с чем реагирует углерод реакции
Реакции, взаимодействие углерода. Уравнения реакции углерода с веществами
Реакции, взаимодействие углерода. Уравнения реакции углерода с веществами.
Углерод реагирует, взаимодействует с неметаллами, металлами, полуметаллами, оксидами, кислотами, солями, гидридами и пр. веществами.
Реакции, взаимодействие углерода с неметаллами. Уравнения реакции:
1. Реакция взаимодействия углерода и кислорода:
2C + O2 → 2CO (t > 1000 °C).
Реакция взаимодействия углерода и кислорода происходит с образованием оксида углерода (II).
2. Реакция взаимодействия бора и углерода:
4B + C → B4C (t > 2000 °C).
Реакция взаимодействия бора и углерода ( графит ) происходит с образованием карбида бора. Образуется также примесь B13C2.
3. Реакция взаимодействия углерода и серы:
C + 2S ⇄ CS2 (t = 750-1000 °C).
Реакция взаимодействия углерода и серы происходит с образованием сероуглерода.
4. Реакция взаимодействия углерода и водорода:
5. Реакция взаимодействия аморфного углерода и фтора:
6. Реакция взаимодействия углерода и кремния:
C + Si → SiC (t = 1200-1300 °C).
Реакции, взаимодействие углерода с металлами и полуметаллами. Уравнения реакции:
1. Реакция взаимодействия углерода и бериллия:
2Be + C → Be2C (t = 1700-1900 °C).
2. Реакция взаимодействия углерода (угля) и марганца:
3Mn + C → Mn3C (t = 1600 °C).
Реакция взаимодействия марганца и углерода ( угля ) происходит с образованием карбида марганца. Реакция протекает в вакууме.
3. Реакция взаимодействия углерода и железа:
Реакция взаимодействия железа и углерода происходит с образованием карбида железа.
4. Реакция взаимодействия углерода и гафния:
Hf + C → HfC (t = 1800-2000 °C).
5. Реакция взаимодействия углерода и циркония:
Zr + C → ZrC (t = 1800-2400 °C).
Реакция взаимодействия циркония и углерода происходит с образованием карбида циркония.
6. Реакция взаимодействия углерода и титана:
Ti + C → TiC (t = 1800-2400 °C).
7. Реакция взаимодействия углерода и вольфрама:
W + C → WC (t = 1430-1630 °C).
Реакция взаимодействия вольфрама и углерода происходит с образованием монокарбида вольфрама. Реакция протекает в атмосфере водорода.
8. Реакция взаимодействия углерода и алюминия:
9. Реакция взаимодействия углерода и натрия:
Реакция взаимодействия натрия и углерода происходит с образованием ацетиленида натрия.
Реакции, взаимодействие углерода с оксидами. Уравнения реакции:
1. Реакция взаимодействия углерода и оксида углерода (IV):
CO2 + C ⇄ 2CO (t = 700-1000 °C).
Реакция взаимодействия оксида углерода (IV) и углерода происходит с образованием оксида углерода (II). Реакция представляет собой взаимодействие углекислого газа с раскаленными углями.
2. Реакция взаимодействия углерода и оксида магния:
MgO + C → Mg + CO (t > 2000 °C).
Реакция взаимодействия оксида магния и углерода происходит с образованием магния и оксида углерода (II).
3. Реакция взаимодействия углерода и воды:
Реакция взаимодействия углерода и воды происходит с образованием оксида углерода (IV) и водорода.
4. Реакция взаимодействия углерода и оксида железа:
FeO + C → Fe + CO (t > 1000 °C).
Реакция взаимодействия оксида железа и углерода происходит с образованием железа и оксида углерода (II).
5. Реакция взаимодействия углерода и оксида меди:
C + CuO → Cu + CO (t = 1200 °C).
Реакция взаимодействия углерода и оксида меди происходит с образованием меди и оксида углерода (II).
6. Реакция взаимодействия углерода и оксида германия:
GeO2 + C → Ge + CO2 (t = 500-600 °C).
Реакция взаимодействия оксида германия и углерода происходит с образованием германия и оксида углерода (IV). Реакция протекает в атмосфере водорода.
7. Реакция взаимодействия углерода и оксида азота:
Реакция взаимодействия оксида азота (II) и углерода происходит с образованием азота и оксида углерода (IV).
8. Реакция взаимодействия углерода и оксида теллура:
TeO2 + C → Te + CO2 (t = 600-700 °C).
Реакция взаимодействия оксида теллура и углерода происходит с образованием теллура и оксида углерода (IV).
9. Реакция взаимодействия углерода и оксида цинка:
ZnO + C → Zn + CO (t = 1200-1300 °C).
Реакция взаимодействия оксида цинка и углерода происходит с образованием цинка и оксида углерода (II).
10. Реакция взаимодействия углерода и оксида серы:
Реакция взаимодействия оксида серы и углерода происходит с образованием серы и оксида углерода (IV).
11. Реакция взаимодействия углерода и оксида никеля:
NiO + C → Ni + CO (t = 300-400 °C).
Реакция взаимодействия оксида никеля и углерода происходит с образованием никеля и оксида углерода (II).
12. Реакция взаимодействия углерода и оксида марганца:
MnO2 + C → Mn + CO2 (t = 600-700 °C).
Реакция взаимодействия оксида марганца и углерода происходит с образованием марганца и оксида углерода (IV).
13. Реакция взаимодействия углерода и оксида свинца:
2PbO + C → 2Pb + CO2 (t = 600 °C).
Реакция взаимодействия оксида свинца и углерода происходит с образованием свинца и оксида углерода (IV).
14. Реакция взаимодействия углерода и оксида кремния (IV) :
SiO2 + C → SiO + CO (t = 1300 °C).
Реакция взаимодействия оксида кремния (IV) и углерода происходит с образованием оксида кремния (II) и оксида углерода (II). Реакция протекает в вакууме. Образуются примеси: кремний Si, карбид кремния SiC.
15. Реакция взаимодействия углерода, оксида магния и хлора:
MgO + Cl2 + C → MgCl2 + CO (t = 800-1000 °C).
Реакция взаимодействия оксида магния, хлора и углерода происходит с образованием хлорида магния и оксида углерода (II).
16. Реакция взаимодействия углерода, оксида кальция и хлора:
CaO + C + Cl2 → CaCl2 + CO (t = 1000 °C).
17. Реакция взаимодействия углерода, оксида бериллия и хлора:
BeO + Cl2 + C → BeCl2 + CO (t = 700-900 °C).
Реакция взаимодействия оксида бериллия, хлора и углерода (графит) происходит с образованием хлорида бериллия и оксида углерода (II).
18. Реакция взаимодействия углерода, оксида титана и водорода:
19. Реакция взаимодействия углерода, оксида гафния и брома:
Реакция взаимодействия оксида гафния, углерода и брома происходит с образованием бромида гафния и оксида углерода (IV).
20. Реакция взаимодействия оксида углерода, циркония и брома:
Реакция взаимодействия оксида циркония, углерода и брома происходит с образованием бромида циркония и оксида углерода (IV).
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 Сn 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 (233 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 (204 Загрузки)
Скачать бесплатно реферат на тему: «Углеродные нанотрубки» Углеродные-нанотрубки.doc (216 Загрузок)
Скачать бесплатно реферат на тему: «Алмаз-минерал» Алмаз-минерал.docx (Одна Загрузка)
Скачать бесплатно реферат на тему: «Алмаз-графит» Алмаз-графит.docx (227 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
С чем реагирует углерод?
Углерод расположен в главной подгруппе IV группы (или в 14 группе в современной форме ПСХЭ) и во втором периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Электронное строение углерода
Электронная конфигурация углерода в основном состоянии:
+6С 1s 2 2s 2 2p 2 1s 
2s 2p
Электронная конфигурация углерода в возбужденном состоянии:
+6С * 1s 2 2s 1 2p 3 1s 2s 2p
Атом углерода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 1 неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии и 4 неспаренных электрона в возбужденном энергетическом состоянии.
Физические свойства углерода
Углерод в природе существует в виде нескольких аллотропных модификаций: алмаз, графит, карбин, фуллерен.
Графит — мягкое вещество серо-стального цвета, с металлическим блеском. Хорошо проводит электрический ток. Жирный на ощупь.
Карбин — вещество, в составе которого атомы углерода находятся в sp-гибридизации. Состоит из цепочек и циклов, в которых атомы углерода соединены двойными и тройными связями. Карбин — мелкокристаллический порошок серого цвета.
Фуллерен — это искусственно полученная модифицикация углерода. Молекулы фуллерена — выпуклые многогранники С60, С70 и др. Многогранники образованы пяти- и шестиугольниками, в вершинах которых расположены атомы углерода.
Фуллерены — черные вещества с металлическим блеском, обладающие свойствами полупроводников.
В природе углерод встречается как в виде простых веществ (алмаз, графит), так и в виде сложных соединений (органические вещества — нефть, природные газ, каменный уголь, карбонаты).
Качественные реакции углерода
Качественная реакция на карбонат-ионы CO3 2- — взаимодействие солей-карбонатов с сильными кислотами. Более сильные кислоты вытесняют угольную кислоту из солей. При этом выделяется бесцветный газ, не поддерживающий горение – углекислый газ.
Например, карбонат кальция растворяется в соляной кислоте:
Качественная реакция на углекислый газ CO2 – помутнение известковой воды при пропускании через нее углекислого газа:
При дальнейшем пропускании углекислого газа осадок растворяется, т.к. карбонат кальция под действием избытка углекислого газа переходит в растворимый гидрокарбонат кальция:
Углекислый газ СО2 не поддерживает горение. Угарный газ CO горит голубым пламенем.
Химические свойства углерода
Ниже описаны основные химические свойства углерода.
Реакции углерода с неметаллами
При нагревании углерод реагирует со многими неметаллами: водородом, кислородом, фтором.
2С + O2 → (t) 2CO (угарный газ – продукт неполного окисления углерода, образуется при недостатке кислорода)
С + O2 → (t) CO2 (углекислый газ – продукт полного окисления углерода, образуется при достаточном количестве кислорода)
Реакции углерода с металлами
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.
Восстановительные свойства углерода
Углерод способен восстанавливать многие металлы из их оксидов:
Концентрированные серная и азотная кислоты при нагревании окисляют углерод до оксида углерода (IV):
Восстановительные свойства углерода с кислородом:
C 0 + O2 – t° = CO2 углекислый газ
при недостатке кислорода — неполное сгорание:
2C 0 + O2 – t° = 2C +2 O угарный газ
Восстановительные свойства углерода с фтором
Восстановительные свойства углерода с водяным паром
C 0 + H2O – 1200° = С +2 O + H2 водяной газ
Восстановительные свойства углерода с оксидами металлов. Таким образом выплавляют металл из руды.
C 0 + 2CuO – t° = 2Cu + C +4 O2
Восстановительные свойства углерода с серой образует сероуглерод:
Реакция углерода с водой
Известная реакция взаимодействия угля с водяным паром, называемая также газификацией угля, торфа, сланца – крайне важна в промышленности:
Реакции углерода с кислотами
В реакциях с кислотами углерод проявляет себя как восстановитель:
Окислительные реакции с углеродом
Окислительные реакции углерода с некоторыми металлами образует карбиды
Окислительные реакции углерода с кремнием, образует карборунд (при 2000 °C в электропечи):
Читайте также:
Как выглядит углерод?
В каких продуктах содержится углерод?
Cколько углерода в стали?
Сколько углерода в чугуне?
Как определить гибридизацию углерода?
Почему углерод играет ключевую роль в жизни клетки и составляет химическую основу жизни?
Углерод — характеристика элемента и химические свойства
Характеристика углерода. Свойства простых веществ и соединений
Углерод (С) – типичный неметалл; в периодической системе находится в 2-м периоде IV группе, главной подгруппе. Порядковый номер 6, Ar = 12,011 а.е.м., заряд ядра +6.
Физические свойства: углерод образует множество аллотропных модификаций: алмаз – одно из самых твердых веществ, графит, уголь, сажа.
Атом углерода имеет 6 электронов: 1s 2 2s 2 2p 2 . Последние два электрона располагаются на отдельных р-орбиталях и являются неспаренными. В принципе, эта пара могла бы занимать одну орбиталь, но в таком случае сильно возрастает межэлектронное отталкивание. По этой причине один из них занимает 2рх, а другой, либо 2ру, либо 2рz-орбитали.
Различие энергии s- и р-подуровней внешнего слоя невелико, поэтому атом довольно легко переходит в возбужденное состояние, при котором один из двух электронов с 2s-орбитали переходит на свободную 2р. Возникает валентное состояние, имеющее конфигурацию 1s 2 2s 1 2px 1 2py 1 2pz 1 . Именно такое состояние атома углерода характерно для решетки алмаза — тетраэдрическое пространственное расположение гибридных орбиталей, одинаковая длина и энергия связей.
При sp-гибридизации происходит наложение орбиталей s и р. Между двумя образующимися равноценными гибридными орбиталями возникает угол 180°, при этом две р-орбитали у каждого из атомов остаются неизменными.
Аллотрорпия углерода. Алмаз и графит
Химические свойства углерода
Наиболее характерные степени окисления: +4, +2.
При низких температурах углерод инертен, но при нагревании его активность возрастает.
Углерод как восстановитель:
— с кислородом
C 0 + O2 – t° = CO2 углекислый газ
при недостатке кислорода — неполное сгорание:
2C 0 + O2 – t° = 2C +2 O угарный газ
— с водяным паром
C 0 + H2O – 1200° = С +2 O + H2 водяной газ
— с оксидами металлов. Таким образом выплавляют металл из руды.
C 0 + 2CuO – t° = 2Cu + C +4 O2
— с серой образует сероуглерод:
С + 2S2 = СS2.
Углерод как окислитель:
— с некоторыми металлами образует карбиды
— с кремнием, образует карборунд (при 2000 °C в электропечи):
Нахождение углерода в природе
Ссвободный углерод встречается в виде алмаза и графита. В виде соединений углерод находится в составе минералов: мела, мрамора, известняка – СаСО3, доломита – MgCO3*CaCO3; гидрокарбонатов – Mg(НCO3)2 и Са(НCO3)2, СО2 входит в состав воздуха; углерод является главной составной частью природных органических соединений – газа, нефти, каменного угля, торфа, входит в состав органических веществ, белков, жиров, углеводов, аминокислот, входящих в состав живых организмов.
Неорганические соединения углерода
Оксид углерода (II) СО
Получение
1) В промышленности (в газогенераторах):
C + O2 = CO2
2) В лаборатории — термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H2SO4(конц.):
HCOOH = H2O + CO
При обычных условиях CO инертен; при нагревании – восстановитель; несолеобразующий оксид.
2) с оксидами металлов
C +2 O + CuO = Сu + C +4 O2
3) с хлором (на свету)
4) реагирует с расплавами щелочей (под давлением)
CO + NaOH = HCOONa (формиат натрия)
5) с переходными металлами образует карбонилы
Оксид углерода (IV) СO2
Химические свойства СO2
Кислотный оксид: реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты
При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства
С +4 O2 + 2Mg – t° = 2Mg +2 O + C 0
Качественная реакция
Помутнение известковой воды:
Оно исчезает при длительном пропускании CO2 через известковую воду, т.к. нерастворимый карбонат кальция переходит в растворимый гидрокарбонат:
Угольная кислота и её соли
H2CO3 — Кислота слабая, существует только в водном растворе:
Двухосновная:
H2CO3 ↔ H + + HCO3 — Кислые соли — бикарбонаты, гидрокарбонаты
HCO3 — ↔ H + + CO3 2- Cредние соли — карбонаты
Характерны все свойства кислот.
Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:
Карбонаты металлов (кроме щелочных металлов) при нагревании декарбоксилируются с образованием оксида:
Качественная реакция — «вскипание» при действии сильной кислоты:
Карбиды
CaO + 3 C = CaC2 + CO
Ацетилен выделяется при реакции с водой карбидов цинка, кадмия, лантана и церия:
Be2C и Al4C3 разлагаются водой с образованием метана:
В технике применяют карбиды титана TiC, вольфрама W2C (твердые сплавы), кремния SiC (карборунд – в качестве абразива и материала для нагревателей).
Цианиды
получают при нагревании соды в атмосфере аммиака и угарного газа:
Синильная кислота HCN – важный продукт химической промышленности, широко применяется в органическом синтезе. Ее мировое производство достигает 200 тыс. т в год. Электронное строение цианид-аниона аналогично оксиду углерода (II), такие частицы называют изоэлектронными:
Цианиды (0,1-0,2%-ный водный раствор) применяют при добыче золота:
2 Au + 4 KCN + H2O + 0,5 O2 = 2 K[Au(CN)2] + 2 KOH.
При кипячении растворов цианидов с серой или сплавлении твердых веществ образуются роданиды:
KCN + S = KSCN.
При нагревании цианидов малоактивных металлов получается дициан: Hg(CN)2 = Hg + (CN)2. Растворы цианидов окисляются до цианатов:
Циановая кислота существует в двух формах:
В 1828 г. Фридрих Вёлер (1800-1882) получил из цианата аммония мочевину: NH4OCN = CO(NH2)2 при упаривании водного раствора.
Это событие обычно рассматривается как победа синтетической химии над «виталистической теорией».
Существует изомер циановой кислоты – гремучая кислота
H-O-N=C.
Ее соли (гремучая ртуть Hg(ONC)2) используются в ударных воспламенителях.
Синтез мочевины (карбамида):
Мочевина является амидом угольной кислоты, существует и ее «азотный аналог» – гуанидин.
Карбонаты
При повышении кислотности происходит растворение карбонатных пород (раковины, меловые и известняковые отложения в океане); этим компенсируется убыль гидрокарбонатных ионов:
Твердые карбонаты переходят в растворимые гидрокарбонаты. Именно этот процесс химического растворения избыточного углекислого газа противодействует «парниковому эффекту» – глобальному потеплению из-за поглощения углекислым газом теплового излучения Земли. Примерно треть мирового производства соды (карбонат натрия Na2CO3) используется в производстве стекла.