Углерод. Оксиды углерода презентация

2
4
C
6
12,011
IVA группа
C0 - 4ē → C+4
C0 + 4ē → C-4
Восстановительные
свойства
Окислительные
свойства
Строение атома
+6

Аллотропные модификации углерода
Алмаз – прозрачное кристаллическое вещество.
Одно из самых твёрдых веществ в природе.
У алмаза атомная кристаллическая решётка.
Алмаз имеет высокую светопреломляющую и светоотражающую способности.

Слово «алмаз» происходит от арабского алмас, что означает «твердейший», или от греческого слова адамас – «несокрушимый, непреодолимый».

1 карат соответствует 0,2 г
Огранённые прозрачные алмазы называют бриллиантами.

Короны царей
Орден Святого Андрея
Первозванного

Алмаз
«Куллинан»
Алмаз
«Шах»

Применение алмазов
Алмазы применяют как украшения.
Алмазы применяют для изготовления буров, свёрл и шлифовальных инструментов.
Крупнейшие месторождения алмазов находятся в Южной Африке, в России алмазы добывают в Якутии.

Аллотропные модификации углерода
Графит — тёмно-серое, жирное на ощупь кристаллическое вещество с металлическим блеском.
Графит мягкий и непрозрачный, хорошо проводит теплоту и электрический ток.
Атомы углерода в кристаллической решётке лежат в одной плоскости, образуя правильные шестиугольники.
Графит тугоплавок.
Слоистая структура

Применение графита
1
2
3
4
1. электроды
2. твёрдые смазки
3. замедлители нейтронов
в ядерных реакторах
4. стержни для
карандашей

Сажа и древесный уголь
Древесный уголь получают при сухой перегонке древесины.
Древесный уголь обладает адсорбцией.
Из древесного угля получают активированный
уголь.
Активированный уголь используют для изготовления бытовых фильтров, противогазов.
Адсорбция углём

Н.Д. Зелинский
Очистки спирта от сивушных масел.
Очистки сахарного сиропа от
окрашенных веществ.
Улавливание бензина из природных
газов.

Реакция с кислородом
Химические свойства углерода
С + О2 = СО2
t
оксид
углерода (IV)

Реакция с кислородом
Химические свойства углерода
С + О2 = СО2
t
0
+4
-2
Восст-ль
Ок-ль
оксид
углерода (IV)
Реакция с металлами
4Al + 3C = Al4C3
t
0
-4
Ок-ль
Реакция с водородом
0
0
-4
+1
метан
Восст-ль
Ок-ль
карбид
алюминия
0
Реакция со сложными веществами
C + 2CuO = 2Cu + CO2↑
t
0
+4
0
+2
Восст-ль
Ок-ль

Применение углерода

Нахождение в природе
CaCO3
CO2

Круговорот углерода
фотосинтез
дыхание
горение
CO2
CO2
CO2
CO2

Оксиды углерода

CO + гемоглобин = карбоксигемоглобин
При вдыхании воздуха,
содержащего 0,1 % СО,
человек может потерять
сознание и умереть.

Химические свойства оксида углерода (II)
Получение СО
2С + О2 (нед) = 2СО
+2
Горение в кислороде
Восстановление металлов из оксидов
2CO + O2 = 2CO2
+2
+4
0
-2
Восст-ль
Ок-ль
2ē
Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2↑
t
+3
+2
+4
0
2ē
Восст-ль
Ок-ль
t
t

Оксиды углерода

сухой лёд
При давлении около 60 атм. углекислый газ превращается в бесцветную жидкость. При испарении этой жидкости получается снегообразная масса, которую называют «сухой лёд», используемый для хранения пищевых продуктов.
CO2
Углекислый газ не горит и
не поддерживает горение.
Физические свойства
CO2

Химические свойства
CO2
Реакции со щелочами
CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3↓ + H2O
карбонат
кальция
Качественная реакция на углекислый газ

Химические свойства
CO2
Реакции со щелочами
CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3↓ + H2O
карбонат
кальция
Реакции с основными оксидами
CO2 + MgO = MgCO3
t
карбонат
магния
Реакция с водой
CO2 + H2O ↔ H2CO3
угольная
кислота
Реакция с Mg
CO2 + 2Mg = 2MgO + C
t

Получение
CO2
В промышленности
CaCO3 = CaO + CO2↑
t
В лаборатории
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2↑ + H2O
HCl
CO2
CaCO3

Применение
CO2
1
2
3
4
5
1. изготовление шипучих напитков
2. получение соды
3. создание «дыма» на сцене
4. для хранения мороженого
5. в пенных огнетушителях

Выводы
Углерод – элемент IVA группы.
На внешнем энергетическом уровне у углерода 4 электрона.
Для углерода характерны степени окисления -4, +2 и +4.
В реакциях с кислородом и оксидами металлов углерод проявляет восстановительные свойства, а в реакциях с металлами, водородом – окислительные свойства.
Наиболее известными аллотропными модификациями углерода являются алмаз и графит.