Kvalitativna reakcija na co2. Kemijske in fizikalne lastnosti ogljikovega dioksida. Ogljikov dioksid v zemeljski atmosferi

Soda, vulkan, Venera, hladilnik – kaj imajo skupnega? Ogljikov dioksid. Za vas smo zbrali najbolj zanimive informacije o eni najpomembnejših kemičnih spojin na Zemlji.

Kaj je ogljikov dioksid

Ogljikov dioksid poznamo predvsem v plinastem stanju, tj. kot ogljikov dioksid s preprostim kemijska formula CO2. V tej obliki obstaja v normalnih razmerah – ko atmosferski tlak in "normalne" temperature. Toda pri povečanem tlaku nad 5.850 kPa (kot je na primer tlak pri globoko morje približno 600 m), se ta plin spremeni v tekočino. In ko se močno ohladi (minus 78,5 °C), kristalizira in postane tako imenovani suhi led, ki se v trgovini pogosto uporablja za shranjevanje zamrznjenih živil v hladilnikih.

Tekoči ogljikov dioksid in suhi led se proizvajata in uporabljata v človeških dejavnostih, vendar sta ti obliki nestabilni in zlahka razpadeta.

Toda plin ogljikov dioksid je razporejen povsod: sprošča se med dihanjem živali in rastlin in je pomembna sestavina kemična sestava ozračje in ocean.

Lastnosti ogljikovega dioksida

Ogljikov dioksid CO2 je brez barve in vonja. V normalnih pogojih je brez okusa. Če pa vdihavate visoke koncentracije ogljikovega dioksida, lahko občutite kisel okus v ustih zaradi ogljikov dioksid raztopi se na sluznicah in v slini ter tvori šibko raztopino ogljikove kisline.

Mimogrede, sposobnost ogljikovega dioksida, da se raztopi v vodi, se uporablja za izdelavo gazirane vode. Mehurčki limonade so enak ogljikov dioksid. Prvi aparat za nasičenje vode s CO2 je bil izumljen že leta 1770, že leta 1783 pa je podjetni Švicar Jacob Schweppes začel z industrijsko proizvodnjo sode (znamka Schweppes še vedno obstaja).

Ogljikov dioksid je 1,5-krat težji od zraka, zato se, če je prostor slabo prezračen, rad »naseli« v njegovih spodnjih plasteh. Znan je učinek “pasje jame”, kjer se CO2 sprošča neposredno iz tal in se kopiči na višini približno pol metra. Odrasla oseba, ki vstopi v takšno jamo, na vrhuncu rasti ne čuti presežka ogljikovega dioksida, psi pa se znajdejo neposredno v debeli plasti ogljikovega dioksida in se zastrupijo.

CO2 ne podpira gorenja, zato se uporablja v gasilnih aparatih in sistemih za gašenje požara. Trik ugasnitve goreče sveče z vsebino domnevno praznega kozarca (v resnici pa ogljikovega dioksida) temelji prav na tej lastnosti ogljikovega dioksida.

Ogljikov dioksid v naravi: naravni viri

Ogljikov dioksid v naravi nastaja iz različnih virov:

• Dihanje živali in rastlin.
  Vsak šolar ve, da rastline absorbirajo ogljikov dioksid CO2 iz zraka in ga uporabljajo v procesih fotosinteze. Nekatere gospodinje poskušajo nadomestiti pomanjkljivosti z obilico sobnih rastlin. Vendar rastline ne le absorbirajo, ampak tudi sproščajo ogljikov dioksid v odsotnosti svetlobe – to je del procesa dihanja. Zato džungla v slabo prezračeni spalnici ni dobra ideja: raven CO2 se bo ponoči še bolj dvignila.
• Vulkanska dejavnost.
  Ogljikov dioksid je del vulkanskih plinov. Na območjih z visoko vulkansko aktivnostjo se CO2 lahko sprosti neposredno iz tal – iz razpok in razpok, imenovanih mofeti. Koncentracija ogljikovega dioksida v dolinah z mofeti je tako visoka, da mnoge male živali poginejo, ko pridejo tja.
• Razgradnja organske snovi.
  Ogljikov dioksid nastaja pri zgorevanju in razpadu organskih snovi. Volumetrični naravne emisije gozdne požare spremlja ogljikov dioksid.

Ogljikov dioksid je v naravi »shranjen« v obliki ogljikovih spojin v mineralih: premog, nafta, šota, apnenec. Ogromne zaloge CO2 se nahajajo v raztopljeni obliki v svetovnih oceanih.

Izpust ogljikovega dioksida iz odprtega rezervoarja lahko povzroči limnološko katastrofo, kot se je to zgodilo na primer v letih 1984 in 1986. v jezerih Manoun in Nyos v Kamerunu. Obe jezeri sta nastali na mestu vulkanskih kraterjev – zdaj sta izumrla, a v globinah vulkanska magma še vedno sprošča ogljikov dioksid, ki se dvigne v vode jezer in se v njih raztopi. Zaradi številnih klimatskih in geoloških procesov je koncentracija ogljikovega dioksida v vodah presegla kritično vrednost. V ozračje se je sprostila ogromna količina ogljikovega dioksida, ki se je kot plaz spuščal po pobočjih gora. Približno 1800 ljudi je postalo žrtev limnoloških katastrof na kamerunskih jezerih.

Umetni viri ogljikovega dioksida

Glavni antropogeni viri ogljikovega dioksida so:

• industrijske emisije, povezane s procesi zgorevanja;
• cestni promet.

Kljub temu, da delež okolju prijaznega transporta v svetu narašča, velika večina svetovnega prebivalstva še ne bo kmalu imela priložnosti (ali želje) presedlati na nove avtomobile.

Aktivno krčenje gozdov v industrijske namene vodi tudi do povečanja koncentracije ogljikovega dioksida CO2 v zraku.

CO2 je eden od končnih produktov metabolizma (razgradnja glukoze in maščob). Izloča se v tkivih in se s hemoglobinom prenaša v pljuča, skozi katera se izdiha. Zrak, ki ga človek izdihne, vsebuje približno 4,5 % ogljikovega dioksida (45.000 ppm) - 60-110-krat več kot v zraku, ki ga vdihne.

Ogljikov dioksid igra pomembno vlogo pri uravnavanju pretoka krvi in ​​dihanja. Zvišanje ravni CO2 v krvi povzroči širjenje kapilar, kar omogoča pretok več krvi, ki dovaja kisik v tkiva in odstranjuje ogljikov dioksid.

Dihalni sistem spodbuja tudi povečanje ogljikovega dioksida in ne pomanjkanje kisika, kot bi se morda zdelo. V resnici pomanjkanja kisika telo dolgo časa ne občuti in povsem možno je, da bo v redčenem zraku človek izgubil zavest, preden bo začutil pomanjkanje zraka. Stimulativna lastnost CO2 se uporablja v napravah za umetno dihanje: kjer se ogljikov dioksid pomeša s kisikom, da "zažene" dihalni sistem.

Ogljikov dioksid in mi: zakaj je CO2 nevaren

Potreben je ogljikov dioksid na človeško telo tako kot kisik. Toda tako kot pri kisiku presežek ogljikovega dioksida škoduje našemu dobremu počutju.

Visoka koncentracija CO2 v zraku povzroči zastrupitev telesa in povzroči stanje hiperkapnije. Pri hiperkapniji ima oseba težave z dihanjem, slabost, glavobol in lahko celo izgubi zavest. Če se vsebnost ogljikovega dioksida ne zmanjša, pride do stradanja kisika. Dejstvo je, da se tako ogljikov dioksid kot kisik premikata po telesu z istim "transportom" - hemoglobinom. Običajno "potujejo" skupaj in se pritrdijo na različna mesta na molekuli hemoglobina. Povečane koncentracije ogljikovega dioksida v krvi pa zmanjšajo sposobnost vezave kisika na hemoglobin. Količina kisika v krvi se zmanjša in nastopi hipoksija.

Takšne nezdrave posledice za telo nastanejo pri vdihavanju zraka z vsebnostjo CO2 nad 5000 ppm (to je lahko na primer zrak v rudnikih). Po pravici povedano, v običajno življenje takega zraka praktično ne srečamo. Precej manjša koncentracija ogljikovega dioksida pa na zdravje ne vpliva najbolje.

Po nekaterih ugotovitvah že 1000 ppm CO2 povzroča utrujenost in glavobole pri polovici preiskovancev. Mnogi ljudje že prej začnejo čutiti zamašenost in nelagodje. Z nadaljnjim povečanjem koncentracije ogljikovega dioksida na kritično 1.500 – 2.500 ppm so možgani »leni«, da prevzamejo pobudo, obdelajo informacije in sprejemajo odločitve.

In če je raven 5000 ppm skoraj nemogoča v vsakdanjem življenju, potem je lahko 1000 in celo 2500 ppm del realnosti sodobni človek. Naše raziskave so pokazale, da v redko prezračenih šolskih učilnicah ravni CO2 večino časa ostanejo nad 1500 ppm in včasih skočijo nad 2000 ppm. Obstajajo vsi razlogi za domnevo, da je situacija podobna v številnih pisarnah in celo stanovanjih.

Fiziologi menijo, da je 800 ppm varna raven ogljikovega dioksida za dobro počutje ljudi.

Druga študija je odkrila povezavo med ravnmi CO2 in oksidativnim stresom: višja kot je raven ogljikovega dioksida, bolj trpimo zaradi oksidativnega stresa, ki poškoduje naše telesne celice.

Ogljikov dioksid v zemeljski atmosferi

V ozračju našega planeta je le okoli 0,04 % CO2 (to je približno 400 ppm), v zadnjem času pa še manj: ogljikov dioksid je mejo 400 ppm presegel šele jeseni 2016. Znanstveniki povezujejo naraščajoče ravni CO2 v ozračju z industrializacijo: sredi 18. stoletja stoletju, na predvečer industrijske revolucije, je znašala le približno 270 ppm.

Ogljikov dioksid (ogljikov dioksid), imenovan tudi ogljikov dioksid, je najpomembnejša sestavina gaziranih pijač. Določa okus in biološko stabilnost pijač, jim daje peneče in osvežilne lastnosti.

Kemijske lastnosti. IN kemično ogljikov dioksid je inerten. Nastane z izločkom velika količina toplote je kot produkt popolne oksidacije ogljika zelo odporen. Reakcije redukcije ogljikovega dioksida potekajo le pri visokih temperaturah. Tako se na primer pri interakciji s kalijem pri 230 ° C ogljikov dioksid reducira v oksalno kislino:

Vstopanje kemična reakcija z vodo plin v količini, ki ne presega 1% njegove vsebnosti v raztopini, tvori ogljikovo kislino, ki disociira na ione H +, HCO 3 -, CO 2 3-. IN vodna raztopina Ogljikov dioksid zlahka vstopi v kemične reakcije in tvori različne soli ogljikovega dioksida. Zato je vodna raztopina ogljikovega dioksida zelo agresivna do kovin in uničujoče deluje tudi na beton.

Fizikalne lastnosti. Za gazirane pijače se uporablja ogljikov dioksid, podan v tekoče stanje stiskanje do visokega tlaka. Odvisno od temperature in tlaka je lahko ogljikov dioksid tudi v plinastem ali trdnem stanju. Temu ustrezna temperatura in tlak agregatno stanje, so prikazani v diagramu faznega ravnovesja (slika 13).

Pri temperaturi minus 56,6 ° C in tlaku 0,52 Mn/m 2 (5,28 kg/cm 2), kar ustreza trojni točki, je lahko ogljikov dioksid istočasno v plinastem, tekočem in trdnem stanju. Pri višjih temperaturah in tlakih je ogljikov dioksid v tekočem in plinastem stanju; pri temperaturah in tlakih, ki so pod temi vrednostmi, plin neposredno mimo tekoče faze preide v plinasto stanje (sublimira). Pri temperaturah nad kritično temperaturo 31,5 °C noben pritisk ne more zadržati ogljikovega dioksida v tekoči obliki.

V plinastem stanju je ogljikov dioksid brez barve, vonja in blago kiselkastega okusa. Pri temperaturi 0° C in atmosferskem tlaku je gostota ogljikovega dioksida 1,9769 kg/f 3 ; je 1,529-krat težji od zraka. Pri 0 °C in atmosferskem tlaku zavzame 1 kg plina prostornino 506 litrov. Razmerje med prostornino, temperaturo in tlakom ogljikovega dioksida je izraženo z enačbo:

kjer je V prostornina 1 kg plina v m 3 /kg; T - temperatura plina v ° K; P - tlak plina v N/m 2; R - plinska konstanta; A je dodatna vrednost, ki upošteva odstopanje od enačbe stanja idealnega plina;

Utekočinjeni ogljikov dioksid- brezbarvna, prozorna, lahko gibljiva tekočina, ki po videzu spominja na alkohol ali eter. Gostota tekočine pri 0°C je 0,947. Pri temperaturi 20°C se utekočinjeni plin hrani pod tlakom 6,37 Mn/m2 (65 kg/cm2) v jeklenih jeklenkah. Ko tekočina prosto teče iz valja, izhlapi in absorbira veliko količino toplote. Ko temperatura pade na minus 78,5° C, del tekočine zmrzne in se spremeni v tako imenovani suhi led. Suh led je po trdoti blizu krede in ima mat belo barvo. Suhi led izhlapeva počasneje kot tekoči in takoj preide v plinasto stanje.

Pri temperaturi minus 78,9 ° C in tlaku 1 kg/cm 2 (9,8 MN/m 2) je toplota sublimacije suhega ledu 136,89 kcal/kg (573,57 kJ/kg).

Enciklopedični YouTube

• 1 / 5

  Ogljikov(IV) monoksid ne podpira gorenja. V njej gorijo le redki aktivne kovine: :

  2 M g + CO 2 → 2 M g O + C (\displaystyle (\mathsf (2Mg+CO_(2)\rightarrow 2MgO+C)))

  Interakcija z aktivnim kovinskim oksidom:

  C a O + C O 2 → C a C O 3 (\displaystyle (\mathsf (CaO+CO_(2)\rightarrow CaCO_(3))))

  Ko se raztopi v vodi, tvori ogljikovo kislino:

  C O 2 + H 2 O ⇄ H 2 C O 3 (\displaystyle (\mathsf (CO_(2)+H_(2)O\rightleftarrows H_(2)CO_(3))))

  Reagira z alkalijami in tvori karbonate in bikarbonate:

  C a (O H) 2 + C O 2 → C a C O 3 ↓ + H 2 O (\displaystyle (\mathsf (Ca(OH)_(2)+CO_(2)\rightarrow CaCO_(3)\downarrow +H_( 2)O)))(kvalitativna reakcija na ogljikov dioksid) K O H + C O 2 → K H C O 3 (\displaystyle (\mathsf (KOH+CO_(2)\rightarrow KHCO_(3))))

  Biološki

  Človeško telo dnevno izpusti približno 1 kg ogljikovega dioksida.

  Ta ogljikov dioksid se iz tkiv, kjer nastane kot eden od končnih produktov presnove, prenaša po venskem sistemu in se nato izloči z izdihanim zrakom skozi pljuča. Tako je vsebnost ogljikovega dioksida v krvi visoka v venskem sistemu, zmanjšana v kapilarni mreži pljuč in nizka v arterijski krvi. Vsebnost ogljikovega dioksida v vzorcu krvi je pogosto izražena s parcialnim tlakom, to je tlakom, ki bi ga imela določena količina ogljikovega dioksida v vzorcu krvi, če bi sam zasedel celotno prostornino vzorca krvi.

  Ogljikov dioksid (CO2) se po krvi prenaša na tri različne načine (natančen delež vsakega od teh treh načinov transporta je odvisen od tega, ali je kri arterijska ali venska).

  Hemoglobin, glavna beljakovina rdečih krvnih celic, ki prenaša kisik, lahko prenaša tako kisik kot ogljikov dioksid. Vendar se ogljikov dioksid veže na hemoglobin na drugem mestu kot kisik. Veže se na N-terminalne konce globinskih verig namesto na hem. Zaradi alosteričnih učinkov, ki ob vezavi povzročijo spremembo konfiguracije molekule hemoglobina, vezava ogljikovega dioksida zmanjša sposobnost vezave kisika nanj, pri določenem parcialnem tlaku kisika, in obratno – vezava kisika na hemoglobin zmanjša sposobnost ogljikovega dioksida, da se veže nanj, pri določenem parcialnem tlaku ogljikovega dioksida. Poleg tega je sposobnost hemoglobina, da prednostno veže kisik ali ogljikov dioksid, odvisna tudi od pH okolja. Te lastnosti so zelo pomembne za uspešen privzem in transport kisika iz pljuč v tkiva in njegovo uspešno sproščanje v tkiva, pa tudi za uspešen privzem in transport ogljikovega dioksida iz tkiv v pljuča in njegovo sproščanje tam.

  Ogljikov dioksid je eden najpomembnejših mediatorjev avtoregulacije krvnega pretoka. Je močan vazodilatator. Skladno s tem, če se raven ogljikovega dioksida v tkivu ali krvi poveča (na primer zaradi intenzivnega metabolizma - zaradi, recimo, vadbe, vnetja, poškodbe tkiva ali zaradi oviranja pretoka krvi, ishemije tkiva), se kapilare razširijo. , kar vodi do povečanega pretoka krvi in ​​s tem povečanega dovajanja kisika v tkiva in transporta nakopičenega ogljikovega dioksida iz tkiv. Poleg tega ima ogljikov dioksid v določenih koncentracijah (povečanih, vendar še ne dosegajočih toksičnih vrednosti) pozitiven inotropni in kronotropni učinek na miokard in poveča njegovo občutljivost na adrenalin, kar vodi do povečanja moči in frekvence srčnih kontrakcij, izpust in posledično možganski in minutni volumen krvi. To tudi pomaga odpraviti tkivno hipoksijo in hiperkapnijo (povečana raven ogljikovega dioksida).

  Bikarbonatni ioni so zelo pomembni za uravnavanje pH krvi in ​​vzdrževanje normalnega kislinsko-bazičnega ravnovesja. Stopnja dihanja vpliva na vsebnost ogljikovega dioksida v krvi. Šibko ali počasno dihanje povzroči respiratorno acidozo, medtem ko hitro in pregloboko dihanje povzroči hiperventilacijo in razvoj respiratorne alkaloze.

  Poleg tega je ogljikov dioksid pomemben tudi pri uravnavanju dihanja. Čeprav naše telo potrebuje kisik za podporo metabolizma, nizke ravni kisika v krvi ali tkivih običajno ne spodbujajo dihanja (oz. stimulativni učinek pomanjkanja kisika na dihanje je prešibak in se »vklopi« pozno, zelo nizke ravni kisika v krvi, pri čemer človek pogosto izgubi zavest). Običajno dihanje spodbuja zvišanje ravni ogljikovega dioksida v krvi. Dihalni center je veliko bolj občutljiv na povečane vrednosti ogljikovega dioksida kot na pomanjkanje kisika. Posledično lahko vdihavanje zelo redkega zraka (z nizkim parcialnim tlakom kisika) ali mešanice plinov, ki sploh ne vsebuje kisika (na primer 100 % dušika ali 100 % dušikovega oksida), hitro povzroči izgubo zavesti, ne da bi pri tem povzročilo občutek pomanjkanja zraka (ker se raven ogljikovega dioksida v krvi ne poveča, ker nič ne preprečuje njegovega izdiha). To je še posebej nevarno za pilote vojaških letal visoke nadmorske višine(v primeru zasilnega znižanja tlaka v kabini lahko piloti hitro izgubijo zavest). Ta lastnost sistema za regulacijo dihanja je tudi razlog, da stevardese na letalih potnikom v primeru razbremenitve kabine letala naročijo, da si najprej sami nadenejo kisikovo masko, preden poskušajo pomagati komu drugemu – s tem, pomočnik tvega, da bo sam hitro izgubil zavest in celo brez občutka zadnji trenutek morebitno nelagodje in potrebo po kisiku.

  Človeški dihalni center poskuša vzdrževati parcialni tlak ogljikovega dioksida v arterijski krvi, ki ni višji od 40 mmHg. Pri zavestni hiperventilaciji se lahko vsebnost ogljikovega dioksida v arterijski krvi zmanjša na 10-20 mmHg, vsebnost kisika v krvi pa ostane skoraj nespremenjena ali se nekoliko poveča, potreba po ponovnem vdihu pa se bo zaradi zmanjšanja zmanjšala. v stimulativnem učinku ogljikovega dioksida na aktivnost dihalni center. To je razlog, zakaj je po obdobju zavestne hiperventilacije lažje dlje časa zadržati dih kot brez predhodne hiperventilacije. Ta namerna hiperventilacija, ki ji sledi zadrževanje diha, lahko povzroči izgubo zavesti, preden oseba začuti potrebo po vdihu. V varnem okolju takšna izguba zavesti ne ogroža nič posebnega (po izgubi zavesti bo oseba izgubila nadzor nad seboj, prenehala zadrževati dih in vdihniti, dihati, s tem pa bo oskrba možganov s kisikom povrnjen, nato pa bo zavest obnovljena). V drugih situacijah, na primer pred potopom, pa je to lahko nevarno (na globini pride do izgube zavesti in potrebe po vdihu, brez zavestnega nadzora pa pride do vdora vode v dihalne poti, kar lahko povzroči utopitev). Zato je hiperventilacija pred potopom nevarna in odsvetovana.

  potrdilo o prejemu

  V industrijskih količinah se ogljikov dioksid sprošča iz dimnih plinov ali kot stranski produkt kemični procesi, na primer pri razgradnji naravnih karbonatov (apnenec, dolomit) ali pri proizvodnji alkohola (alkoholno vrenje). Zmes nastalih plinov speremo z raztopino kalijevega karbonata, ki absorbira ogljikov dioksid in se spremeni v bikarbonat. Raztopina bikarbonata pri segrevanju ali pod znižanim tlakom razpade, pri čemer se sprosti ogljikov dioksid. V sodobnih napravah za proizvodnjo ogljikovega dioksida se namesto bikarbonata pogosteje uporablja vodna raztopina monoetanolamina, ki je pod določenimi pogoji sposobna absorbirati CO₂, ki ga vsebuje dimni plin, in ga sprostiti pri segrevanju; To loči končni izdelek od drugih snovi.

  Ogljikov dioksid nastaja tudi v obratih za ločevanje zraka kot stranski produkt pri proizvodnji čistega kisika, dušika in argona.

  V laboratoriju dobimo majhne količine z reakcijo karbonatov in bikarbonatov s kislinami, kot so marmor, kreda ali soda s klorovodikovo kislino, z uporabo na primer Kippovega aparata. Z reakcijo žveplove kisline s kredo ali marmorjem nastane rahlo topen kalcijev sulfat, ki moti reakcijo in ki se odstrani z znatnim presežkom kisline.

  Za pripravo napitkov lahko uporabimo reakcijo sode bikarbone s citronsko kislino ali kislim limoninim sokom. V tej obliki so se pojavile prve gazirane pijače. Z njihovo proizvodnjo in prodajo so se ukvarjali farmacevti.

  Aplikacija

  IN živilska industrija kot konzervans in vzhajalno sredstvo se uporablja ogljikov dioksid, označen na embalaži s kodo E290.

  Naprava za dovajanje ogljikovega dioksida v akvarij lahko vključuje plinski rezervoar. Najenostavnejša in najpogostejša metoda pridobivanja ogljikovega dioksida temelji na zasnovi priprave žgancev za alkoholne pijače. Med fermentacijo lahko sproščeni ogljikov dioksid zagotovi prehrano za akvarijske rastline

  Ogljikov dioksid se uporablja za karboniziranje limonade in peneče vode. Ogljikov dioksid se uporablja tudi kot zaščitni medij pri varjenju žice, vendar pri visokih temperaturah razpade in sprošča kisik. Izpuščeni kisik oksidira kovino. V zvezi s tem je treba v varilno žico vnesti deoksidante, kot sta mangan in silicij. Druga posledica vpliva kisika, povezana tudi z oksidacijo, je močno zmanjšanje površinske napetosti, kar med drugim vodi do intenzivnejšega brizganja kovin kot pri varjenju v inertnem okolju.

  Shranjevanje ogljikovega dioksida v jekleni jeklenki v utekočinjenem stanju je bolj donosno kot v obliki plina. Ogljikov dioksid ima razmeroma nizko kritično temperaturo +31°C. Približno 30 kg utekočinjenega ogljikovega dioksida se vlije v standardno 40-litrsko jeklenko, pri sobni temperaturi pa bo v jeklenki tekoča faza, tlak pa bo približno 6 MPa (60 kgf/cm²). Če je temperatura nad +31 ° C, bo ogljikov dioksid prešel v nadkritično stanje s tlakom nad 7,36 MPa. Standardni delovni tlak za običajno 40-litrsko jeklenko je 15 MPa (150 kgf / cm²), vendar mora varno prenesti pritisk, ki je 1,5-krat višji, to je 22,5 MPa, zato se lahko delo s takšnimi jeklenkami šteje za povsem varno.

  Trden ogljikov dioksid - "suhi led" - se uporablja kot hladilno sredstvo v laboratorijskih raziskavah, v trgovini na drobno, med popravilom opreme (na primer: hlajenje enega od parnih delov med stiskanjem) itd. Ogljikov dioksid se uporablja za utekočinjenje ogljikov dioksid in naprave za proizvodnjo suhega ledu

  Metode registracije

  Merjenje parcialnega tlaka ogljikovega dioksida je potrebno v tehnološki procesi, v medicinskih aplikacijah - analiza dihalnih mešanic med umetnim prezračevanjem in v zaprtih sistemih za vzdrževanje življenja. Analiza koncentracije CO 2 v ozračju se uporablja za okoljske in znanstveno raziskovanje, za preučevanje učinka tople grede. Ogljikov dioksid se beleži z analizatorji plinov na principu infrardeče spektroskopije in drugimi sistemi za merjenje plinov. Medicinski plinski analizator za beleženje vsebnosti ogljikovega dioksida v izdihanem zraku se imenuje kapnograf. Za merjenje nizkih koncentracij CO 2 (kot tudi ) v procesnih plinih ali v atmosferski zrak Uporabite lahko plinsko kromatografsko metodo z metanatorjem in registracijo na plamensko ionizacijskem detektorju.

  Ogljikov dioksid v naravi

  Letna nihanja koncentracije atmosferskega ogljikovega dioksida na planetu določajo predvsem vegetacije srednjih zemljepisnih širin (40-70 °) severne poloble.

  V oceanu je raztopljena velika količina ogljikovega dioksida.

  Ogljikov dioksid predstavlja pomemben del atmosfere nekaterih planetov v sončnem sistemu: Venera, Mars.

  Toksičnost

  Ogljikov dioksid je netoksičen, vendar ga zaradi vpliva povečanih koncentracij v zraku na žive organizme, ki vdihujejo zrak, uvrščamo med zadušljive pline. (angleščina) ruski. Rahlo povečanje koncentracije do 2-4% v zaprtih prostorih povzroči zaspanost in šibkost ljudi. Za nevarne koncentracije se štejejo ravni okoli 7-10 %, pri katerih se razvije zadušitev, ki se kaže v glavobolu, omotici, izgubi sluha in izgubi zavesti (simptomi podobni tistim pri višinski bolezni), odvisno od koncentracije, v obdobju več minut do ene ure. Če vdihnete zrak z visoko koncentracijo plina, nastopi smrt zaradi zadušitve zelo hitro.

  Čeprav v resnici celo koncentracija 5-7% CO 2 ni smrtonosna, že pri koncentraciji 0,1% (to raven ogljikovega dioksida opazimo v zraku velemest) se ljudje začnejo počutiti šibke in zaspane. To kaže, da tudi pri visokih koncentracijah kisika visoka koncentracija CO 2 močno vpliva na počutje.

  Vdihavanje zraka s povečano koncentracijo tega plina ne povzroča dolgotrajnih zdravstvenih težav, po odstranitvi ponesrečenca iz onesnaženega ozračja pa hitro pride do popolne obnovitve zdravja.

  Ogljik

  Element ogljik 6 C je v 2. periodi, v glavna podskupina PS skupina IV.

  Valenčne sposobnosti ogljika so določene s strukturo zunanje elektronske plasti njegovega atoma v osnovnem in vzbujenem stanju:

  V osnovnem stanju lahko ogljikov atom tvori dva kovalentne vezi s presnovnim mehanizmom in eno donor-akceptorska vez, uporabljam prazno orbitalo. Vendar pa so v večini spojin ogljikovi atomi v vzbujenem stanju in kažejo valenco IV.

  Najznačilnejša oksidacijska stanja ogljika so: v spojinah z več elektronegativnimi elementi +4 (redkeje +2); v spojinah z manj elektronegativnimi elementi -4.

  Biti v naravi

  Vsebnost ogljika v zemeljska skorja 0,48 % teže. Prosti ogljik najdemo v obliki diamanta in grafita. Večino ogljika najdemo v obliki naravnih karbonatov, pa tudi v fosilnih gorivih: šoti, premogu, nafti, zemeljskem plinu (mešanica metana in njegovih najbližjih homologov). V atmosferi in hidrosferi se ogljik nahaja v obliki ogljikovega dioksida CO 2 (v zraku 0,046 mas. %).

  CaCO 3 – apnenec, kreda, marmor, islandski spar

  CaCO 3 ∙MgCO 3 – dolomit

  SiC – karborund

  CuCO 3 ∙Cu(OH) 2 – malahit

  Fizikalne lastnosti

  Diamant ima atomsko kristalna mreža, tetraedrska razporeditev atomov v prostoru (vezni kot je 109°), zelo trd, ognjevaren, dielektričen, brezbarven, prozoren, slabo prevaja toploto.

  Grafit ima atomsko kristalno mrežo, njegovi atomi so razporejeni po plasteh na ogliščih pravilnih šesterokotnikov (vezni kot 120°), temno siv, neprozoren, s kovinskim leskom, mehak, masten na otip, prevaja toploto in električni tok, kot ima diamant zelo visoke temperature taljenje (3700°C) in vrenje (4500°C). Dolžina vezi ogljik-ogljik v diamantu (0,537 nm) je daljša kot v grafitu (0,142 nm). Gostota diamanta je večja od gostote grafita.

  Carbin – linearni polimer, sestavljen iz dveh vrst verig: –C≡C–C≡C– ali =C=C=C=C=, vezni kot je 180°, črni prah, polprevodnik.

  
  
  

  fulereni – kristalne snovičrne barve s kovinskim leskom, sestavljene iz votlih sferičnih molekul (ima molekularna struktura) sestava C 60, C 70 itd. Ogljikovi atomi na površini molekul so med seboj povezani v pravilni peterokotniki in šesterokotniki.

  Diamantni grafitni fulereni

  Kemijske lastnosti

  Ogljik je neaktiven in na mrazu reagira le s fluorom; kemična aktivnost se pojavi pri visokih temperaturah.

  Ogljikovi oksidi

  Ogljik tvori oksid CO, ki ne tvori soli, in oksid CO 2, ki tvori soli.

  Ogljikov monoksid (II) CO, ogljikov monoksid, ogljikov monoksid– plin brez barve in vonja, slabo topen v vodi, strupen. Vez v molekuli je trojna in zelo močna. Za ogljikov monoksid je značilno obnovitvene lastnosti pri reakcijah s preprostimi in kompleksnimi snovmi.

  CuO + CO = Cu + CO 2

  Fe 2 O 3 + 3CO = 2FeO + 3CO 3

  2CO + O 2 = 2CO 2

  CO + Cl 2 = COCl 2

  CO + H 2 O = H 2 + CO 2

  Ogljikov monoksid (II) reagira s H2, NaOH in metanolom:

  CO + 2H 2 = CH 3 OH

  CO + NaOH = HCOONa

  CO + CH 3 OH = CH 3 COOH

  Proizvodnja ogljikovega monoksida

  1) V industriji (v plinskih generatorjih):

  C + O 2 = CO 2 + 402 kJ, nato CO 2 + C = 2CO – 175 kJ

  C + H 2 O = CO + H 2 – Q,

  2) V laboratoriju- termična razgradnja mravljične ali oksalne kisline v prisotnosti H 2 SO4 (konc.):

  HCOOH → H2O + CO

  H 2 C 2 O 4 → CO + CO 2 + H2O

  Ogljikov monoksid (IV) CO 2, ogljikov dioksid, ogljikov dioksid- plin brez barve, vonja in okusa, topen v vodi, v večjih količinah povzroči zadušitev, pod pritiskom se spremeni v belo trdno maso - “suh led”, ki se uporablja za hlajenje pokvarljivih živil.

  Molekula CO 2 je nepolarna in ima linearno zgradbo O=C=O.

  potrdilo o prejemu

  1. Termična razgradnja soli ogljikove kisline (karbonati). Žganje apnenca – v industriji:

  CaCO 3 → CaO + CO 2

  2. Akcija močne kisline za karbonate in bikarbonate - v laboratoriju:

  CaCO 3 (marmor) + 2HCl → CaCl 2 + H 2 O + CO 2

  NaHCO 3 + HCl → NaCl + H 2 O + CO 2

  Metode zbiranja

  izpodrivanje zraka

  3. Zgorevanje snovi, ki vsebujejo ogljik:

  CH 4 + 2O 2 → 2H 2 O + CO 2

  4. S počasno oksidacijo v biokemičnih procesih (dihanje, gnitje, fermentacija)

  Kemijske lastnosti

  1) Z vodo daje šibko ogljikovo kislino:

  CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3

  2) Reagira z bazičnimi oksidi in bazami, pri čemer nastanejo soli ogljikove kisline

  Na 2 O + CO 2 → Na 2 CO 3

  2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O

  NaOH + CO 2 (presežek) → NaHCO 3

  3) Pri povišanih temperaturah se lahko pojavi oksidativne lastnosti– oksidira kovine

  CO 2 + 2Mg → 2MgO + C

  4) Reagira s peroksidi in superoksidi:

  2Na 2 O 2 + 2CO 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2

  4KO 2 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 2O 2

  Kvalitativna reakcija za ogljikov dioksid

  Motnost apnene vode Ca(OH) 2 zaradi tvorbe bele oborine - netopne soli CaCO 3:

  Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓+ H 2 O

  Ogljikova kislina

  H 2 CO 3 obstaja samo v raztopinah, je nestabilen, šibek, dvobazičen, postopoma disociira, tvori srednje (karbonate) in kisle (hidrokarbonate) soli, raztopina CO 2 v vodi postane lakmus ne rdeča, ampak rožnata.

  Kemijske lastnosti

  1) z aktivnimi kovinami

  H 2 CO 3 + Ca = CaCO 3 + H 2

  2) z bazičnimi oksidi

  H 2 CO 3 + CaO = CaCO 3 + H 2 O

  3) s podstavki

  H 2 CO 3 (g) + NaOH = NaHCO 3 + H 2 O

  H 2 CO 3 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + 2H 2 O

  4) Zelo šibka kislina - razpade

  H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2

  Soli ogljikove kisline se pripravijo z uporabo CO 2:

  CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O

  CO 2 + KOH = KHCO 3

  ali z reakcijo izmenjave:

  K 2 CO 3 + BaCl 2 = 2KCl + BaCO 3

  Pri interakciji s CO 2 v vodni raztopini se karbonati pretvorijo v bikarbonate:

  Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O = 2NaHCO 3

  CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2

  Nasprotno, pri segrevanju (ali pod vplivom alkalij) se bikarbonati pretvorijo v bikarbonate:

  2NaHCO 3 = Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

  KHCO 3 + KOH = K 2 CO 3 + H 2 O

  karbonati alkalijske kovine(razen litija) so odporni na toploto; karbonati drugih kovin se pri segrevanju razgradijo:

  MgCO = MgO + CO 2

  Amonijeve soli ogljikove kisline se posebej zlahka razgradijo:

  (NH 4) 2 CO 3 = 2NH 3 + CO 2 + H 2 O

  NH 4 HCO 3 = NH 3 + CO 2 + H 2 O

  Aplikacija

  Ogljik uporablja se za pridobivanje saj, koksa, kovin iz rud, maziv, v medicini, kot absorber plinov, za izdelavo svedrov (diamant).

  Na 2 CO 3 ∙10H 2 O – kristalna soda (soda pepel); uporablja se za proizvodnjo mila, stekla, barvil, natrijevih spojin;

  NaHCO3 – soda bikarbona; uporablja se v prehrambeni industriji;

  CaCO 3 se uporablja v gradbeništvu za proizvodnjo CO 2, CaO;

  K 2 CO 3 – pepelika; uporablja se za proizvodnjo stekla, mila, gnojil;

  CO – kot reducent, gorivo;

  CO 2 – za shranjevanje hrane, gaziranje vode, proizvodnjo sode, sladkorja.

  Najpogostejši procesi za nastanek te spojine so gnitje živalskih in rastlinskih ostankov, zgorevanje različne vrste goriva, dihanje živali in rastlin. Na primer, en človek dnevno v ozračje izpusti približno kilogram ogljikovega dioksida. Ogljikov monoksid in dioksid lahko nastajata tudi v nežive narave. Ogljikov dioksid se sprošča med vulkansko aktivnostjo in ga je mogoče proizvesti tudi iz virov mineralne vode. Ogljikov dioksid se v zemeljski atmosferi nahaja v majhnih količinah.

  Posebnosti kemijska struktura Ta spojina ji omogoča sodelovanje v številnih kemičnih reakcijah, katerih osnova je ogljikov dioksid.

  Formula

  V spojini te snovi nastane štirivalentni ogljikov atom linearna povezava z dvema molekulama kisika. Videz takšno molekulo lahko predstavimo na naslednji način:

  

  Hibridizacijska teorija pojasnjuje zgradbo molekule ogljikovega dioksida na naslednji način: dve obstoječi sigma vezi nastaneta med sp orbitalama ogljikovih atomov in dvema 2p orbitalama kisika; P-orbitale ogljika, ki ne sodelujejo pri hibridizaciji, so povezane s podobnimi orbitalami kisika. IN kemične reakcije ogljikov dioksid zapišemo kot: CO2.

  Fizikalne lastnosti

  V normalnih pogojih je ogljikov dioksid brezbarven plin, brez vonja. Je težji od zraka, zato se lahko ogljikov dioksid obnaša kot tekočina. Na primer, lahko ga prelijemo iz ene posode v drugo. Ta snov je slabo topna v vodi – približno 0,88 litra CO 2 se raztopi v enem litru vode pri 20 ⁰C. Rahlo znižanje temperature radikalno spremeni situacijo – v istem litru vode pri 17⁰C se lahko raztopi 1,7 litra CO 2 . Z močnim hlajenjem se ta snov obori v obliki snežnih kosmičev - nastane tako imenovani "suhi led". To ime izhaja iz dejstva, da se pri normalnem tlaku snov mimo tekoče faze takoj spremeni v plin. Tekoči ogljikov dioksid nastaja pri tlaku malo nad 0,6 MPa in pri sobni temperaturi.

  

  Kemijske lastnosti

  Pri interakciji z močnimi oksidanti ima 4-ogljikov dioksid oksidativne lastnosti. Tipična reakcija te interakcije je:

  C + CO 2 = 2CO.

  Tako se s pomočjo premoga ogljikov dioksid reducira v dvovalentno modifikacijo - ogljikov monoksid.

  V normalnih pogojih je ogljikov dioksid inerten. Toda nekatere aktivne kovine lahko gorijo v njem, pri čemer iz spojine odvzamejo kisik in sproščajo ogljikov plin. Tipična reakcija je zgorevanje magnezija:

  2Mg + CO 2 = 2MgO + C.

  Med reakcijo nastaneta magnezijev oksid in prosti ogljik.

  

  IN kemične spojine CO 2 pogosto kaže lastnosti tipičnih kislinski oksid. Na primer, reagira z bazami in bazičnimi oksidi. Rezultat reakcije so soli ogljikove kisline.

  Na primer, reakcijo spojine natrijevega oksida z ogljikovim dioksidom lahko predstavimo na naslednji način:

  Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3;

  2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O;

  NaOH + CO 2 = NaHCO 3.

  Ogljikova kislina in raztopina CO 2

  Ogljikov dioksid v vodi tvori raztopino z majhno stopnjo disociacije. To raztopino ogljikovega dioksida imenujemo ogljikova kislina. Je brezbarven, šibko izražen in ima kisel okus.

  Snemanje kemijske reakcije:

  CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3.

  Ravnotežje je precej močno premaknjeno v levo - le približno 1% začetnega ogljikovega dioksida se pretvori v ogljikovo kislino. Višja kot je temperatura, manj je molekul ogljikove kisline v raztopini. Ko spojina zavre, popolnoma izgine, raztopina pa razpade na ogljikov dioksid in vodo. Strukturna formula ogljikova kislina je predstavljena spodaj.

  

  Lastnosti ogljikove kisline

  Ogljikova kislina je zelo šibka. V raztopinah razpade na vodikove ione H + in spojine HCO 3 -. CO 3 - ioni nastajajo v zelo majhnih količinah.

  Ogljikova kislina je dvobazična, zato so soli, ki jih tvori, lahko srednje in kisle. V ruski kemijski tradiciji se srednje velike soli imenujejo karbonati, močne soli pa bikarbonati.

  Kvalitativna reakcija

  Eden od možnih načinov zaznavanja plina ogljikovega dioksida je sprememba čistosti apnene malte.

  Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O.

  Ta izkušnja je znana tudi iz šolski tečaj kemija. Na začetku reakcije nastane majhna količina bele oborine, ki nato izgine, ko ogljikov dioksid prehaja skozi vodo. Do spremembe prosojnosti pride, ker se med procesom interakcije netopna spojina - kalcijev karbonat - pretvori v topno snov - kalcijev bikarbonat. Reakcija poteka po tej poti:

  CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2.

  Proizvodnja ogljikovega dioksida

  Če potrebujete majhno količino CO2, lahko začnete reakcijo klorovodikove kisline s kalcijevim karbonatom (marmor). Kemični zapis za to interakcijo izgleda takole:

  CaCO 3 + HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2.

  Tudi v ta namen se uporabljajo reakcije zgorevanja snovi, ki vsebujejo ogljik, na primer acetilena:

  CH 4 + 2O 2 → 2H 2 O + CO 2 -.

  Za zbiranje in shranjevanje nastale plinaste snovi se uporablja Kippov aparat.

  Za potrebe industrije in kmetijstvo obseg proizvodnje ogljikovega dioksida mora biti velik. Priljubljena metoda za to obsežno reakcijo je sežiganje apnenca, ki proizvaja ogljikov dioksid. Reakcijska formula je podana spodaj:

  CaCO 3 = CaO + CO 2.

  Uporaba ogljikovega dioksida

  Živilska industrija je po obsežni proizvodnji »suhega ledu« prešla na temeljno nova metoda shranjevanje hrane. Nepogrešljiv je pri proizvodnji gaziranih pijač in mineralne vode. Vsebnost CO 2 v pijačah jim daje svežino in znatno podaljša rok trajanja. In karbidizacija mineralnih voda vam omogoča, da se izognete plesni in neprijetnemu okusu.

  

  Pri kuhanju se pogosto uporablja metoda gašenja citronske kisline s kisom. Ogljikov dioksid, ki se sprošča pri tem procesu, daje slaščicam puhastost in lahkotnost.

  Ta spojina se pogosto uporablja kot aditivi za živila, povečanje roka uporabnosti prehrambeni izdelki. Po mednarodnih standardih za razvrščanje kemičnih dodatkov, ki jih vsebujejo izdelki, ima oznako E 290,

  Ogljikov dioksid v prahu je ena izmed najbolj priljubljenih snovi, vključenih v mešanice za gašenje požara. To snov najdemo tudi v peni za gasilne aparate.

  Ogljikov dioksid je najbolje prevažati in hraniti v kovinskih jeklenkah. Pri temperaturah nad 31⁰C lahko tlak v jeklenki doseže kritičen in tekoči CO 2 se spremeni v superkritično stanje z močnim dvigom delovnega tlaka na 7,35 MPa. Kovinski valj lahko prenese notranji tlak do 22 MPa, zato se območje tlaka pri temperaturah nad trideset stopinj šteje za varno.