¿Qué es el carbono?
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Tema del post: ¿Introducción al elemento carbono?
Propietario: shaoys? [2006-3-18? ¿Tarde? 02:49:53]
¿La introducción del carbono?
El carbono, carbono, proviene de carbo, que es carbón vegetal. Esta sustancia fue descubierta muy temprano. La imagen de arriba muestra sus tres formas naturales: diamante, carbón y piedra negra. Innumerables compuestos de carbono son sustancias indispensables en nuestra vida diaria. Los productos van desde nailon y gasolina, perfumes y plásticos hasta betún para zapatos, DDT y explosivos.
Una breve historia del descubrimiento del carbono
Se puede decir que el carbono es uno de los primeros elementos con los que los humanos entraron en contacto y uno de los primeros elementos que los humanos utilizaron. Desde que los humanos aparecieron en la Tierra, hemos estado en contacto con el carbono. Debido a que los rayos queman madera y dejan carbón, quedará carbonilla en los huesos después de quemar al animal. Después de que los humanos aprendieron a hacer fuego, el carbono se convirtió en su "compañero" permanente, por lo que el carbono es un elemento conocido desde la antigüedad. Se desconoce la fecha exacta del descubrimiento del carbono, pero ¿de Lavoisier? ¿respuesta? ¿yo? De la tabla de elementos compilada en 1789 (1743-1794 Francia) se desprende que el carbono apareció como elemento. El carbono jugó un papel importante en el desarrollo de la antigua teoría del flogisto. Según esta teoría, el carbono no es un elemento sino un flogisto puro. Debido a sus estudios sobre la combustión del carbón y otras sustancias químicas, Lavoisier fue el primero en señalar que el carbono era un elemento.
Hay tres alótropos del carbono en la naturaleza: diamante, grafito y C60. El diamante y el grafito se conocen desde hace mucho tiempo. Después de que Lavoisier realizó experimentos sobre la quema de diamantes y grafito, determinó que ambas sustancias producirían CO2 y concluyó que los diamantes y el grafito contienen la misma "base", es decir, carbono. Fue Lavoisier quien fue el primero en incluir el carbono en la tabla periódica de elementos. El C60 fue descubierto en 1985 por el químico Harry Kraut de la Universidad Rice en Houston.
Es una molécula de carbono estable y esférica compuesta por 60 átomos de carbono. Es el tercer alótropo del carbono, después del diamante y el grafito.
El nombre latino de carbono proviene de la palabra Carbon, que significa “carbón”. Apareció por primera vez en el libro "Nomenclatura química" editado por Lavoisier y otros en 1787. El nombre inglés del carbono es Corbon.
Carbón elemental
La fracción masiva del carbono en la corteza terrestre es del 0,027% y se encuentra ampliamente distribuida en la naturaleza. El carbono en forma de compuestos incluye carbón, petróleo, gas natural, plantas y animales, piedra caliza, dolomita, dióxido de carbono, etc.
A finales de 1998, el número total de compuestos registrados en el mayor resumen químico del mundo, "American Chemical Abstracts", era de 18,8 millones, la mayoría de los cuales eran compuestos de carbono.
Como todos sabemos, las unidades básicas de la vida, los aminoácidos y los nucleótidos, están compuestas por carbono como esqueleto. Primero, una cadena de carbono se extendió y evolucionó hasta convertirse en proteínas y ácidos nucleicos; luego evolucionó hasta convertirse en células individuales primitivas y luego evolucionó hasta convertirse en insectos, peces, aves, bestias, monos, orangutanes e incluso humanos. El tema de esta sinfonía de vida de tres a cuatro mil millones de años es la evolución química del carbono. Se puede decir que sin carbono no habría vida. El carbono es la columna vertebral del mundo vivo.
Existen tres tipos de carbono puro: diamante, grafito y C60. Son los tres alótropos del carbono.
Diamante
Grafito
Carbono 60
Diamante
El diamante es el mineral más duro de la naturaleza porque. Es cristalina, hermosa y deslumbrante. Es la más dura de todas las sustancias. El método de caracterización para medir la dureza de una sustancia estipula que la dureza del diamante es 10 para medir la dureza de otras sustancias. Por ejemplo, la dureza del cromo es 9, la del hierro es 4,5, la del plomo es 1,5 y la del sodio es 0,4. Entre todos los elementos, tiene el punto de fusión más alto, alcanzando los 3823K.
El cristal de diamante pertenece al sistema cristalino cúbico y es un cristal atómico típico. Cada átomo de carbono forma un enlace de valencia * * * con otros cuatro átomos de carbono a través de orbitales híbridos sp3, formando un tetraedro regular. Esta es la estructura de la celda unitaria cúbica del diamante centrada en las caras.
Debido a que el enlace C-C en el cristal de diamante es muy fuerte, todos los electrones de valencia participan en la formación del enlace de valencia, y no hay electrones libres en el cristal, por lo que el diamante no sólo es duro, sino que también tiene una alto punto de fusión, pero tampoco es conductor.
A temperatura ambiente, el diamante es inerte a todos los reactivos químicos, pero cuando se calienta a aproximadamente 1100 K en el aire, puede quemarse y convertirse en CO2.
Los diamantes, comúnmente conocidos como diamantes, no sólo se utilizan para decoración, sino que también se utilizan principalmente para fabricar brocas y herramientas abrasivas. Es una importante materia prima industrial moderna y es muy cara.
Grafito
El grafito es negro y blando, el mineral más blando del mundo. La densidad del grafito es menor que la del diamante y su punto de fusión es solo 50 K menor que el del diamante, que es 3773 K.
En los cristales de grafito, los átomos de carbono forman * * * enlaces simples con tres átomos de carbono adyacentes a través de orbitales híbridos sp2, formando una estructura de red hexagonal. Estas estructuras de red están conectadas en una estructura laminar. Cada átomo de carbono de la capa mantiene un orbital P que no participa en la hibridación sp2 y tiene un electrón P desapareado. Los electrones M en este átomo de carbono en la misma capa forman un enlace ∏ grande (enlace) con los electrones M en el centro M. Estos electrones deslocalizados pueden moverse a lo largo de la capa plana de átomos de carbono, por lo que el grafito tiene buena conductividad eléctrica y térmica en la dirección de la capa.
Las capas de grafito se mantienen unidas mediante fuerzas intermoleculares, por lo que el grafito es propenso a deslizarse y agrietarse en direcciones paralelas a las capas. El grafito es suave y liso.
Debido a que hay electrones libres en la capa de grafito, el grafito es ligeramente más activo químicamente que el diamante.
El grafito se utiliza ampliamente en la fabricación de electrodos, termopares de alta temperatura, crisoles, cepillos, lubricantes y minas de lápiz porque es conductor de electricidad, químicamente inerte, resistente a altas temperaturas y fácil de formar y proceso.
Carbono 60
A mediados de la década de 1980, se descubrió el tercer alótropo del carbono, el C60. Presentamos C60 desde los siguientes tres aspectos.
El descubrimiento del carbono 60 y sus características estructurales
Preparación del C60
El uso del carbono 60
El descubrimiento del carbono 60 y sus características estructurales
1996 10 El 7 de octubre, el Comité Científico de la Real Academia Sueca decidió conceder el Premio Nobel de Química de 1996 a Robert? FCurl, Jr (Estados Unidos), Harold? ¿WKroto (Reino Unido) y Richard? C60 fue descubierto por Esmali (EE.UU.).
A principios de septiembre de 1995, Kroto y otros llevaron a cabo un experimento de vaporización láser en grafito para simular el proceso de formación de cúmulos de carbono en la atmósfera cerca de estrellas gigantes rojas de tipo N. A partir del espectro de masas que obtuvieron, encontraron que había una serie de moléculas compuestas por un número par de átomos de carbono, uno de los cuales era 20-25 veces más fuerte que los otros picos. El número de masa de este pico correspondía a una molécula compuesta. de 60 átomos de carbono.
¿Qué tipo de estructura estable es la molécula C60? El grafito en capas y el diamante tetraédrico son dos formas estables de carbono. Cuando se disponen 60 átomos de carbono en cualquiera de ellos, habrá muchos enlaces colgantes, que serán muy activos y no mostrarán una señal de espectro de masas tan estable. Esto demuestra que las moléculas de C60 tienen una estructura completamente diferente a la del grafito y el diamante. ¿Por influencia del arquitecto Buckminster? Inspirándose en la arquitectura de la cúpula arqueada de Fuller compuesta de pentágonos y hexágonos, Croteau y otros creían que C60 era un edro esférico de 32 compuestos por 60 átomos de carbono, es decir, 12 pentágonos y 20 formados por hexágonos. Sólo así las moléculas de C60 no tendrán enlaces colgantes.
En la molécula C60, cada átomo de carbono está conectado a tres átomos de carbono adyacentes a través de orbitales híbridos sp2, y los orbitales P restantes que no participan en la hibridación forman una forma esférica en la periferia y cavidad interior de la molécula. C60 cáscara esférica. Grandes enlaces y, por tanto, propiedades aromáticas. Para conmemorar a Fuller, propusieron nombrar C60 en honor al fullereno de Buckminster. Más tarde, todas las moléculas, incluido el C60 con un número par de átomos de carbono, se denominaron fuller, que se tradujo al chino como fullereno.
Preparación del C60
Cuando se utiliza grafito puro como electrodo, descarga en atmósfera de helio, el humo generado en el arco se deposita en la pared interior del reactor refrigerado por agua. Este hollín contiene una mezcla de átomos de carbono como C60 y C70.
Aislamiento y purificación de fullerenos a partir de hollín mediante extracción. Pon el hollín en un extractor Soxhlet y extráelo con tolueno o benceno. Los componentes principales del extracto son C60 y C70, con pequeñas cantidades de C84 y C78. Se puede obtener una solución pura de C60 separando el extracto con cromatografía líquida. La solución C60 es de color rojo púrpura y se pueden obtener microcristales de C60 de color rojo oscuro evaporando el disolvente.
Usos del Carbono 60
En los más de diez años transcurridos desde el descubrimiento del C60, los fullerenos han afectado ampliamente a la física, la química, la ciencia de los materiales, la electrónica, la biología y la medicina. enriqueció y mejoró las teorías científicas y también mostró enormes perspectivas potenciales de aplicación.
Se informa que las moléculas de C60 están dopadas de modo que las moléculas de C60 capturan otros átomos o grupos dentro o fuera de su jaula para formar derivados similares al C60. Por ejemplo, C60F60 fluora completamente las moléculas de C60, agrega átomos de flúor a la superficie esférica de C60 y "bloquea" todos los electrones en la capa esférica de C60 para que no se combinen con otras moléculas. Por lo tanto, el C60F60 demuestra que no es fácil de adherir a otras sustancias, tiene mejor lubricidad que el C60, puede usarse como un lubricante resistente a temperaturas súper altas y se considera una "bola molecular". Por otro ejemplo, dopar K, Cs, Tl y otros átomos metálicos en la jaula de moléculas de C60 puede hacer que tenga propiedades superconductoras. Los motores fabricados con este material pueden utilizar muy poca electricidad para mantener el rotor en funcionamiento. Además, el C60H60 es un hidrocarburo con un peso molecular relativamente grande y un poder calorífico extremadamente alto, que puede utilizarse como combustible para cohetes. Espera un momento.
Las propiedades de enlace del carbono
El carbono es el primer elemento del grupo IVa de la tabla periódica de elementos. Se sitúa entre los elementos halógenos más no metálicos y más metálicos. . entre metales alcalinos. Su estructura de capa de electrones de valencia es 2s22p2. En las reacciones químicas, no es fácil perder y ganar electrones, y es difícil formar enlaces iónicos. En cambio, se forma un enlace de valencia único, siendo obviamente el de valencia más alta 4.
Hibridación Sp3 de átomos de carbono
Hibridación Sp2 de átomos de carbono
Hibridación Sp de átomos de carbono-1
Hibridación Sp de átomos de carbono Compuesto-2
Hibridación Sp3 de átomos de carbono
La hibridación Sp3 de átomos de carbono puede generar cuatro enlaces δ para formar una configuración tetraédrica regular. Como diamante, metano CH4, tetracloruro de carbono CCl4, etano C2H6, etc.
En la molécula de metano, los 4 orbitales híbridos sp3 de los átomos de C y los 4 átomos de H generan 4 enlaces de valencia δ * * *, y la configuración molecular es una estructura tetraédrica regular.
Hibridación Sp2 de átomos de carbono
La hibridación Sp2 de átomos de carbono produce 3 enlaces δ, 1 enlace ∏ y una configuración triangular plana. Por ejemplo, grafito, COCl2, C2H4, C6H6, etc.
En la molécula de COCl2_2, el átomo de C genera 1 enlace de valencia δ* * con 2 átomos de Cl y 1 átomo de O a través de 3 orbitales híbridos sp2, y 1 electrón P en el orbital P A ∏* * enlace de valencia se genera con el átomo O del electrón P no apareado en el orbital P que no participa en la hibridación, por lo que la hibridación sp-1 del átomo de carbono genera dos enlaces δ y dos enlaces ∏, la configuración es lineal. Por ejemplo CO2, HCN, C2H2, etc.
En la molécula de CO2, el átomo de C forma dos enlaces de valencia δ** con dos átomos de O a través de dos orbitales híbridos sp, dos electrones P en los dos orbitales P no hibridados y dos Los tres electrones P en Los dos orbitales P simétricos de un átomo de O forman dos enlaces ∏ grandes con tres centros y cuatro electrones, por lo que el CO2 tiene dos enlaces dobles.
En la molécula de HCN, el átomo de C genera 1 enlace de valencia δ * * * con el átomo de H y el átomo de N respectivamente, y también genera dos enlaces de valencia normales ∏ * * con el átomo de N, por lo que en la Molécula de HCN Es la clave única de 1 clave triple.
Átomo de carbono sp híbrido-2
Genera 1 enlace δ, 1 enlace ∏, 1 enlace ∏ de coordinación y 1 par de electrones libres, y la configuración es lineal. Por ejemplo, en la molécula de CO, además de generar un enlace de valencia δ * * * y un enlace de valencia normal ∏ * *, un orbital P vacío del átomo de C que no participa en la hibridación puede aceptar un par de electrones solitario del átomo de C. Átomo de O. Se forman enlaces de coordinación, por lo que hay tres enlaces entre C y O en la molécula de CO.
Los átomos de carbono no sólo pueden formar enlaces simples, dobles y triples, sino que también pueden formar largas cadenas lineales, cadenas cíclicas, cadenas ramificadas, etc. Entrecruzados y variados infinitamente, junto con los átomos de hidrógeno, oxígeno, azufre, fósforo y metales, forman una amplia variedad de compuestos de carbono.
Dióxido de carbono
El CO2 es un gas incoloro e inodoro que representa aproximadamente el 0,03% en la atmósfera y el 0,014% en el océano. También se encuentra en los gases de eyección volcánica y en algunos manantiales. El gas CO2 en el suelo proviene principalmente de la combustión de compuestos que contienen carbono como carbón, petróleo y gas natural, de la descomposición de minerales de carbonato de calcio y de los procesos de respiración y fermentación de los animales. Cuando la luz del sol atraviesa la atmósfera, el CO2 absorbe rayos infrarrojos con longitudes de onda de 13 a 17 nm, lo que es como cubrir la tierra con una enorme película plástica para evitar la pérdida de rayos infrarrojos cálidos, convirtiendo la tierra en un invernadero con una pequeña diferencia de temperatura entre día y noche. El efecto invernadero del dióxido de carbono proporciona un entorno confortable para la vida. También proporciona las sustancias básicas para la vida y es la materia prima para la fotosíntesis de las plantas verdes. Cada año, a través de la fotosíntesis, las plantas verdes convierten 1,5 billones de toneladas de carbono en celulosa, almidón y proteínas, y liberan gas O2 para consumo animal y humano.
Las plantas verdes siempre han mantenido el equilibrio de O2 y CO2 en la atmósfera sin embargo, en los últimos años, con el rápido desarrollo de la industria mundial y la consiguiente contaminación marina, cada vez hay más CO2 en la atmósfera. Se estima que cada año aumente de 2 a 4 partes por millón. Se cree que este es un factor importante en el aumento general de las temperaturas mundiales.
Sobre el CO2, lo introduciremos desde su estructura, propiedades y preparación:
La estructura del dióxido de carbono
Las propiedades del dióxido de carbono
Preparación del dióxido de carbono
Estructura del dióxido de carbono
En la molécula de CO2, los átomos de carbono se combinan con los átomos de oxígeno a través de orbitales híbridos sp.
Los dos orbitales híbridos sp del átomo de c generan dos enlaces delta con un átomo de o respectivamente. Los dos orbitales P no hibridados en el átomo de C están en ángulo recto con los orbitales hibridados sp y se superponen uno al lado del otro con los orbitales P del átomo de oxígeno respectivamente, formando dos enlaces deslocalizados con tres centros y cuatro electrones. Por lo tanto, la distancia entre los átomos de carbono y oxígeno se acorta, y el enlace carbono-oxígeno en el CO2 tiene un cierto grado de características de triple enlace. La forma molecular está determinada por orbitales híbridos sp y el CO2 es una molécula lineal.
Propiedades del dióxido de carbono
Las moléculas de CO2 no tienen polaridad, por lo que la fuerza intermolecular es pequeña, el punto de ebullición es bajo, la energía de enlace es grande, la interacción entre átomos es fuerte, y la molécula tiene una alta estabilidad térmica. Por ejemplo, a 2273 K, el CO2 solo se descompone en un 1,8%:
El CO2 tiene una temperatura crítica alta y se licua fácilmente bajo presión. El calor de vaporización del CO2 líquido es muy alto, 25,1 kJ·mol-. 1 a 217K. Cuando el CO2 líquido se evapora libremente, parte del CO2 se condensa en un sólido parecido a un copo de nieve, comúnmente conocido como "hielo seco". Este es un cristal molecular. Bajo presión normal, el hielo seco se sublima y vaporiza directamente sin derretirse a 194,5 K, por lo que suele utilizarse como refrigerante.
El CO2 es un óxido ácido que puede reaccionar con los álcalis. En la industria se consume una gran cantidad de CO2 para producir carbonato de sodio Na2CO3, bicarbonato de sodio NaHCO3, bicarbonato de amonio NH4HCO3, pigmento blanco de plomo Pb (OH) 22pcbco3, cerveza, bebidas, hielo seco, etc.
En general, el CO2 no favorece la combustión. Cuando el contenido de CO2 en el aire alcanza el 2,5%, la llama se apagará. Por tanto, el CO2 es actualmente un agente extintor de incendios muy utilizado. La tira de magnesio encendida puede seguir ardiendo en gas CO2, por lo que el CO2 no favorece la combustión.
El CO2 no es reactivo, pero puede reaccionar con el carbono o metales activos como el magnesio y el plomo a altas temperaturas.
Aunque el CO2 no es tóxico, si el contenido en el aire sí lo es; demasiado alto, puede provocar que las personas se asfixien por falta de oxígeno. Al entrar al sótano, se debe sostener una vela encendida. Si la vela se apaga, significa que la concentración de CO2 en el sótano es demasiado alta y no es adecuado entrar temporalmente.
Preparación de dióxido de carbono
En la industria, la piedra caliza calcinada se puede utilizar para producir cal, y la industria cervecera puede obtener una gran cantidad de CO2 como subproducto.
En el laboratorio se utilizan habitualmente carbonato y ácido clorhídrico para preparar CO2:
Monóxido de carbono
El monóxido de carbono también es un gas incoloro e inodoro. Se introducen su estructura, propiedades y métodos de preparación.
Estructura de la Empresa
Propiedades del Monóxido de Carbono
Preparación del Monóxido de Carbono
Estructura de la Empresa
Según el Teoría de los orbitales híbridos, en la molécula de CO, el átomo de carbono utiliza la hibridación sp para unirse con el átomo de oxígeno.
Los dos electrones p del átomo de C pueden formar un enlace δ y un enlace ω con los dos electrones p individuales del átomo de O. Los electrones p emparejados del átomo de O también pueden formar un orbital 2p vacío. del átomo de C. Forman enlaces de coordinación. (Definición de enlace de coordinación: un enlace de valencia formado mediante el uso de un par de electrones proporcionado por un átomo y utilizado por dos átomos se llama enlace de coordinación). ← representa un enlace de coordinación y la flecha apunta al átomo que acepta el par de electrones. Aquí, los pares de electrones de enlace los proporcionan sólo los átomos de O, y los átomos de C proporcionan orbitales vacíos para aceptar electrones. Su fórmula estructural se puede expresar como:
Según la teoría de los orbitales moleculares, en el diagrama de niveles de energía de los orbitales moleculares de la molécula de CO se puede ver que hay cuatro electrones de valencia fuera del núcleo de C, y su la fórmula estructural electrónica es 2s22p2 fuera del núcleo O. Tiene seis electrones de valencia y su estructura electrónica es 2s22p4. Dado que los orbitales atómicos correspondientes a los átomos de C y O tienen energías similares, se superponen para formar los orbitales moleculares de la molécula de CO. La estructura del enlace de valencia de la molécula de CO se puede expresar como:
[1] La flecha en la fórmula representa el enlace de valencia formado por el oxígeno que proporciona unilateralmente un par de electrones a dos átomos, también llamado enlace de coordinación. .
En la fórmula [2], el enlace de coordinación es ∏, y los dos puntos están en un lado, lo que indica que el electrón está en la órbita del átomo de oxígeno cuando está en estado atómico, y está todavía relativamente cerca del núcleo de oxígeno después de que se forma la molécula de CO.
Esta estructura de tres enlaces que contiene enlaces de coordinación puede explicar satisfactoriamente el hecho de que la energía del enlace es grande, la longitud del enlace y el momento dipolar son casi iguales a cero. Si no hay enlace de coordinación, el CO debería ser una molécula muy polar, porque la electronegatividad del átomo de O es mucho mayor que la del átomo de C, pero la existencia del enlace de coordinación hace que el átomo de O tenga una carga ligeramente positiva y el átomo de C ligeramente cargados negativamente. Los dos factores se cancelan entre sí, por lo que el momento dipolar del CO es casi igual a cero.
Hay 10 electrones de valencia en las moléculas de CO y en las moléculas de N2 respectivamente. Son cuerpos isoelectrónicos, también conocidos como moléculas isoelectrónicas. Las disposiciones de los electrones orbitales y las propiedades de enlace de las moléculas isoelectrónicas son muy similares.
En la molécula de CO, dado que el átomo de C tiene una ligera carga negativa, es más probable que este átomo de C proporcione pares de electrones a otros átomos con orbitales vacíos para formar enlaces de coordinación y generar muchos compuestos carbonílicos. Ésta es una de las razones por las que la energía de enlace de las moléculas de CO es más activa que la de las moléculas de N2.
Propiedades del monóxido de carbono
(1) y el monóxido de carbono son buenos agentes reductores.
A altas temperaturas, el CO puede obtener oxígeno de muchos óxidos metálicos y reducir los metales. El uso de coque como agente reductor en la industria metalúrgica en realidad reduce el CO;
A temperatura ambiente, el CO también puede reducir los iones metálicos en ciertos compuestos. Por ejemplo, el CO puede hacer que la solución de dicloruro de paladio y la solución de plata y amoníaco se vuelvan negras, y la reacción es muy sensible y puede usarse para detectar la presencia de trazas de CO;
El cobalto es un ligando importante que puede formar con muchos metales de transición Compuestos carbonílicos metálicos. Por ejemplo, Fe(CO)5, Ni(CO)4 y Cr(CO)6.
Tomamos Ni(CO)4 como ejemplo para ilustrar las características de enlace de los compuestos carbonílicos.
En los compuestos carbonílicos metálicos, el co está unido al metal con c. A partir del diagrama de niveles de energía orbital molecular del CO, ya sabemos que, por un lado, el CO tiene pares de electrones no enlazantes (solos). pares de electrones), que pueden dar a los átomos metálicos órbitas vacías para formar enlaces de coordinación delta. Por otro lado, hay un canal ∏ antienlazante vacío en el CO, que puede aceptar el par de electrones D del átomo metálico y superponerse con el orbital D del átomo metálico para formar un enlace ∏. Este enlace ∏ se denomina enlace de retroalimentación o enlace de coordinación porque el átomo de metal dona unilateralmente un par de electrones al orbital vacío del ligando (CO). Los enlaces de retroalimentación pueden simplemente reducir la acumulación de cargas negativas excesivas en los átomos metálicos causada por la formación de enlaces de coordinación delta.
En los compuestos carbonílicos, el metal se encuentra en un estado de oxidación bajo y tiene más electrones de valencia, lo que favorece la formación de enlaces de retroalimentación. Por ejemplo, en Ni(CO)4, la valencia del átomo de Ni es cero y el electrón de valencia es 3d84s2. El átomo de Ni adopta un orbital híbrido sp3 para aceptar cuatro pares de electrones no enlazantes proporcionados por el CO para formar un enlace de coordinación delta. Además, el par de electrones D del átomo de Ni se retroalimenta al orbital antienlazante vacío ∏* del CO, generando un enlace de retroalimentación. Debido a la formación simultánea de enlaces de coordinación δ y enlaces de retroalimentación, los compuestos carbonílicos generados a partir de metales y CO tienen una alta estabilidad.
Los compuestos carbonílicos suelen ser muy tóxicos. La alta toxicidad del CO para animales y humanos también se debe a su adición. Puede combinarse con el hemo (un complejo de hierro) en la sangre para formar compuestos carbonílicos, lo que hace que la sangre pierda su capacidad de transportar oxígeno y provoque hipoxia tisular. Si el 50% del hemo en la sangre se combina con CO, provocará necrosis miocárdica. Mientras haya una proporción de volumen de CO de 1/800 en el aire, puede causar la muerte en media hora. (1aroman? CO es bastante reactivo y puede combinarse fácilmente con O, S, H y halógenos F2, Cl2 y Br2.
(1) El monóxido de carbono se quemará en el aire para producir dióxido de carbono y liberará un mucho calor:
②El monóxido de carbono reacciona con H2 para generar metanol y algunos compuestos orgánicos;
③CO reacciona con S para generar sulfuro de carbonilo;
④CO reacciona con Los halógenos F2, Cl2 y Br2 para generar haluro de carbonilo se descompone fácilmente con el agua y reacciona con el amoníaco para formar urea;
El cloruro de carbonilo, también conocido como fosgeno, es extremadamente tóxico, sin embargo, su producción es grande y. se utiliza para fabricar diisocianato de tolueno. Es un intermedio para la producción de plásticos de poliuretano.
Preparación de monóxido de carbono
Método de preparación de gas monóxido de carbono en el laboratorio:
(1), verter ácido fórmico en agua caliente. Deshidratar en ácido sulfúrico concentrado.
(2) Calentar los cristales de ácido oxálico con ácido sulfúrico concentrado.
El gas mezclado se produce; mediante la reacción se absorbe CO2 a través de NaOH sólido para obtener gas CO puro.
Método de preparación industrial del gas monóxido de carbono;
Las principales fuentes de CO industrial son el gas de agua, el gas de generador y el carbón. gas.
Mezcla equimolecular de agua gas CO y H2, cuando aire y Se obtiene cuando se introduce vapor alternativamente en la capa de carbón al rojo vivo.
El gas productor es una mezcla; de CO y N2 (el CO representa la mitad del volumen), que se obtiene haciendo reaccionar una cantidad limitada de aire a través de la capa de carbón al rojo vivo.
El gas es una mezcla de monóxido de carbono, H2, El metano y el dióxido de carbono. El gas de agua, el gas de generador y el gas de carbón son combustibles gaseosos industriales importantes.
El ácido carbónico y el carbonato
El CO2 se pueden disolver en agua para formar carbonato de H2CO3. es un ácido débil que sólo existe en solución acuosa con un valor de pH de aproximadamente 4.
El H2CO3 es un ácido dibásico que se puede formar. Hay dos tipos de sales, carbonato y bicarbonato. p>En estos dos iones, el átomo de C utiliza orbitales híbridos sp2 para formar cuatro enlaces con cuatro electrones extraños, y los iones son triángulos planos. La solubilidad, la hidrólisis y la estabilidad térmica de las sales de semillas en agua son muy importantes.
Solubilidad
Hidrólisis
Estabilidad térmica
Solubilidad
Carbonatos: Los carbonatos de amonio y metales alcalinos (excepto litio) se disuelven fácilmente. solubles en agua. Los carbonatos de otros metales son insolubles en agua. Por ejemplo, (NH4)2CO3, Na2CO3 y K2CO3 son solubles. En agua, CaCO3 y MgCO3 son insolubles. , el bicarbonato correspondiente tiene una gran solubilidad.
Por ejemplo, el mineral de carbonato de calcio insoluble puede convertirse parcialmente en Ca(HCO3)2 y disolverse bajo erosión a largo plazo por CO2 y agua;
Para el carbonato soluble, su bicarbonato correspondiente tiene una solubilidad relativamente baja. Por ejemplo, cuando se introduce CO2 en una solución concentrada de carbonato de amonio hasta que se satura, se puede precipitar NH4HCO3, que es la base para la producción industrial de fertilizantes de bicarbonato de amonio.
La solubilidad anormal está relacionada con la formación de cadenas diméricas o poliméricas por iones HCO3- mediante enlaces de hidrógeno:
Hidrólisis
Carbonatos de metales alcalinos y amonio y ácidos carbónicos. Las sales de hidrógeno son fuertemente alcalinas y débilmente alcalinas debido a la hidrólisis en soluciones acuosas;
¿En soluciones de sales metálicas (excepto sales de metales alcalinos y de amonio)? Ion CO32-, el producto puede ser carbonato, carbonato básico o hidróxido, ¿qué producto es? En términos generales:
(1) Los iones de hidróxido fuertemente alcalinos, es decir, iones metálicos no hidrolizables, pueden precipitar en carbonatos. Por ejemplo:
(2) Iones de hidróxido débilmente básicos, como Cu2+, Zn2+, Pb2+, Mg2+, etc. Su solubilidad es similar a la del carbonato y puede precipitar en carbonato básico. Por ejemplo:
(3) Iones metálicos altamente hidrolizables, especialmente iones zwitteriónicos con productos de pequeña solubilidad de hidróxido, como Al3+, Cr3+, Fe3+, etc. , precipitará en hidróxido. Por ejemplo:
Por lo tanto, el carbonato de sodio y el carbonato de amonio se utilizan a menudo como precipitantes de iones metálicos.
Estabilidad térmica
La inestabilidad térmica es una propiedad importante de los carbonatos. De forma general, existe el siguiente orden de estabilidad térmica:
Carbonatos de metales alcalinos>:carbonatos de metales alcalinotérreos>:carbonatos de elementos de subgrupo y elementos de transición
Entre metales alcalinos y alcalinos metales terrestres, carbonatos con radio catiónico grande > carbonatos con radio catiónico pequeño.
La dificultad para descomponer los carbonatos mediante calentamiento también está relacionada con la polarización de los cationes.