Što više osoba uči o svijetu oko njega, to više shvaća ograničenja i nesavršenost njihovog znanja. Uzmi, na primjer, gazirana voda. Kao što znate, ovo piće razlikuje se od druge činjenice da sadrži u malim dozama ugljene kiseline, koja se odmah počinje raspadati čim odvišimo plutu na bocu. Stoga nemamo nikakve sumnje odobrenje u udžbeniku za hemiju da je ova supstanca izuzetno nestabilna. U fazi gasa vrlo se brzo pretvara u mješavinu obične vode i uobičajenog ugljičnog dioksida. Međutim, kao što su pokazale nedavne studije, sasvim je moguće raspravljati s tim. Ali prvo se sjetimo da je to određena supstanca.

Šta je koalična kiselina?

Formula ovog hemijski spoj Izgleda prilično jednostavno: h 2 co 3. Prisutnost dva atoma vodika ukazuje da je ova kiselina bijenalna, a njena nestabilnost govori o svojoj slabosti. Kao što je poznato, disocijacija kiselina javlja se u vodi, a sloj koji se razmatra ne pada pod izuzetkom. Međutim, postoji jedna karakteristika: Zbog prisustva dvije osnove, ovaj se proces odvija u dvije faze:

H 2 CO 3 ↔ H + + NSO 3 -,

NSO 3 - ↔ H + + CO3 2-.

Kada komuniciraju sa jakom bazom, koalična kiselina formira normalne ili kiseline karbone. Potonji se razlikuju u tome da ih ne zamjenjuju dva, već samo jedan hidrogen atom. Živi primjer normalnog karbonata je soda za pranje (NA 2 CO 3), a uloga uzorka ugljikovodika može se igrati soda bikarbona (Nahco 3).

Šta ste uspjeli otkriti naučnike?

Prilikom protezanja bezdroznog kalijuma bikarbonata (KNSO 3) na temperaturi od -110 ° C, vodonik kuca na atom K. Rezultat je vrlo čista koalična kiselina. Kasnije je pronađena još lakša metoda - grijanje u vakuumu NH 4 HCO 3. Kao rezultat ovog raspadanja amonijum bikarbonata, amonijum je uvažen, a formira se bezvodna koalična kiselina. Potonji izlaže nevjerovatnu stabilnost tokom sublimacije u vakuu. Kad su naučnici počeli istraživati \u200b\u200bovaj paradoks, ispostavilo se da je razlog u vrijednosti energetske barijere. Za bezvodne jedinice H 2 CO 3, to je 44 kcal / mol, a kada postoji voda, njegova vrijednost je gotovo dva puta ispod - 24 kcal / mol. Dakle, pod odgovarajućim uvjetima, koalična kiselina može biti u slobodnom obliku. Međutim, ovo otkriće je zanimljivo ne samo u pogledu teorije hemije. Njegova praktična vrijednost je da je omogućila proučavanje respiratornog procesa na novi način. Sada naučnici vjeruju da formiranje u živom organizmu koalijske kiseline ubrzava uz pomoć posebnog enzima i jednostavno vam omogućava brzo uklanjanje ugljičnog dioksida iz ćelija u krvi, a zatim u pluća.

Ovo otkriće nije bilo zbunjeno iskoristiti astronome: Slobodno stanje ugljičnog dioksida omogućilo im je da izvrši svoju spektralnu analizu, a sada se ovaj spoj može identificirati u atmosferi planeta oko nas. Sve to sugerira da je svijet još pun različitih tajni i tajni. Čini se da moderni udžbenici neće morati prepisati, odrediti star i otvaranje novih znanja.

Opća informacija Slaba dibazijska kiselina ugljena. Nije istaknut u čistom obliku. Formira se u malim količinama u raspuštanju ugljičnog dioksida u vodi, uključujući ugljični dioksid iz zraka. Formira niz stabilnih anorganskih i organskih derivata: soli (karbonati i bikarbonati), esteri, amide itd.

Dekompozicija Kada povećavate temperaturu rješenja i / ili smanjenja djelomičnog pritiska ugljičnog dioksida, ravnoteža u sustavu premještena je s lijeve strane, što dovodi do raspadanja dijela koalične kiseline u vodu i ugljični dioksid. Prilikom ključanja, ugljena kiselina u potpunosti se raspada:

Dobivanje koalijske kiseline formira se kada se ugljični dioksid otopi u vodi. Sadržaj koalijske kiseline u rješenju povećava se s smanjenjem temperature otopine i povećanjem pritiska ugljičnog dioksida. Takođe, koalična kiselina formira se u interakciji svojih soli (karbonata i bikarbonata) sa jačom kiselinom. Istovremeno, većina nastalih koalijske kiseline, u pravilu se raspada u vodu i ugljični dioksid

Upotreba koalijske kiseline uvijek je prisutna u vodenim rješenjima ugljičnog dioksida (gazirane vode). U biohemiji se imovina ravnotežnog sustava koristi za promjenu tlaka plina srazmjerno promjeni sadržaja ionaxa (kiselosti) na konstantnoj temperaturi. To vam omogućuje da se registrirate u stvarnom vremenu, tok enzimskih reakcija koji se događaju s promjenom pH rješenja

Organski derivati \u200b\u200bkoalijske kiseline formalno se mogu smatrati karboksilnom kiselinom sa hidroksilskom grupom umjesto ostataka ugljikovodika. U tom svojstvu može formirati sve derivate karakteristike karboksilnih kiselina. Neki predstavnici takvih veza navedeni su u tablici. Klasa spojeva Primjer spojeva polikarbonata polikarbonati polikarbonati hloranhydridridhosgen amidimoevin nitrililijskim kiselinom anhidridyri-koronska kiselina

KARBON (IV) Oksid, koalična kiselina i njegove soli

D. ugljični eoksidCO 2 (ugljeni dioksid) - u normalnim uvjetima, to je plin bez boje i mirisa, malo kiselo ukus, težak zrak je oko 1,5 puta, topljiv u vodu, prilično lako (na sobnoj temperaturi pod pritiskom oko 60 ∙ 10 5 PA se može pretvoriti u tečnost). Prilikom hlađenja do -56,2ºS, ugljični dioksid učvršćuje i pretvara se u masu u obliku snega.

U svemu agregatne države Sastoji se od molekula koji nisu polarni linaze. Hemijska struktura Molekuli CO 2 određuju se SP-hibridizacijom centralnog ugljičnog atoma i formiranje dodatnih π prst: O \u003d c \u003d O.

Neki od raspuštenih u volji CO 2 komuniciraju s tim sa uzimanjem ugljene kiseline:

CO 2 + H 2 O ↔ CO 2 ∙ H 2 O ↔ H 2 CO 3.

Ugljični dioksid vrlo lako apsorbira alkalna rješenja sa formiranjem karbonata i bikarbonata:

CO 2 + 2NAOH \u003d NA 2 CO 3 + H 2 O; CO 2 + NAOH \u003d NAHCO 3.

Molekuli CO 2 su vrlo stabilni termički, propadanje počinje samo na temperaturi od 2000ºS. Iz tog razloga, ugljični dioksid je isključen i ne podržava sagorijevanje običnog goriva. Ali u njegovoj atmosferi neki gori jednostavne tvari, čiji atomi pokazuju veliku afinitetu za kisik, na primjer, magnezijuma kada se zagrijava svijetli u atmosferi CO 2.

Koalična kiselina H 2 CO 3 - Međusobna povezanost je krhka, postoji samo u vodenim rješenjima. Većina ugljičnog dioksida rastvorenog u vodi je u obliku hidriranih molekula CO 2, manji - tvori koaličnu kiselinu.

Vodena rješenja koja su ravnoteže sa Atmosferom CO 2 su kisele: \u003d 0,04 m i pH ≈ 4.

Koalična kiselina - dvo-osa, odnosi se na slabe elektrolite, disocitacije postepi (k 1 \u003d 4, 4 ∙ 10 -7; k 2 \u003d 4, 8 ∙ 10 -11). Kada se CO 2 otopi u vodi, postavlja se sljedeća dinamička ravnoteža:

H 2 O + CO 2 ↔ CO 2 ∙ H 2 O ↔ H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 -

Kada se zagreje vodena otopina ugljičnog dioksida, rastvorljivost opada plina, CO 2 se oslobađa iz rješenja, a ravnoteža se pomaknu ulijevo.

Biti bienale, koalična kiselina formira dva reda soli: srednje soli (karbonat) i kiseli (ugljikovodici). Većina soli karbonskih kiselina bezbojna je. Od karbonata topive u vodi samo soli alkalnog metala i amonijuma.

U vodi su karbonati podvrgnuti hidrolizi i u vezi s tim, njihova rješenja imaju alkalnu reakciju:

Na 2 co 3 + h 2 o ↔ Nahco 3 + naoh.

Daljnja hidroliza sa formiranjem koalijske kiseline u normalnim uvjetima praktično ne ide.

Raspuštanje u vodi ugljikovodika prati se i hidrolizom, ali u mnogo manjoj mjeri, a medij je stvoren pomalo alkalnim (pH ≈ 8).

Amonijum-karbonat (NH 4) 2 CO 3 karakteriše velika volatilnost s povišenom i čak na normalnoj temperaturi, posebno u prisustvu vodene pare, što uzrokuje snažnu hidrolizu.

Jake kiseline, pa čak i slaba sirćetska kiselina raseljaju karbonska kiselina iz karbonata:

K 2 CO 3 + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + H 2 O + CO 2.

Za razliku od većine karbonata, sami bikarbonati u vodi su topljivi. ʜᴎʜᴎ manje stabilan od karbonata istih metala i kada se zagrijava lako se razgrađuje, pretvaranje u odgovarajuće karbone:

2khco 3 \u003d K 2 CO 3 + H 2 O + CO 2;

CA (HCO 3) 2 \u003d Caco 3 + H 2 O + CO 2.

Jake kiseline, bikarbonati su razgrađeni, poput karbonata:

KHCO 3 + H 2 SO 4 \u003d KHSO 4 + H 2 O + CO 2

Natrijum-karbonat (soda), kalijum karbonat (kaling), kalcijum karbonat (kreda, mramor, krečnjak), natrijum bikarbonat (pijenja soda) i kooh main (CUOH) 2 CO 3 (malahit) su najvažniji.

Glavne soli karbonske kiseline u vodi su praktično nerastvorljive i kada se zagrijava lako razgrađuje:

(Cuoh) 2 CO 3 \u003d 2Cuo + CO 2 + H 2 O.

Termička stabilnost karbonata ovisi o kreiranju polarizacije iona uključenih u karbonat. Što je veća radnja polarizacijsko djelo ima kaciju na karbonatnim jonom, što je niža temperatura raspadanja soli. Ako se kation može lako deformirati, tada će karbonatni jon također imati polarizirajuću učinak na kation, što će dovesti do oštrog smanjenja temperature raspadanja soli.

Natrijum i kalijum karbonat se topi bez raspadanja, a većina preostalih karbonata razgrađuje se na metalnom oksidu i ugljičnom dioksidu:

MGCO 3 \u003d MGO + CO 2.

Ugljični oksid (II)

Co Molecule ima sljedeću strukturu

: Od ≡ O :

Dvije obveznice se formiraju zbog uparivanja 2R-elektrona atoma ugljika i kisika, treća veza formira se mehanizmom donatorskog prihvaćanja zbog besplatnog 2R-orbitalnog ugljenika i 2R- elektronski par Kiseonik atom. Dipolski trenutak molekule je beznačajan, dok je efikasan naboj na ugljenom atomu negativan, a na kiseonik atomu je pozitivan.

Budući da je struktura molekula slična strukturi molekula dušika. fizička svojstva. CO ima vrlo nisko topljenje (- 204ºS) i ključanja (- 191,5ºS), to je bezbojan, vrlo otrovan plin, miris, sovs - malo lakši od zraka. Nismo topivi u vodi i ne komunicira s tim.

CO se smatra nesmirljivim oksidom, jer U normalnim uvjetima, ne komunicira sa kiselinama ili sa alkalisom. Formira se tijekom paljenja ugljenih i ugljičnih spojeva sa ograničenim pristupom kisikom, također sa interakcijom ugljičnog dioksida sa vrućim ugljem: CO 2 + C \u003d 2SO.

U laboratoriji se dobiva iz urvinske kiseline koncentriranom sumpornoj kiselini na njemu kada se zagrijava:

NSON + H 2 SO 4 (CONC.) \u003d CO + H 2 SO 4 ∙ H 2 O.

Može se koristiti i i oksidanska kiselina. Sumporna kiselina u tim reakcijama djeluje kao sredstvo za zalijevanje.

U normalnim uvjetima, hemijski je inertan, ali kada se zagrijava, rehabilitativna svojstva eksponati, koja se široko koristi u pyrometallurgiji da bi se dobile neke metale: FE 2 O 3 + 3CO \u003d 2FE + 3CO 2.

Na zraku CO gori plavim plamenom sa velikom količinom topline: 2 + o 2 \u003d 2 \u003d 2 + 569 kj.

Pored kisika na direktnom suncu ili u prisustvu katalizatora (aktivnog uglja) sa hlorom, formiranjem fosgene:

CO + CL 2 \u003d CoCL 2.

Phosgen je bezbojan plin sa karakterističnim mirisom. U vodi je deinstalirano, ali kao što ugljena hlorid ugljena postepeno je hidrolizirana prema shemi: CoCL 2 + 2h 2 O \u003d 2HCL + H 2 CO 3. Zbog velike toksičnosti, fosgen je korišten kao borbeni trovanje u Prvi svjetski rat. Moguće je neutralizirati ga sa opačenim limetom.

Kada se zagrijava oksidira i sumpor: co + s \u003d cos.

Co Molecule može djelovati kao ligand u različitim složenim izdvajanjima. Zbog nekogviziranog elektronskog para ugljika, pokazuje svojstva donatora σ-donatora, a zbog besplatnih π-pečenja orbitale, izložba Svojstva π-prihvata. Posebno su zanimanje karbonil kompleksi D-metala, jer Termička raspadanje karbonilova dobiva se metalima visoke čistoće.