водород плюс углерод что получится

Углерод

Углерод

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.

Природные соединения

Получение

Химические свойства

При нагревании углерод реагирует со многими неметаллами: водородом, кислородом, фтором.

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

Очевидно, что степень окисления углерода в соединении с различными металлами может отличаться.

Углерод восстанавливает не только металлы из их оксидов, но и неметаллы подобным образом:

Может восстановить и собственный оксид:

В реакциях с кислотами углерод проявляет себя как восстановитель:

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.

В промышленности угарный газ получают восстановлением оксида углерода IV или газификацией угля (t = 1000 °С).

В лаборатории угарный газ получают при разложении муравьиной кислоты в присутствии серной:

Полностью окисляется до углекислого газа в реакции с кислородом, восстанавливает оксиды металлов.

Продукт полного окисления углерода. Относится к кислотным оксидам, соответствует угольной кислоте H₂CO₃. Бесцветный газ, без запаха.

В промышленности углекислый газ получают при разложении известняка, в ходе производства алкоголя, при спиртовом брожении глюкозы.

В лабораторных условиях используют реакцию мела (мрамора) с соляной кислотой.

Углекислый газ образуется при горении органических веществ:

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

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.

Это можно легко объяснить, вспомнив про способность угольной кислоты образовывать кислые соли, которые растворимы.

Li₂CO₃ + CO₂ + H₂O → LiHCO₃ (средняя соль + кислота = кислая соль)

Чтобы вернуть среднюю соль, следует добавить к кислой соли щелочь.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Водород

Степени окисления

Получение

Химические свойства

В реакциях водород проявляет себя как восстановитель и окислитель. Как восстановитель реагирует с элементами, электроотрицательность которых выше, чем у водорода:

H₂ + F₂ → HF (со взрывом в темноте)

H₂ + Cl₂ → (t) HCl (со взрывом только на свету)

Na + H₂ → NaH (гидрид натрия)

Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют водород из воды.

Кристаллогидраты

В задачах бывает дана масса медного купороса. Надо помнить о том, что часто в реакции не участвует кристаллическая вода. В таком случае следует вычесть кристаллизационную воду и найти массу безводного сульфата калия.

Пероксид водорода

Представляет собой бесцветную жидкость с металлическим вкусом. Концентрированные растворы пероксида водорода взрывоопасны.

Получают пероксид водорода в реакции с пероксидами и супероксидами металлов.

В разбавленных растворах пероксид водорода легко разлагается:

Также перекись проявляет окислительные свойства:

Перекисью водорода обрабатывают раневую поверхность. Выделяющийся при разложении атомарный кислород разрушает бактериальные клетки, предотвращая осложнение в виде бактериальной инфекции.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Углерод и его соединения

Нахождение в природе

В природе углерод встречается как в чистом виде, так и в форме соединений. В свободном кристаллическом состоянии он находится в виде двух аллотропных видоизменений:

Есть еще одна модификация — аморфный углерод. Это пористое вещество черного цвета. Его «известные представители» — кокс, сажа, древесный и костяной уголь. В чистом виде не встречается, всегда содержит примеси.

В связанном состоянии углерод встречается в карбонатах (кальцит, известняк, мел, мрамор, железный шпат FeCO3, марганцевый шпат MnCO3, цинковый шпат ZnCO3, магнезит, доломит, малахит, и прочие). Кроме того, углерод — основная составная часть каменных и других углей, нефти, горючих природных газов, всех живых организмов.

Основные свойства

Углерод инертен по отношению ко всем обычным растворителям. Исключение — некоторые расплавленные металлы. Однако после остывания он снова кристаллизуется в графит.

При нормальных условиях более химически активный только черный углерод. Он может соединяться со фтором, а при повышении температуры — с водородом, кремнием, серой, бором и некоторыми другими металлами. В результате реакции образуются карбиды:

Ряд карбидов имеет состав, который не подчиняется «общепринятому» представлению о валентности. К таким относится, например, Fe3C.

С азотом углерод не соединяется, но в присутствии водорода образует циановодород (формула вещества HCN). В реакциях с кислородом он образует монооксид и диоксид, при этом выделяется большое количество тепла:

Углерод — один из наиболее сильных восстановителей, известных в химии. При взаимодействии с оксидами металлов он «отнимает» у них кислород, восстанавливая при этом вещества до свободного состояния:

При взаимодействии избытка углерода с диоксидом кремния (кварцем, песком), кроме чистого Si, образуется карборунд (окись кремния) — очень твердое вещество: SiO2 + 3C → SiC + 2CO.

С галогенами «чистый» углерод не взаимодействует. Соединения с ними образуются из других веществ (например, углеводородов).

Химические свойства углерода

Химический элемент углерод расположен во 2-м периоде, главной подгруппе IV группы периодической системы химических элементов, наиболее характерные степени окисления –4, +2, +4.

На внешнем энергетическом уровне у углерода 4 электрона: 2 парных и 2 непарных. Это состояние атома называется основным. По числу неспаренных электронов можно сказать, что углерод проявляет валентность равную II. Однако такая валентность проявляется только в некоторых соединениях.

В органических соединениях и некоторых органических веществах углерод проявляет валентность равную IV. Эта валентность характерна для возбужденного состояния С. Из основного в возбужденное состояние, он может переходить при получении дополнительной энергии. Один электрон с s-подуровня переходит на p-подуровень, где есть свободная орбиталь.

В связи со всем выше сказанным углерод проявляет окислительные и восстановительные свойства.

I. Окислительные свойства

II. Восстановительные свойства

С кремнием углерод образует каброрунд – соединение по твердости сравнимое с алмазом.

C + 2H2SO4 (конц.) → CO2↑ + 2SO2 + 2H2O

Вследствие реакции углерода с азотной кислотой образуются оксид азота (IV), оксид углерода (IV) и вода.

C + 4HNO3 (конц.) → CO2↑ + 4NO2 + 2H2O

Углеродные соединения

В начале XIX века вещества были разделены на неорганические и органические. Ко второй группе относятся углеводороды (метановый, этиленовый и ацетиленовый ряды), белки, углеводы, жиры. Изучением этих веществ занимается органическая химия.

Неорганическая химия изучает другие соединения углерода: галогениды, цианиды, карбиды, оксиды. Наиболее значимыми являются кислородсодержащие вещества — CO, CO2. Есть еще C2O (окись диуглерода) и C3O2 (недооксид), но это пока не слишком изученные вещества.

Монооксид или угарный газ

Оксид углерода 2 (другое название монооксида) — образуется при неполном сгорании C, или продуктов, его содержащих. Его основные свойства:

Монооксид — ядовитый газ, не имеющий цвета и запаха. Его отравляющее действие состоит в том, что он необратимо взаимодействует с гемоглобином крови, в результате чего полностью утрачивается способность переносить кислород от легких к тканям.

В промышленности монооксид получают в процессе газификации твердого топлива. В лаборатории синтезировать соединение можно путем воздействия концентрированной серной кислоты на щавелевую (C2H2O4) или муравьиную (HCOOH). Реакция протекает при нагревании:

По химическим свойствам двухвалентный оксид — хороший восстановитель. Он отлично горит, выделяя при этом большое количество тепла: 2CO + O2 → 2CO2. Другие характерные признаки:

Угарный газ находит широкое практическое применение. Он входит в состав искусственного газообразного топлива. Кроме того, незаменим при процессах органического синтеза.

Диоксид углерода или CO2

Это газ, не имеющий цвета, обладающий слабым кисловатым запахом и вкусом. Молярная масса равна 44.01 г/моль.

Примечание: оксид углерода 4 в полтора раза тяжелее воздуха, поэтому его можно «переливать» из пробирки в пробирку.

Углекислый газ (еще одно название диоксида углерода) не поддерживает горения. Кроме того, он делает невозможным дыхание: в комнате, где концентрация вещества будет высокой, человек задохнется. Какие свойства присущи соединению:

В промышленности диоксид углерода синтезируют путем термического разложения известняка или мела (иногда доломита, магнезита): CaCO3 → CaO + CO2. Также это вещество можно выделить из коксового газа, при сжигании угля, торфа, нефтепродуктов, древесины. Кроме того, он содержится и в природных источниках: например, «появляется» в результате вулканической деятельности, при распаде органических веществ.

В лабораторных условиях его получают при взаимодействии CaCO3 и соляной кислоты: CaCO3 + 2HCl → CaCL2 + CO2 + H2O (реакция проводится в аппарате Киппа). Другой способ — прокаливание гидрокарбоната натрия: NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O.

Углекислый газ имеет промышленное значение: он необходим в содовом производстве, в пищевой промышленности (изготовление газированных напитков), для синтеза органических кислот. Сухой лед (твердый диоксид) используется в качестве хладагента — углекислая среда предотвращает продукты питания от разложения. Кроме того, CO2 применяется и в медицине (углекислотные ванны для активизации метаболических функций). Незаменим он и для сельского хозяйства — оксид углерода IV участвует в фотосинтезе, поэтому его недостаток негативно сказывается на растениях.

Химические свойства

При обычных температурах углерод химически инертен, при достаточно высоких температурах соединяется со многими элементами, проявляет сильные восстановительные свойства. Химическая активность разных форм углерода убывает в ряду: аморфный углерод, графит, алмаз, на воздухе они воспламеняются при температурах соответственно выше 300—501 °C, 600—700 °C и 800—1000 °C.

Степень окисления бывает от −4 до +4. Сродство к электрону 1,27 ; энергия ионизации при последовательном переходе от С0 к С4+ соответственно 11,2604, 24,383, 47,871 и 64,19 эВ.

Неорганические соединения

Продуктами горения углерода являются CO и CO2 (монооксид углерода и диоксид углерода соответственно). Известен также неустойчивый недооксид углерода С3О2 (температура плавления −111 °C, температура кипения 7 °C) и некоторые другие оксиды (например, C12O9, C5O2, C12O12). Графит и аморфный углерод начинают реагировать с водородом при температуре 1200 °C, с фтором при 900 °C.

Углекислый газ реагирует с водой, образуя слабую угольную кислоту — H2CO3, которая образует соли — карбонаты. На Земле наиболее широко распространены карбонаты кальция (минеральные формы — мел, мрамор, кальцит, известняк и др.) и магния (минеральная форма доломит).

Графит с галогенами, щелочными металлами и др. веществами образует соединения включения. При пропускании электрического разряда между угольными электродами в атмосфере азота образуется циан. При высоких температурах взаимодействием углерода со смесью Н2 и N2 получают синильную кислоту:

Также такой же реакцией получают циан

2 N H 3 + 2 C H 4 → P t ( C N ) 2 + 7 H 2 ↑ <\displaystyle <\mathsf <2NH_<3>+2CH_<4>\ <\xrightarrow >\ (CN)_<2>+7H_<2>\uparrow >>>

При реакции углерода с серой получается сероуглерод CS2, известны также CS и C3S2. Получен селенид углерода CSe2. С большинством металлов углерод образует карбиды, например:

Важна в промышленности реакция углерода с водяным паром:

При нагревании углерод восстанавливает оксиды металлов до металлов. Данное свойство широко используется в металлургической промышленности.

Органические соединения

Способность углерода образовывать полимерные цепочки порождает огромный класс соединений на основе углерода, которых значительно больше, чем неорганических, и изучением которых занимается органическая химия. Среди них наиболее обширные группы: углеводороды, белки, жиры, углеводы и др.

Соединения углерода составляют основу земной жизни, а их свойства во многом определяют спектр условий, в которых подобные формы жизни могут существовать. По числу атомов в живых клетках доля углерода около 25 %, по массовой доле — около 18 %.

Источник

Цеолитные катализаторы ускоряют превращение углекислого газа в углеводородное топливо

Рис. 1. Реакция гидрирования углекислого газа (CO₂) над полифункциональным катализатором Na–Fe₃O₄/цеолит протекает в три этапа. На первом этапе CO₂ восстанавливается до монооксида углерода (CO) в ходе реакции обратимой конверсии водяного пара (RWGS, Reverse water gas shift). На втором этапе осуществляется гидрирование CO до непредельных соединений (альфа-олефинов) по механизму Фишера–Тропша (FTS, Fischer–Tropsch shift; см. Fischer–Tropsch process). На третьем этапе кислотно-катализируемые реакции олигомеризации, изомеризации и ароматизации приводят к образованию смеси углеводородов, состав и свойства которой соответствуют бензиновой нефтяной фракции. Рисунок из обсуждаемой статьи в Nature Communications

Две группы исследователей из Китая независимо друг от друга разработали полифункциональные катализаторы, которые ускоряют реакцию углекислого газа с водородом, приводящую к образованию углеводородов, содержащих от пяти до одиннадцати атомов углерода в основной цепи. Создание методов превращения углекислого газа в углеводороды с длинной цепью важно как для понижения содержания парниковых газов в атмосфере, так и для производства возобновляемого топлива.

Ученые, исследующие проблемы изменения климата, говорят, что есть два пути борьбы с глобальным потеплением. Мы можем не давать парниковым газам, образующимся во время работы традиционных технологических схем, попадать в атмосферу, либо попробовать перейти на более «чистое» топливо, дающее при сгорании меньше парниковых газов. Один из вариантов такого топлива — молекулярный водород, H₂. Сейчас главной проблемой водородной энергетики уже перестала быть высокая стоимость производства водорода: его получают с помощью электролиза, а рост числа и мощностей ветровых и солнечных станций снизил стоимость электроэнергии, необходимой для этого процесса, и таким образом сделал H₂ более доступным. К сожалению, водород очень сложно использовать непосредственно как топливо — подобно тому, как мы применяем природный газ. Взрывоопасность Н₂, его способность растворяться в никеле, платине, палладии и диффундировать через некоторые сорта стали (см. Физические свойства водорода) диктует необходимость создания технологий преобразования энергии водорода в электроэнергию или использования водорода для получения других веществ, более безопасных в применении.

Перспективной технологией могло бы стать использование водорода для восстановления углекислого газа до жидких углеводородов. С одной стороны, это позволило бы решить проблему связывания одного из парниковых газов, вносящего вклад в глобальное потепление, — углекислого газа. С другой стороны, для применения жидких углеводородов в качестве топлива нет необходимости вносить изменения в конструкцию существующих двигателей внутреннего сгорания.

Рис. 2. Водород может взаимодействовать с углекислым газом, восстанавливая его до монооксида углерода (А), метанола (В) или метана (С). Как правило, протекают все три реакции, а среди продуктов восстановления CO₂ водородом можно обнаружить и СО, и CH₃OH, и СН₄. Однако, меняя строение катализатора и условия реакции, мы можем направить процесс по пути преимущественного получения любого из трех продуктов восстановления.

К цеолитам относят группу близких по составу и свойствам минералов природного или синтетического происхождения, представляющих собой кристаллогидраты алюмосиликатов кальция и натрия. Цеолиты могут отдавать и вновь поглощать воду в зависимости от температуры и влажности, отсюда их название (от греч. zeo — «кипеть» и lithos — «камень»). Цеолиты имеют пористую структуру, что делает их способными «различать» чужие молекулы по размерам, поглощая мелкие и отсеивая более крупные. Внешняя и внутренняя поверхность цеолитов, как правило, проявляют слабокислые свойства, что позволяет применять их в качестве катализаторов в нефтепереработке, промышленном органическом синтезе и других областях.

Идея применить цеолитные катализаторы для превращения парникового CO₂ в жидкие углеводороды возникла сразу у двух исследовательских групп из КНР. Одно решение предложили химики из Института передовых исследований в Шанхае. Они создали полифункциональный катализатор (это катализатор, способный ускорять несколько последовательно протекающих химических реакций), состоящий из гранул частично восстановленного оксида индия, который способствует конверсии CO₂ и водорода в метанол. Эти гранулы смешаны с частицами синтетического цеолита марки HZSM-5 (гидрированная форма цеолита Socony Mobil-5, ZSM-5), обеспечивающего превращение метанола в смесь углеводородов (рис. 3).

Рис. 3. Вверху: образование CH₃OH из CO₂ на поверхности частично восстановленного катализатора на основе In₂O₃ включает четыре главных стадии: (1) адсорбция CO₂ на участок поверхности катализатора, где в результате частичного восстановления отсутствует кислород (кислородная вакансия); (2) гидрирование CO₂, протекающее с образованием CH₃OH; (3) отщепление CH₃OH с поверхности катализатора; (4) очередное гидрирование поверхности In₂O₃ и регенерация кислородной вакансии. Внизу: цеолитный катализатор HZSM-5 способствует образованию углеводородов из метанола на кислотных центрах в порах цеолита. В процентах указан выход продуктов реакции. Рисунок из обсуждаемой статьи в Nature Chemistry

Способ конверсии углекислого газа в углеводороды, предложенный группой из Института химической физики Даляня, напротив, был основан на увеличении выхода монооксида углерода. Полифункциональный катализатор, спроектированный этими учеными, представлял собой комбинацию того же цеолита HZSM-5 с частично восстановленным магнетитом. Сам по себе магнетит (Fe₃O₄ или FeO×Fe₂O₃) катализирует восстановление углекислого газа до CO. Однако в комбинации с цеолитом и в условиях реакции некоторые участки поверхности катализатора переходят из Fe₃O₄ в островки Fe₅C₂, которые являются хорошими катализаторами процесса Фишера–Тропша — конверсии монооксида углерода в ненасыщенные соединения. Комбинация магнетита и цеолита также позволяет получать смесь, в которой не менее 75% приходится на углеводороды C₅–C₁₁ (см. рис. 1).

В смесях, образующихся при восстановлении углекислого газа водородом по технологиям обеих групп, более 75% приходится на компоненты бензиновой фракции. Исследователям из Шанхая удалось добиться 13-процентной степени превращения CO₂ в углеводороды, в то время как комбинация магнетит–цеолит превратила в «бензин» 22% углекислого газа. Недостатком реакций является их эндотермичность: для процесса восстановления углекислого газа необходимо вводить энергию в реакционную смесь. Однако предполагается, что энергию, необходимую для перевода парниковых газов в топливо, можно получить за счет возобновляемых источников, например солнечной энергии.

Таким образом, можно отметить, что цеолит способен стать основой сразу двух технологий, решающих одновременно задачу понижения содержания углекислого газа в атмосфере и поиска альтернативных способов производства углеводородного топлива. Тем не менее для промышленного использования перехода «продукты сгорания бензина — бензин» еще необходимо решить целый ряд химических и технологических проблем, связанных не только с оптимизацией условий восстановления углекислого газа водородом, но и с удешевлением самого восстановителя — молекулярного водорода Н₂.

Источники:
1) Peng Gao, Shenggang Li, Xianni Bu, Shanshan Dang, Ziyu Liu, Hui Wang, Liangshu Zhong, Minghuang Qiu, Chengguang Yang, Jun Cai, Wei Wei, Yuhan Sun. Direct conversion of CO₂ into liquid fuels with high selectivity over a bifunctional catalyst // Nature Chemistry. Advance online publication 12 June 2017. DOI: 10.1038/nchem.2794.
2) Jian Wei, Qingjie Ge, Ruwei Yao, Zhiyong Wen, Chuanyan Fang, Lisheng Guo, Hengyong Xu, Jian Sun. Directly converting CO₂ into a gasoline fuel // Nature Communications. 2017. V. 8. Article number: 15174. DOI: 10.1038/ncomms15174.

Источник