4 а группа

Валентные состояния атомов

Для атомов всех элементов возможны 2 валентных состояния:

1. Основное (невозбужденное) ns 2 np 2

2. Возбужденное ns 1 np 3

Простые вещества

Элементы подгруппы в свободном состоянии образуют твердые вещества, в большинстве случаев — с атомной кристаллической решеткой. Характерна аллотропия

Как физические, так и химические свойства простых веществ существенным образом различаются, причем вертикальные изменения часто имеют немонотонный характер. Обычно подгруппу делят на две части:

1 — углерод и кремний (неметаллы);

2 — германий, олово, свинец (металлы).

Олово и свинец являются типичными металлами, германий, как и кремний, — полупроводники.

Оксиды и гидроксиды

Низшие оксиды ЭО

CO и SiO — несолеобразующие оксиды

GeO, SnO, PbO — амфотерные оксиды

Высшие оксиды ЭО +2 О

CO₂ и SiO₂ — кислотные оксиды

Существуют многочисленные гидроксопроизводные типа ЭО • nН₂O и ЭO₂ • nН₂O, которые проявляют слабокислотные или амфотерные свойства.

Соединения с водородом ЭН₄

Ввиду близости значений ЭО связи Э-Н являются ковалентными, малополярными. Гидриды ЭН₄ при обычных условиях представляют собой газы, плохо растворимые в воде.

СН₄ — метан; SiH₄ — силан; GeH₄ — герман; SnH₄ — станнан; PbH₄ — не получен.

Метан химически малоактивен, остальные гидриды очень реакционноспособны, они полностью разлагаются водой с выделением водорода:

Способы получения

Гидриды ЭН₄ получают косвенным путем, так как прямой синтез из простых веществ возможен только в случае СН₄, но и эта реакция протекает обратимо и в очень жестких условиях.

Обычно для получения гидридов используют соединения соответствующих элементов с активными металлами, например:

Углеводороды, кремневодороды, германоводороды.

Углерод с водородом, кроме СН₄, образует бесчисленное множество соединений С_xН_y — углеводородов (предмет изучения органической химии).

Получены также кремневодороды и германоводороды общей формулы Э_nН_2n+2. Практического значения не имеют.

По значимости 2 элемента главной подгруппы IV группы занимают особое положение. Углерод является основой органических соединений, следовательно — главным элементом живой материи. Кремний — главный элемент всей неживой природы.

Общая характеристика элементов IV группы, главной подгруппы периодической системы Д. И. Менделеева

К элементам главной подгруппы IV группы относятся углерод, кремний, германий, олово, свинец. Металлические свойства усиливаются, неметаллические — уменьшаются. На внешнем слое – 4 электрона.

Химические свойства (на основе углерода)

— Взаимодействуют с металлами:

4Al + 3C = Al₄C₃ (реакция идсет при высокой температуре)

— Взаимодействуют с неметаллами:

— Взаимодействуют с водой:

— Взаимодействуют с кислотами:

Углерод. Характеристика углерода, исходя из его положения в периодической системе, аллотропия углерода, адсорбция, распространение в природе, получение, свойства. Важнейшие соединения углерода

Углерод (химический символ — C, лат. Carboneum) — химический элемент четырнадцатой группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы четвёртой группы), 2-го периода периодической системы химических элементов. порядковый номер 6, атомная масса — 12,0107.

Углерод существует во множестве аллотропных модификаций с очень разнообразными физическими свойствами. Разнообразие модификаций обусловлено способностью углерода образовывать химические связи разного типа.

Природный углерод состоит из двух стабильных изотопов — 12С (98,93 %) и 13С (1,07 %) и одного радиоактивного изотопа 14С (β-излучатель, Т½ = 5730 лет), сосредоточенного в атмосфере и верхней части земной коры.

Основные и хорошо изученные аллотропные модификации углерода — алмаз и графит. При нормальных условиях термодинамически устойчив только графит, а алмаз и другие формы метастабильны. Жидкий углерод существует только при определенном внешнем давлении.

При давлении свыше 60 ГПа предполагают образование весьма плотной модификации С III (плотность на 15-20 % выше плотности алмаза), имеющей металлическую проводимость.

Кристаллическая модификация углерода гексагональной сингонии с цепочечным строением молекул называется карбин. Известно несколько форм карбина, отличающихся числом атомов в элементарной ячейке.

Карбин представляет собой мелкокристаллический порошок чёрного цвета (плотность 1,9-2 г/см³), обладает полупроводниковыми свойствами. Получен в искусственных условиях из длинных цепочек атомов углерода, уложенных параллельно друг другу.

Карбин — линейный полимер углерода. В молекуле карбина атомы углерода соединены в цепочки поочередно либо тройными и одинарными связями (полиеновое строение), либо постоянно двойными связями (поликумуленовое строение). Карбин обладает полупроводниковыми свойствами, причём под воздействием света его проводимость сильно увеличивается. На этом свойстве основано первое практическое применение — в фотоэлементах.

Графен (англ. graphene) — двумерная аллотропная модификация углерода, образованная слоем атомов углерода толщиной в один атом, соединенных посредством sp² связей в гексагональную двумерную кристаллическую решётку.

При обычных температурах углерод химически инертен, при достаточно высоких температурах соединяется со многими элементами, проявляет сильные восстановительные свойства. Химическая активность разных форм углерода убывает в ряду: аморфный углерод, графит, алмаз, на воздухе они воспламеняются при температурах соответственно выше 300-500 °C, 600-700 °C и 850-1000 °C.

Продуктами горения углерода являются CO и CO2 (монооксид углерода и диоксид углерода соответственно). Известен также неустойчивый недооксид углерода С3О2 (температура плавления −111 °C, температура кипения 7 °C) и некоторые другие оксиды (например C12O9, C5O2, C12O12). Графит и аморфный углерод начинают реагировать с водородом при температуре 1200 °C, с фтором при 900 °C.

Углекислый газ реагирует с водой, образуя слабую угольную кислоту — H2CO3, которая образует соли — карбонаты. На Земле наиболее широко распространены карбонаты кальция (минеральные формы — мел, мрамор, кальцит, известняк и др.) и магния (минеральная форма доломит).

Графит с галогенами, щелочными металлами и др. веществами образует соединения включения. При пропускании электрического разряда между угольными электродами в атмосфере азота образуется циан.

При высоких температурах взаимодействием углерода со смесью Н2 и N2 получают синильную кислоту:

При реакции углерода с серой получается сероуглерод CS2, известны также CS и C3S2.

С большинством металлов углерод образует карбиды, например:

Важна в промышленности реакция углерода с водяным паром:

При нагревании углерод восстанавливает оксиды металлов до металлов. Данное свойство широко используется в металлургической промышленности.

Графит используется в карандашной промышленности, но в смеси с глиной, для уменьшения его мягкости. Алмаз, благодаря исключительной твердости, незаменимый абразивный материал. В фармакологии и медицине широко используются различные соединения углерода — производные угольной кислоты и карбоновых кислот, различные гетероциклы,полимеры и другие соединения. Углерод играет огромную роль в жизни человека. Его применения столь же разнообразны, как сам этот многоликий элемент. В частности углерод является неотъемлемой составляющей стали (до 2,14 % масс.) и чугуна (более 2,14 % масс.)

Углерод входит в состав атмосферных аэрозолей, в результате чего может изменяться региональный климат, уменьшаться количество солнечных дней. Углерод поступает в окружающую среду в виде сажи в составе выхлопных газов автотранспорта, при сжигании угля на ТЭС, при открытых разработках угля, подземной его газификации, получении угольных концентратов и др. Концентрация углерода над источниками горения 100-400 мкг/м³, крупными городами 2,4-15,9 мкг/м³, сельскими районами 0,5-0,8 мкг/м³. С газоаэрозольными выбросами АЭС в атмосферу поступает (6-15) · 109 Бк/сут 14СО2.

Высокое содержание углерода в атмосферных аэрозолях ведет к повышению заболеваемости населения, особенно верхних дыхательных путей и легких. Профессиональные заболевания — в основном антракоз и пылевой бронхит. В воздухе рабочей зоны ПДК, мг/м³: алмаз 8,0, антрацит и кокс 6,0, каменный уголь 10,0, технический углерод и углеродная пыль 4,0; в атмосферном воздухе максимальная разовая 0,15, среднесуточная 0,05 мг/м³.

Важнейшие соединения. Оксид углерода (II) (угарный газ) CO. В обычных условиях — бесцветный без запаха и вкуса очень ядовитый газ. Ядовитость объясняется тем, что она легко соединяется с гемоглобином крови.

Оксид углерода (IV) CO2. При обычных условиях — бесцветный газ со слегка кисловатым запахом и вкусом, в полтора раза тяжелее воздуха, не горит и не поддерживает горения.
Угольная кислота H2CO3. Слабая кислота. Молекулы угольной кислоты существуют только в растворе.

Фосген COCl2. Бесцветный газ с характерным запахом, tкип = 8оС, tпл = -118оС. Очень ядовит. Мало растворим в воде. Реакционноспособен. Используется в органических синтезах.

93.79.221.197 © studopedia.ru Не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Напишите нам | Обратная связь.

Отключите adBlock!
и обновите страницу (F5)
очень нужно

Общая характеристика элементов главной подгруппы IV группы

Углерод, кремний, германий, олово и свинец составляют главную подгруппу IV группы. Внешние энергетические уровни р-элементов IV группы содержат по четыре электрона (конфигу­рация ns 2 np 2 ), из которых два спаренных s-электрона и два неспа­ренных р-электрона.

В невозбужденном состоянии элементы этой подгруппы про­являют валентность, равную двум. При переходе в возбужденное состояние, сопровождающееся переходом одного из s-электронов внешнего уровня в свободную ячейку р-подуровня того же уров­ня, все электроны наружного слоя становятся неспаренными, и валентность при этом возрастает до 4.

Энергия, затрачиваемая для перехода электрона, с избытком ком­пенсируется энергией, выделяющейся при образовании четырех связей.

В соединениях элементы подгруппы углерода проявляют сте­пень окисления +4 или -4, а также +2, причем последняя с уве­личением заряда ядра становится более характерной. Для углеро­да, кремния и германия наиболее типичная степень окисления +4, для свинца — +2. Степень окисления -4 в последовательности С — Pb становится все менее характерной.

Элементы подгруппы углерода образуют оксиды общей фор­мулы RO₂ и RO, а водородные соединения формулы — RH₄. Гид­раты высших оксидов углерода и кремния обладают кислотными свойствами, гидраты остальных элементов амфотерны, причем кислотные свойства сильнее выражены у гидратов германия, а основные — у гидратов свинца. От углерода к свинцу уменьшает­ся прочность водородных соединений RH₄: CH₄ — прочное веще­ство, а PbH₄ в свободном виде не выделено.

При переходе от углерода к свинцу радиусы нейтральных атомов возрастают, а энергия ионизации уменьшается, поэтому от углерода к свинцу убывают неметаллические свойства, а метал­лические возрастают. Неметаллами являются углерод и кремний (см. табл. 24).

Дата добавления: 2016-01-03 ; просмотров: 2692 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

14 группа (4А подгруппа) (главная группа)

В 14 группу входят C, Si, Ge, Sn, Pb (табл. 1 и 2). Как и элементы 3А подгруппы, это p -элементы со сходной электронной конфигурацией внешней оболочки – s 2 p 2 . При перемещении вниз по группе атомный радиус возрастает, вызывая ослабление свзяи между атомами. Из-за усиливающейся делокализации электронов внешних атомных оболочек в этом же направлении возрастает электропроводность, поэтому свойства элементов изменяются от неметаллических к металлическим. Углерод ( С ) в форме алмаза является изолятором (диэлектриком), Si и Ge – полуметаллы, Sn и Pb – металлы и хорошие проводники.

Таблица 1. Некоторые физические и химические свойства металлов 14 группы

Относит, ат. масса

Углерод Carbon [от лат. carbo — уголь]

ковалентный 77 при двойной связи 67, при тройной связи 60

Кремний Silicon [от лат. silicis — кремень]

Германий Germanium [от лат. Germania — Германия] [Ar]3d 10 4s 2 4p 2

Олово Tin [от англо-сакс. tin, лат. stannum] [Kr]4d 10 5s 2 5p 2

Свинец Lead [от англо-сакс. lead, лат. plumbum] [Xe]4f 14 5d 10 6s 2 6р 2

Все элементы этой группы образуют соединения со степенью окисления +4. Устойчивость этих соединений уменьшается при перемещении к нижней части группы, когда как у двухвалентных соединений она, наоборот, при таком перемещении возрастает. Все элементы, кроме Si, образуют также соединения с валентностью +2, что обусловлено «эффектом инертной пары»: втягиванием пары внешних s-элементов во внутреннюю электронную оболочку вследствие худшего экранирования внешних электронов d— и f-электронами по сравнению с s— и р-электронами внутренних оболочек у крупных атомов нижних членов группы.

Свойства элементов этой группы позволили использовать их в качестве противоводорослевых покрытий (ПП) судов. В первых таких покрытиях использовали Pb, затем стали применять Sn (в виде бис-трибутилового оловоорганического радикала, связанного с углеродным полимером). Из экологических соображений в 1989 г. использование в ПП этих, а также других токсичных металлов (Hg, Cd, As) запретили, заменив на ПП на основе кремнийорганических полимеров.

Таблица 2. Содержание в организме, токсическая (ТД) и летальная дозы (ЛД) металлов 14 группы

В человеческом организме

Среднее (при массе тела 70 кг)

обычно нетоксичен, но в виде СО и цианидов CN очень токсичен

ТД 2 г, ЛД нд, некоторые оловоорганич. соединения очень токсичны

ТД 1 мг, ЛД 10 г

Углерод (С) – отличается от всех других элементов так называемой катенацией, то есть способностью образовывать соединения, в которых его атомы связаны друг с другом в длинные цепи или кольца. Это свойство объясняет образование миллионов соединений, называемых органическими, которым посвящен отдельный раздел химии – органическая химия.

Способность углерода к катенации объясняется несколькими особенностями:

Во-первых, прочностью связи С — С. Так, средняя энтальпия этой связи составляет около 350 кДж/моль, тогда как энтальпия связи Si — Si — только 226 кДж/моль.

Во-вторых, уникальной способностью атомов углерода к гибридизации: образованию 4 sр 3 -орбиталей с тетраэдрической ориентацией (обеспечивающих формирование простых ковалентных связей), или 3 sр 2 -орбиталей, ориентированных в одной плоскости (обеспечивающих образование двойных связей), или 2 sр-орбиталей с линейной ориентацией (обеспечивающих образование тройных связей).

Таким образом, углерод может образовывать 3 типа координационного окружения: линейную у двух- и трехатомных молекул, когда КЧ элемента равно 2, плоскотреугольную у молекул графита, фуллеренов, алкенов, карбонильных соединений, бензольного кольца, когда КЧ равно 3, и тетраэдрическую у алканов и их производных с КЧ = 4.

В природе углерод встречается в виде аллотропных, то есть различных структурных форм (графит, алмаз, фуллерены), а также в виде известняка и углеводородного сырья (угля, нефти и газа). Используется в виде кокса при выплавке стали, сажи в полиграфии, активированного угля при очистке воды, сахара и т.п.

В 2010 г. присуждена Нобелевская премия по физике за изучение уникальной формы С — графена. Лауреатам — выходцам из России — А. Гейму и К. Новосёлову удалось получить этот материал из графита. Он представляет собой двумерный кристалл, то есть похож на сетку из атомов С толщиной в один атом, волнообразной структуры, что обеспечивает устойчивость кристалла. Его свойства очень многообещающие: он является самым тонким прозрачным материалом из всех ныне известных, притом чрезвычайно прочным (примерно в 200 раз прочнее стали), обладает электро- и теплопроводностью. При комнатной температуре его электрическое сопротивление самое минимальное среди всех известных проводников. В недалёком будущем на основе графена будут созданы сверхскоростные компьютеры, плоскопанельные экраны и солнечные батареи, а также чувствительные газовые детекторы, реагирующие на несколько молекул газа. Не исключены и другие сферы его использования.

В форме оксида (СО) и цианидов (СN – ) углерод очень токсичен, поскольку нарушает процессы дыхания. Механизмы биологического действия у этих соединений разные. Цианид ингибирует дыхательный фермент цитохромоксидазу, быстро связываясь с Си — активным центром фермента, блокируя электронный поток на конечном участке дыхательной цепи. СО, будучи основанием Льюиса, связывается с атомом Fe в молекуле гемоглобина прочнее, чем O₂, образуя карбонилгемоглобин, лишенный способности связывать и переносить O₂. Способность СО образовывать координационные связи с d-металлами в низких степенях окисления приводит к образованию многообразных карбонильных соединений. Например, Fe в очень ядовитом веществе — пситакарбопиле Fe(CO)₅ — имеет нулевую степень окисления, а в комплексе [Fe(CO)₄] 2– — степень окисления -2 (рис. 1).

Рис. 1. Строение пентакарбонила Fe

Стабилизация атома металла в низкой степени окисления в комплексах с СО объясняется способностью углерода выступать благодаря структуре низко расположенных р*-орбиталей в роли акцепторного лиганда. Эти орбитали перекрываются с занятыми орбиталями металла, образуя координационную р-связь, в которой металл выступает донором электронов. Это одно из немногих исключений из общего правила образования КС, где акцептором электронов является металл.

Нет смысла описывать свойства углерода более подробно, поскольку при многоэлементном анализе его, как правило, не только не определяют, но и считают его примесь в образце нежелательной и подлежащей максимальному удалению при пробоподготовке. При оптическом эмиссионном анализе он даёт очень широкий спектр, повышая шумовой фон и снижая тем самым предел чувствительности обнаружения определяемых элементов. При масс-спектрометрии органические молекулы образуют большое количество осколков молекул с разной молекулярной массой, дающих значительные помехи при анализе. Поэтому в подавляющем большинстве случаев все углеродсодержащие вещества при пробоподготовке удаляют.

Кремний (Si) — полуметалл. При восстановлении кремнезема (SiО₂) углеродом образуется черный аморфный Si. Кристаллы Si высокой чистоты напоминают серо-голубой металл. Кремний применяют в полупроводниках, сплавах и полимерах. Он важен для некоторых форм жизни, например, для построения оболочек у диатомовых водорослей; возможно, имеет значение и для организма человека. Некоторые силикаты канцерогенны, некоторые вызывают силикоз.

Во всех соединениях Si четырехвалентен, образует химические связи ко-валентного характера. Наиболее распространен диоксид SiO₂. Несмотря на химическую инертность и нерастворимость в воде, при попадании в организм может образовывать кремниевые кислоты и кремнийорганические соединения с неявно выраженными биологическими свойствами. Токсичность SiO₂ зависит от дисперсности частиц: чем они мельче, тем токсичнее, хотя корреляции между растворимостью различных форм SiO₂ и силикогенностью не наблюдается. Связь токсичности кремниевых кислот именно с Si доказывает полная инертность пыли алмаза той же дисперсности.

В последнее время отмечено, что в биосредах кремниевые кислоты участвуют в формировании гидроксилалюмосиликатов, причем это явление нельзя объяснить ни связью Si-С, ни связью Si-О-С. По мере расширения промышленного использования Аl и его соединений посредством алюмосиликатов Аl все шире вовлекается во множество биохимических реакций. В частности, функциональные кислород- и фторсодержащие группы легко образуют высокоустойчивые комплексные соединения с Аl, извращая их метаболизм.

Наиболее изучены среди кремнийорганических соединений силиконы — полимеры, скелет молекулы которых состоит из чередующихся связанных между собой атомов Si и O₂. К атомам Si в силиконах присоединены алкильные или арильные группы. Наличие Si в кремнийорганических соединениях кардинально меняет свойства веществ, когда они его не содержат. Например, обычные полисахариды можно выделить и очистить с помощью крепкого этанола, который осаждает полисахарид из раствора. Кремнийсодержащие углеводы, напротив, не осаждаются даже в 90% этаноле. Классификация кремнийорганических соединений представлена в табл. 3.

Таблица 3. Кремнийорганические полимеры

Лекция 4 Тема: р — Элементы IV группы

1. Общая характеристика группы

В IV-A группе находятся р — элементы C, Si, Ge, Sn, Pb. Конфигурация атома в невозбужденном состоянии ns 2 nр 2 , в возбужденном состоянии ns 1 nр 3 , все 4 электрона неспаренные.

Радиусы атомов закономерно растут с увеличением порядкового номера, ионизационный потенциал соответственно уменьшается.

В большинстве неорганических соединений углерод и кремний проявляют степень окисления +4. Но от германия к свинцу прочность соединений со степенью окисления +4 уменьшается, более стабильна низкая степень окисления +2. Могут проявлять степени окисления — 4 в гидридах.

Углерод стоит в середине 2-го периода, он одинаково может притягивать и отдавать электроны, промежуточное значение электроотрицательности приводит к тому, что углерод образует ковалентные связи со всеми реакционноспособными элементами периодической системы, стоящими от него слева (в том числе Н), справа (О, N, галогены) и снизу (Si,Ge, Sn, Pb).

Li Be B C N O F

ОЭО 1 1,5 2 2,5 3 3,5 4

Невозможность донорно — акцепторного взаимодействия в возбужденном состоянии обусловливает примерно одинаковую прочность одинарных связей с водородом. Четырехвалентность углерода предоставляет широкие возможности для разветвлений цепей углеродных атомов и образования циклических структур.

C — типичный неметалл

Si — типичный неметалл

Ge — есть металлические свойства

Sn — металлические свойства преобладают над неметаллическими

Pb — металлические свойства преобладают над неметаллическими

Увеличение восстано-вительных свойств, уменьшение устойчивости молекул

Увеличение основных свойств и устойчивости молекул.

Нерастворимы в воде

Гидроксидов не образуют

уменьшение устойчивости молекул

Кремний по распространенности в земной коре занимает второе место (после кислорода). Если углерод – основа жизни, то кремний – основа земной коры. Он встречается в громадном многообразии силикатов и алюмосиликатов, песка. Германий, олово, свинец достаточно редкие элементы. Аморфный уголь (сажа) черного цвета, аморфный кремний – порошок бурого цвета. Кристаллический кремний – полупроводник. Важные сорта аморфного угля – кокс, древесный уголь. Германий как и кремний, полупроводник, имеет алмазоподобную решетку, по внешнему виду типичный металл серебристо-белого цвета. Олово имеет модификации белое (-модификация устойчива выше 286 К серебристо-белый металл, серая — -модификация (серое олово) имеет алмазоподобную решетку. Свинец – темно-серый металл.

2. Химия углерода

Углерод встречается в природе в свободном виде и в соединениях. Его аллотропные видоизменения – алмаз, графит, карбин, фуллерен.

Алмаз – самое твердое вещество в природе. Твердость по шкале Маоса -10, тем не менее он хрупок. Ограненный алмаз имеет более 20 граней и называется бриллиантом, используется в ювелирной промышленности. Масса бриллианта измеряется в каратах (1 карат = 0,2 г). Существенные различия в свойствах алмаза и графита обусловлены особенностями строения их кристаллов.

1. Кристаллическая решетка алмаза атомная. Каждый атом углерода расположен в центре тетраэдра, четыре вершины которого заняты другими атомами углерода. Все атомы находятся на одинаковых расстояниях друг от друга. Кристалл алмаза (диэлектрик) – имеет плотную упаковку с высокой компактностью и твердостью. Атомы углерода в sp 3 -гибридизации.

2. В кристаллах графита атомы углерода расположены в углах правильных шестиугольников, находящихся в параллельных плоскостях. Под внешним воздействием такой кристалл легко расслаивается на чешуйки. Графит в отличие от алмаза очень мягок.

Атомы углерода в графите в sp 2 -гибридизации.

3. Карбин – твердое кристаллическое вещество.

Это линейный полимер углерода, в котором чередуются одинарные и тройные связи.

Атомы углерода в карбине в sp-гибридизации.

- карбин (полиин)

= - карбин (поликумулен)

Карбин – наиболее стабильная форма углерода, - карбин обладает полупроводниковыми свойствами.

4. Фуллерен – четвертая аллотропная модификация углерода. Его молекулы имеют четное число атомов углерода и имеют состав С₆₀, С₇₀, С₈₀ и т.д. Молекула С₆₀ имеет вид футбольного мяча, построенного из пяти- и шестигранных углеродных циклов с общими ребрами.

Водородные соединения углерода – углеводороды являются объектом изучения в органической химии.

К неорганическим соединениям углерода относятся СО и СО₂.

Из галогенидов СГаl самое большое значение имеет СCl₄ – бесцветная, достаточно токсичная жидкость. В обычных условиях СCl₄ химически инертен. Применяют как невоспламеняющийся и негорючий растворитель смол, лаков, жиров и для получения фреона CF₂Cl₂.

Химическая связь в молекуле СО.

Распределение электронов в возбужденном атоме углерода и в кислороде таково, что между ними возможно образование двух химических связей – в атоме кислорода имеются 2 неспаренных электрона. Однако при переходе одного электрона от кислорода к углероду в образовавшихся ионах С — и О + будет по 3 неспаренных электрона, аналогично электронной конфигурации азота. При соединении этих ионов образуется тройная связь, аналогичная молекулеN₂, поэтому свойства СО иN₂очень близки.