Karbon

U slobodnom stanju, ugljenik formira 3 alotropne modifikacije: dijamant, grafit i veštački proizveden karbin.

U kristalu dijamanta, svaki atom ugljika povezan je jakim kovalentnim vezama sa četiri druga koja su smještena oko njega na jednakim udaljenostima.

Svi atomi ugljika su u stanju sp 3 hibridizacije. Atomska kristalna rešetka dijamanta ima tetraedarsku strukturu.

Dijamant je bezbojna, prozirna supstanca koja se jako lomi. Ima najveću tvrdoću među svim poznatim supstancama. Dijamant je krhak, vatrostalan, slabo provodi toplinu i struja. Male udaljenosti između susjednih atoma ugljika (0,154 nm) određuju prilično veliku gustoću dijamanta (3,5 g/cm3).

U kristalnoj rešetki grafita, svaki atom ugljika je u stanju sp 2 hibridizacije i formira tri jake kovalentne veze sa atomima ugljika koji se nalaze u istom sloju. Tri elektrona svakog atoma ugljika učestvuju u formiranju ovih veza, a četvrti valentni elektroni formiraju n-veze i relativno su slobodni (pokretni). Oni određuju električnu i toplotnu provodljivost grafita.

Dužina kovalentne veze između susjednih atoma ugljika u istoj ravni je 0,152 nm, a razmak između C atoma u različitim slojevima je 2,5 puta veći, pa su veze među njima slabe.

Grafit je neprozirna, mekana, masna na dodir tvar sivo-crne boje s metalnim sjajem; dobro provodi toplotu i električnu energiju. Grafit ima manju gustinu u poređenju sa dijamantom i lako se cepa u tanke ljuspice.

U osnovi strukture leži neuređena struktura finokristalnog grafita razne forme amorfni ugljen, od kojih su najvažniji koks, mrki i crni ugalj, čađ, aktivni (aktivni) ugljen.

Ova alotropska modifikacija ugljenika se dobija katalitičkom oksidacijom (dehidropolikondenzacijom) acetilena. Carbyne je lančani polimer koji dolazi u dva oblika:

S=S-S=S-... i...=S=S=S=

Carbyne ima svojstva poluprovodnika.

Na uobičajenim temperaturama, obje modifikacije ugljika (dijamant i grafit) su kemijski inertne. Finokristalni oblici grafita - koks, čađ, aktivni ugljen - su reaktivniji, ali, u pravilu, nakon što su prethodno zagrijani na visoku temperaturu.

1. Interakcija sa kiseonikom

C + O 2 = CO 2 + 393,5 kJ (višak O 2)

2C + O 2 = 2CO + 221 kJ (sa nedostatkom O 2)

Sagorijevanje uglja je jedan od najvažnijih izvora energije.

2. Interakcija sa fluorom i sumporom.

C + 2F 2 = CF 4 ugljen-tetrafluorid

C + 2S = CS 2 ugljični disulfid

3. Koks je jedan od najvažnijih redukcionih agenasa koji se koriste u industriji. U metalurgiji se koristi za dobivanje metala iz oksida, na primjer:

ZS + Fe 2 O 3 = 2Fe + ZSO

C + ZnO = Zn + CO

4. Kada ugljenik stupi u interakciju sa oksidima alkalnih i zemnoalkalnih metala, redukovani metal se kombinuje sa ugljenikom i formira karbid. Na primjer: 3S + CaO = CaC 2 + CO kalcijum karbid

5. Koks se takođe koristi za proizvodnju silicijuma:

2C + SiO 2 = Si + 2SO

6. Ako postoji višak koksa, nastaje silicijum karbid (karbound) SiC.

Proizvodnja "vodenog gasa" (gasifikacija čvrstog goriva)

Propuštanjem vodene pare kroz vrući ugalj, dobija se zapaljiva mešavina CO i H2, koja se zove vodeni gas:

C + H 2 O = CO + H 2

7. Reakcije sa oksidirajućim kiselinama.

Aktivni ugalj ili ugljen, kada se zagrije, smanjuje anjone NO 3 - i SO 4 2- iz koncentrisane kiseline:

C + 4HNO 3 = CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4 = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

8. Reakcije sa rastopljenim nitratima alkalni metali

U topljenju KNO 3 i NaNO 3, zdrobljeni ugalj intenzivno gori sa stvaranjem blistavog plamena:

5C + 4KNO 3 = 2K 2 CO 3 + ZCO 2 + 2N 2

1. Formiranje soli sličnih karbida sa aktivni metali.

Značajno slabljenje nemetalnih svojstava ugljika izražava se u činjenici da se njegove funkcije kao oksidacijskog agensa manifestiraju u mnogo manjoj mjeri od njegovih redukcijskih funkcija.

2. Samo u reakcijama s aktivnim metalima atomi ugljika se pretvaraju u negativno nabijene ione C -4 i (C=C) 2-, formirajući karbide slične soli:

ZS + 4Al = Al 4 C 3 aluminijum karbid

2C + Ca = CaC 2 kalcijum karbid

3. Jonski karbidi su vrlo nestabilna jedinjenja, lako se raspadaju pod djelovanjem kiselina i vode, što ukazuje na nestabilnost negativno nabijenih ugljikovih anjona:

Al 4 C 3 + 12H 2 O = ZSN 4 + 4Al(OH) 3

CaC 2 + 2H 2 O = C 2 H 2 + Ca(OH) 2

4. Formiranje kovalentnih jedinjenja sa metalima

U topljenjima mješavina ugljika sa prelazni metali karbidi se uglavnom formiraju iz kovalentni tip komunikacije. Njihovi molekuli imaju promjenjiv sastav, a tvari u cjelini su bliske legurama. Takvi karbidi su vrlo stabilni, hemijski su inertni u odnosu na vodu, kiseline, lužine i mnoge druge reagense.

5. Interakcija sa vodonikom

Pri visokim T i P, u prisustvu nikalnog katalizatora, ugljik se spaja s vodikom:

C + 2H 2 → CH 4

Reakcija je vrlo reverzibilna i nema praktičan značaj.

Ugljen(II) monoksid– CO

(ugljen monoksid, ugljen monoksid, ugljen monoksid)

Fizička svojstva: bezbojni, otrovni gas, bez ukusa i mirisa, gori plavkastim plamenom, lakši od vazduha, slabo rastvorljiv u vodi. Koncentracija ugljen monoksida u vazduhu je 12,5-74% eksplozivna.

Potvrda:

1) U industriji

C + O 2 = CO 2 + 402 kJ

CO 2 + C = 2CO – 175 kJ

U plinskim generatorima, vodena para se ponekad izduvava kroz vrući ugalj:

C + H 2 O = CO + H 2 – Q,

mješavina CO + H 2 naziva se sintezni plin.

2) U laboratoriji- termička razgradnja mravlje ili oksalne kiseline u prisustvu H 2 SO 4 (konc.):

HCOOH t˚C, H2SO4 → H2O+CO

H2C2O4 t˚C,H2SO4 → CO + CO 2 + H 2 O

Hemijska svojstva:

U normalnim uslovima, CO je inertan; kada se zagrije - redukcijski agens;

CO - oksid koji ne stvara soli.

1) sa kiseonikom

2C +2 O + O 2 t ˚ C → 2C +4 O 2

2) sa metalnim oksidima CO + Me x O y = CO 2 + Me

C +2 O + CuO t ˚ C → Su + C +4 O 2

3) sa hlorom (na svjetlu)

CO + Cl 2 svjetlo → COCl 2 (fosgen - otrovni plin)

4)* reaguje sa alkalnim topljenjem (pod pritiskom)

CO + NaOH P → HCOONa (natrijum format)

Utjecaj ugljičnog monoksida na žive organizme:

Ugljični monoksid je opasan jer sprječava krv da prenosi kisik do vitalnih organa kao što su srce i mozak. Ugljenmonoksid se kombinuje sa hemoglobinom, koji prenosi kiseonik do ćelija tela, čineći telo nepodesnim za transport kiseonika. Ugljični monoksid u zavisnosti od udišene količine narušava koordinaciju, pogoršava kardiovaskularne bolesti i uzrokuje umor, glavobolju i slabost.Utjecaj ugljičnog monoksida na zdravlje ljudi ovisi o njegovoj koncentraciji i vremenu izlaganja tijelu. Koncentracija ugljen monoksida u vazduhu veća od 0,1% dovodi do smrti u roku od jednog sata, a koncentracija veća od 1,2% u roku od tri minuta.

Primjena ugljičnog monoksida:

Ugljen monoksid se uglavnom koristi kao zapaljivi gas pomešan sa azotom, takozvani generator ili vazdušni gas, ili vodeni gas pomešan sa vodonikom. U metalurgiji za dobijanje metala iz njihovih ruda. Za dobivanje metala visoke čistoće razgradnjom karbonila.

Ugljen monoksid (IV) CO2 – ugljen dioksid

Fizička svojstva: Ugljen dioksid, bezbojan, bez mirisa, rastvorljivost u vodi - 0,9V CO 2 rastvara se u 1V H 2 O (na normalnim uslovima); teže od vazduha; t°pl.= -78,5°C (čvrsti CO 2 se naziva “suhi led”); ne podržava sagorevanje.

Struktura molekula:

Ugljični dioksid ima sljedeće elektronske i strukturnu formulu -

3. Sagorijevanje tvari koje sadrže ugljik:

CH 4 + 2O 2 → 2H2O + CO2

4. Kada spora oksidacija u biohemijskim procesima (disanje, propadanje, fermentacija)

Hemijska svojstva:

• Oznaka - C (Carbon);
• Razdoblje - II;
• Grupa - 14 (IVa);
• Atomska masa - 12.011;
• Atomski broj - 6;
• Atomski radijus = 77 pm;
• Kovalentni radijus = 77 pm;
• Raspodjela elektrona - 1s 2 2s 2 2p 2 ;
• temperatura topljenja = 3550°C;
• tačka ključanja = 4827°C;
• Elektronegativnost (prema Paulingu/prema Alpredu i Rochowu) = 2,55/2,50;
• Oksidacijsko stanje: +4, +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3, -4;
• Gustina (br.) = 2,25 g/cm 3 (grafit);
• Molarni volumen = 5,3 cm 3 /mol.

Jedinjenja ugljenika:

Carbon as ugalj poznat čovjeku od pamtivijeka, stoga nema smisla govoriti o datumu njegovog otkrića. Zapravo, „ugljenik“ je dobio ime 1787. godine, kada je objavljena knjiga „Metoda hemijska nomenklatura“, u kojem umjesto Francusko ime“čisti ugalj” (charbone pur) pojavio se termin “ugljik” (ugljik).

Ugljik ima jedinstvenu sposobnost da formira polimerne lance neograničene dužine, čime nastaje ogromna klasa jedinjenja, čijim se proučavanjem bavi posebna grana hemije - organska hemija. Organska jedinjenja ugljik je osnova zemaljskog života, dakle, o važnosti ugljika, kako hemijski element, nema smisla reći - to je osnova života na Zemlji.

Pogledajmo sada ugljenik sa stanovišta neorganske hemije.

Rice. Struktura atoma ugljika.

Elektronska konfiguracija ugljenika je 1s 2 2s 2 2p 2 (vidi Elektronska struktura atoma). Napolju nivo energije Ugljenik ima 4 elektrona: 2 uparena na s-podnivou + 2 neuparena u p-orbitalama. Kada atom ugljika prijeđe u pobuđeno stanje (zahtijeva utrošak energije), jedan elektron sa s-podnivoa "napušta" svoj par i kreće se na p-podnivo, gdje postoji jedna slobodna orbitala. Dakle, u uzbuđenom stanju elektronska konfiguracija atom ugljika ima sljedeći oblik: 1s 2 2s 1 2p 3.

Rice. Prijelaz atoma ugljika u pobuđeno stanje.

Ova „rokada“ značajno proširuje valentne mogućnosti atoma ugljika, koji mogu uzeti oksidacijsko stanje od +4 (u spojevima s aktivnim nemetalima) do -4 (u spojevima s metalima).

U nepobuđenom stanju, atom ugljika u jedinjenjima ima valenciju 2, na primjer, CO(II), au pobuđenom stanju ima valenciju 4: CO 2 (IV).

“Jedinstvenost” atoma ugljika leži u činjenici da se na njegovom vanjskom energetskom nivou nalaze 4 elektrona, dakle, da dovrši nivo (kojemu, zapravo, teže atomi bilo kojeg kemijskog elementa), može, s jednakim "uspjeh", i daju i dodaju elektrone sa formacijom kovalentne veze(Vidi Kovalentna veza).

Ugljik kao jednostavna supstanca

Kao jednostavna tvar, ugljik se može naći u obliku nekoliko alotropskih modifikacija:

• dijamant
• Grafit
• Fuleren
• Carbin

dijamant

Rice. Kristalna ćelija dijamant

Svojstva dijamanta:

• bezbojan kristalna supstanca;
• najviše solidan u prirodi;
• ima snažan refraktivni efekat;
• slabo provodi toplotu i struju.

Rice. Dijamantski tetraedar.

Izuzetna tvrdoća dijamanta objašnjava se strukturom njegove kristalne rešetke, koja ima oblik tetraedra - u središtu tetraedra nalazi se atom ugljika, koji je povezan jednako jakim vezama sa četiri susjedna atoma koji čine vrhove. tetraedra (vidi sliku iznad). Ova "konstrukcija", pak, povezana je sa susjednim tetraedrima.

Grafit

Rice. Grafitna kristalna rešetka.

Svojstva grafita:

• meka kristalna tvar sive boje sa slojevitom strukturom;
• ima metalni sjaj;
• dobro provodi struju.

U grafitu, atomi ugljika formiraju pravilne šesterokute koji leže u istoj ravni, organizirani u beskrajne slojeve.

U grafitu, hemijske veze između susjednih atoma ugljika formiraju tri valentna elektrona svakog atoma (prikazano plavom bojom na donjoj slici), pri čemu je četvrti elektron (prikazan crvenom bojom) svakog atoma ugljika smješten u p-orbitali koja leži okomito do ravni grafitnog sloja, ne učestvuje u formiranju kovalentnih veza u ravni sloja. Njegova "svrha" je drugačija - u interakciji sa svojim "bratom" koji leži u susjednom sloju, osigurava vezu između slojeva grafita, a visoka pokretljivost p-elektrona određuje dobru električnu provodljivost grafita.

Rice. Raspodjela orbitala atoma ugljika u grafitu.

Fuleren

Rice. Kristalna rešetka fulerena.

Svojstva fulerena:

• molekul fulerena je skup atoma ugljika zatvorenih u šuplje sfere poput fudbalske lopte;
• to je finokristalna supstanca žuto-narandžaste boje;
• tačka topljenja = 500-600°C;
• poluvodič;
• dio je minerala šungita.

Carbin

Carbyne svojstva:

• crna inertna tvar;
• sastoji se od linearnih molekula polimera u kojima su atomi povezani naizmjeničnim jednostrukim i trostrukim vezama;
• poluprovodnik.

Hemijska svojstva ugljika

U normalnim uslovima, ugljenik je inertna supstanca, ali kada se zagreje može da reaguje sa raznim jednostavnim i složenim supstancama.

Već je gore rečeno da se na vanjskom energetskom nivou ugljika nalaze 4 elektrona (ni ovdje ni tamo), stoga ugljik može i odustati od elektrona i prihvatiti ih, pokazujući redukciona svojstva u nekim spojevima, a oksidirajuća svojstva u drugima.

Karbon je redukciono sredstvo u reakcijama sa kiseonikom i drugim elementima koji imaju veću elektronegativnost (vidi tabelu elektronegativnosti elemenata):

• kada se zagrije na zraku gori (sa viškom kisika s stvaranjem ugljičnog dioksida; s njegovim nedostatkom - ugljični monoksid (II)):
  C + O 2 = CO 2;
  2C + O 2 = 2CO.
• reaguje na visokim temperaturama sa parama sumpora, lako reaguje sa hlorom, fluorom:
  C + 2S = CS 2
  C + 2Cl 2 = CCl 4
  2F 2 + C = CF 4
• Kada se zagrije, smanjuje mnoge metale i nemetale iz oksida:
  C0 + Cu +2 O = Cu 0 + C +2 O;
  C 0 +C +4 O 2 = 2C +2 O
• na temperaturi od 1000°C reaguje sa vodom (proces gasifikacije), formirajući vodeni gas:
  C + H 2 O = CO + H 2;

Ugljik pokazuje oksidirajuća svojstva u reakcijama s metalima i vodikom:

• reaguje sa metalima i formira karbide:
  Ca + 2C = CaC 2
• u interakciji s vodikom, ugljik formira metan:
  C + 2H 2 = CH 4

Ugljik se dobija termičkom razgradnjom njegovih jedinjenja ili pirolizom metana (na visokoj temperaturi):
CH 4 = C + 2H 2.

Primjena ugljika

Ugljična jedinjenja našla su najširu primjenu u nacionalne ekonomije, nije moguće navesti sve, navešćemo samo neke:

• grafit se koristi za izradu olovka, elektroda, lonaca za topljenje, kao moderator neutrona u nuklearnim reaktorima i kao mazivo;
• Dijamanti se koriste u nakitu, kao alat za rezanje, u opremi za bušenje i kao abrazivni materijal;
• Ugljik se koristi kao redukciono sredstvo za proizvodnju nekih metala i nemetala (gvožđe, silicijum);
• ugljen čini glavninu aktivnog uglja, koji je našao široku primenu, kako u svakodnevnom životu (na primer, kao adsorbent za pročišćavanje vazduha i rastvora), tako i u medicini (tablete sa aktivnim ugljenom) i u industriji (kao nosač za katalitičke aditivi, katalizator polimerizacije itd.).

Ugljen monoksid (IV), ugljena kiselina i njihove soli

Sveobuhvatna namjena modula: poznaju metode za proizvodnju ugljik (IV) oksida i hidroksida; opišite ih fizička svojstva; poznaju karakteristike kiselinsko-baznih svojstava; karakteriziraju redoks svojstva.

Svi elementi ugljične podgrupe formiraju okside sa općom formulom EO 2. CO 2 i SiO 2 pokazuju kiselinska svojstva, GeO 2 , SnO 2 , PbO 2 eksponat amfoterna svojstva uz dominaciju kiselih, au podgrupi od vrha do dna kisela svojstva slabe.

Oksidacijsko stanje (+4) za ugljik i silicijum je vrlo stabilno, tako da je oksidaciona svojstva spoja vrlo teško pokazati. U podgrupi germanijuma, oksidaciona svojstva jedinjenja (+4) se povećavaju usled destabilizacije najviši stepen oksidacija.

Ugljen monoksid (IV), ugljena kiselina i njihove soli

Ugljen-dioksid CO 2 (ugljični dioksid) – u normalnim uvjetima je plin bez boje i mirisa, blago kiselkastog okusa, oko 1,5 puta teži od zraka, rastvorljiv u vodi, prilično lako se ukapljuje – na sobnoj temperaturi može se pretvoriti u tečnost pod pritiskom od oko 60 10 5 Pa. Kada se ohladi na 56,2°C, tečni ugljični dioksid se učvršćuje i pretvara u masu nalik snijegu.

U svemu agregatna stanja sastoji se od nepolarnih linearnih molekula. Hemijska struktura CO 2 je određen sp-hibridizacijom centralnog atoma ugljika i stvaranjem dodatnog p r-r-veze: O = C = O

Neki dio CO 2 otopljenog u volji stupa u interakciju s njim formiranjem ugljična kiselina

CO 2 + H 2 O - CO 2 H 2 O - H 2 CO 3.

Ugljični dioksid se vrlo lako apsorbira u alkalijskim otopinama i stvara karbonate i bikarbonate:

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

CO 2 + NaOH = NaHCO 3.

Molekuli CO 2 su vrlo termički stabilni; raspadanje počinje tek na temperaturi od 2000°C. Stoga ugljični dioksid ne gori i ne podržava sagorijevanje konvencionalnog goriva. Ali u njegovoj atmosferi neki gore jednostavne supstance, čiji atomi pokazuju visok afinitet prema kiseoniku, na primer, magnezijum se pali kada se zagreje u atmosferi CO 2 .

Ugljena kiselina i njene soli

Ugljena kiselina H 2 CO 3 je slabo jedinjenje i postoji samo u vodenim rastvorima. Većina ugljičnog dioksida otopljenog u vodi je u obliku hidratiziranih molekula CO 2, manji dio čini ugljičnu kiselinu.

Vodeni rastvori u ravnoteži sa atmosferskim CO2 su kiseli: = 0,04 M i pH? 4.

Ugljena kiselina je dvobazna, pripada slabim elektrolitima, disocira postupno (K1 = 4,4 10?7; K2 = 4,8 10?11). Kada se CO 2 otopi u vodi, uspostavlja se sljedeća dinamička ravnoteža:

H 2 O + CO 2 - CO 2 H 2 O - H 2 CO 3 - H + + HCO 3 ?

Kada se zagreje vodeni rastvor ugljičnog dioksida, topljivost plina se smanjuje, CO 2 se oslobađa iz otopine, a ravnoteža se pomiče ulijevo.

Soli ugljične kiseline

Budući da je dvobazna, ugljena kiselina formira dvije serije soli: srednje soli (karbonati) i kisele soli (bikarbonati). Većina soli ugljične kiseline je bezbojna. Od karbonata, samo soli alkalnih metala i amonijuma su rastvorljive u vodi.

U vodi karbonati prolaze kroz hidrolizu, pa stoga njihove otopine imaju alkalnu reakciju:

Na 2 CO 3 + H 2 O - NaHCO 3 + NaOH.

Daljnja hidroliza s stvaranjem ugljične kiseline praktički se ne događa u normalnim uvjetima.

Otapanje hidrokarbonata u vodi je takođe praćeno hidrolizom, ali u znatno manjoj meri, a okolina se stvara blago alkalna (pH 8).

Amonijum karbonat (NH 4) 2 CO 3 je veoma isparljiv na povišenim, pa čak i normalnim temperaturama, posebno u prisustvu vodene pare, što izaziva jaku hidrolizu

Jake kiseline, pa čak i slabe sirćetna kiselina istiskuju ugljičnu kiselinu iz karbonata:

K 2 CO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + H 2 O + CO 2 ^.

Za razliku od većine karbonata, svi bikarbonati su topljivi u vodi. Oni su manje stabilni od karbonata istih metala i, kada se zagriju, lako se raspadaju, pretvarajući se u odgovarajuće karbonate:

2KHCO 3 = K 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 ^;

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

Jake kiseline hidrokarbonati se razlažu poput karbonata:

KHCO 3 + H 2 SO 4 = KHSO 4 + H 2 O + CO 2

Od soli ugljične kiseline najveća vrijednost imaju: natrijum karbonat (soda), kalijum karbonat (potaša), kalcijum karbonat (kreda, mermer, krečnjak), natrijum bikarbonat (soda bikarbona) i bazični bakar karbonat (CuOH) 2 CO 3 (malahit).

Bazične soli ugljične kiseline su praktički netopive u vodi i lako se raspadaju kada se zagrijavaju:

(CuOH) 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O.

Općenito, termička stabilnost karbonata ovisi o polarizacijskim svojstvima iona koji čine karbonat. Što više polarizira kation na karbonatnom jonu, to je niža temperatura raspadanja soli. Ako se kation može lako deformirati, tada će i sam karbonatni ion također imati polarizacijski učinak na kation, što će dovesti do naglog smanjenja temperature raspadanja soli.

Natrijum i kalij karbonati se tope bez raspadanja, a većina drugih karbonata se prilikom zagrijavanja raspada na metalni oksid i ugljični dioksid.

(IV) (CO 2, ugljični dioksid, ugljični dioksid) je gas bez boje, ukusa i mirisa koji je teži od vazduha i rastvorljiv u vodi.

U normalnim uslovima, čvrsti ugljen-dioksid prelazi direktno u gasovito stanje, zaobilazeći tečno stanje.

At velike količine ugljičnog monoksida, ljudi počinju da se guše. Koncentracije veće od 3% dovode do ubrzanog disanja, a iznad 10% dolazi do gubitka svijesti i smrti.

Hemijska svojstva ugljičnog monoksida.

Ugljen monoksid - to je ugljični anhidrid H 2 CO 3 .

Ako se ugljični monoksid propušta kroz kalcijev hidroksid (vapnenu vodu), stvara se bijeli talog:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O,

Ako se ugljični dioksid uzima u višku, tada se uočava stvaranje bikarbonata koji se otapaju u vodi:

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

Koje se zatim raspadaju kada se zagreju:

2KNCO 3 = K 2 CO 3 + H 2 O + CO 2

Primjena ugljičnog monoksida.

Ugljični dioksid se koristi u raznim industrijama. IN hemijska proizvodnja- kao rashladno sredstvo.

IN Prehrambena industrija koristi se kao konzervans E290. Iako je klasifikovan kao „uslovno siguran“, u stvarnosti to nije slučaj. Doktori su dokazali da česta konzumacija E290 dovodi do nakupljanja toksičnog toksičnog spoja. Stoga morate pažljivije čitati etikete proizvoda.