерода, но и она, как уже отмечалось, склонна к реакциям присоединения, сопровождающимся переходом углерода в четырехвалентное состояние. Кроме СО, известно лишь очень немного производных углерода с валентностью его иной, чем четыре (а именно, 2 и 3), но подобные соединения при обычных условиях малоустойчивы. Таким образом, характерная валентность углерода – четыре.

Источник