Углерод — химические и физические свойства. Углерод — химические и физические свойства Атомная масса углерода

Содержание статьи

УГЛЕРОД, С (carboneum), неметаллический химический элемент IVA группы (C, Si, Ge, Sn, Pb) периодической системы элементов. Встречается в природе в виде кристаллов алмаза (рис. 1), графита или фуллерена и других форм и входит в состав органических (уголь, нефть, организмы животных и растений и др.) и неорганических веществ (известняк, пищевая сода и др.).

Углерод широко распространен, но содержание его в земной коре всего 0,19%.

Углерод широко используется в виде простых веществ. Кроме драгоценных алмазов, являющихся предметом ювелирных украшений, большое значение имеют промышленные алмазы – для изготовления шлифовального и режущего инструмента.

Древесный уголь и другие аморфные формы углерода применяются для обесцвечивания, очистки, адсорбции газов, в областях техники, где требуются адсорбенты с развитой поверхностью. Карбиды, соединения углерода с металлами, а также с бором и кремнием (например, Al 4 C 3 , SiC, B 4 C) отличаются высокой твердостью и используются для изготовления абразивного и режущего инструмента. Углерод входит в состав сталей и сплавов в элементном состоянии и в виде карбидов. Насыщение поверхности стальных отливок углеродом при высокой температуре (цементация) значительно увеличивает поверхностную твердость и износостойкость. См. также СПЛАВЫ .

В природе существует множество различных форм графита; некоторые получены искусственно; имеются аморфные формы (например, кокс и древесный уголь). Сажа, костяной уголь, ламповая сажа, ацетиленовая сажа образуются при сжигании углеводородов при недостатке кислорода. Так называемый белый углерод получается сублимацией пиролитического графита при пониженном давлении – это мельчайшие прозрачные кристаллики графитовых листочков с заостренными кромками.

Историческая справка.

Графит, алмаз и аморфный углерод известны с древности. Издавна известно, что графитом можно маркировать другой материал, и само название «графит», происходящее от греческого слова, означающего «писать», предложено А.Вернером в 1789. Однако история графита запутана, часто за него принимали вещества, обладающие сходными внешними физическими свойствами, например молибденит (сульфид молибдена), одно время считавшийся графитом. Среди других названий графита известны «черный свинец», «карбидное железо», «серебристый свинец». В 1779 К.Шееле установил, что графит можно окислить воздухом с образованием углекислого газа.

Впервые алмазы нашли применение в Индии, а в Бразилии драгоценные камни приобрели коммерческое значение в 1725; месторождения в Южной Африке были открыты в 1867. В 20 в. основными производителями алмазов являются ЮАР, Заир, Ботсвана, Намибия, Ангола, Сьерра-Леоне, Танзания и Россия. Искусственные алмазы, технология которых была создана в 1970, производятся для промышленных целей.

Аллотропия.

Если структурные единицы вещества (атомы для одноатомных элементов или молекулы для полиатомных элементов и соединений) способны соединяться друг с другом в более чем одной кристаллической форме, это явление называется аллотропией. У углерода три аллотропические модификации – алмаз, графит и фуллерен. В алмазе каждый атом углерода имеет 4 тетраэдрически расположенных соседа, образуя кубическую структуру (рис. 1,а ). Такая структура отвечает максимальной ковалентности связи, и все 4 электрона каждого атома углерода образуют высокопрочные связи С–С, т.е. в структуре отсутствуют электроны проводимости. Поэтому алмаз отличается отсутствием проводимости, низкой теплопроводностью, высокой твердостью; он самый твердый из известных веществ (рис. 2). На разрыв связи С–С (длина связи 1,54 Å, отсюда ковалентный радиус 1,54/2 = 0,77 Å) в тетраэдрической структуре требуются большие затраты энергии, поэтому алмаз, наряду с исключительной твердостью, характеризуется высокой температурой плавления (3550° C).

Другой аллотропической формой углерода является графит, сильно отличающийся от алмаза по свойствам. Графит – мягкое черное вещество из легко слоящихся кристалликов, отличающееся хорошей электропроводностью (электрическое сопротивление 0,0014 Ом·см). Поэтому графит применяется в дуговых лампах и печах (рис. 3), в которых необходимо создавать высокие температуры. Графит высокой чистоты применяют в ядерных реакторах в качестве замедлителя нейтронов. Температура плавления его при повышенном давлении равна 3527° C. При обычном давлении графит сублимируется (переходит из твердого состояния в газ) при 3780° C.

Структура графита (рис. 1,б ) представляет собой систему конденсированных гексагональных колец с длиной связи 1,42 Å (значительно короче, чем в алмазе), но при этом каждый атом углерода имеет три (а не четыре, как в алмазе) ковалентные связи с тремя соседями, а четвертая связь (3,4 Å) слишком длинна для ковалентной связи и слабо связывает параллельно уложенные слои графита между собой. Именно четвертый электрон углерода определяет тепло- и электропроводность графита – эта более длинная и менее прочная связь формирует меньшую компактность графита, что отражается в меньшей твердости его в сравнении с алмазом (плотность графита 2,26 г/см 3 , алмаза – 3,51 г/см 3). По той же причине графит скользкий на ощупь и легко отделяет чешуйки вещества, что и используется для изготовления смазки и грифелей карандашей. Свинцовый блеск грифеля объясняется в основном наличием графита.

Волокна углерода имеют высокую прочность и могут использоваться для изготовления искусственного шелка или другой пряжи с высоким содержанием углерода.

При высоких давлении и температуре в присутствии катализатора, например железа, графит может превращаться в алмаз. Этот процесс реализован для промышленного получения искусственных алмазов. Кристаллы алмаза растут на поверхности катализатора. Равновесие графит алмаз существует при 15 000 атм и 300 K или при 4000 атм и 1500 K. Искусственные алмазы можно получать и из углеводородов.

К аморфным формам углерода, не образующим кристаллов, относят древесный уголь, получаемый нагревом дерева без доступа воздуха, ламповую и газовую сажу, образующуюся при низкотемпературном сжигании углеводородов при недостатке воздуха и конденсируемую на холодной поверхности, костяной уголь – примесь к фосфату кальция в процессе деструкции костной ткани, а также каменный уголь (природное вещество с примесями) и кокс, сухой остаток, получаемый при коксовании топлив методом сухой перегонки каменного угля или нефтяных остатков (битуминозных углей), т.е. нагреванием без доступа воздуха. Кокс применяется для выплавки чугуна, в черной и цветной металлургии. При коксовании образуются также газообразные продукты – коксовый газ (H 2 , CH 4 , CO и др.) и химические продукты, являющиеся сырьем для получения бензина, красок, удобрений, лекарственных препаратов, пластмасс и т.д. Схема основного аппарата для производства кокса – коксовой печи – приведена на рис. 3.

Различные виды угля и сажи отличаются развитой поверхностью и поэтому используются как адсорбенты для очистки газа, жидкостей, а также как катализаторы. Для получения различных форм углерода применяют специальные методы химической технологии. Искусственный графит получают прокаливанием антрацита или нефтяного кокса между углеродными электродами при 2260° С (процесс Ачесона) и используют в производстве смазочных материалов и электродов, в частности для электролитического получения металлов.

Строение атома углерода.

Ядро наиболее стабильного изотопа углерода массой 12 (распространенность 98,9%) имеет 6 протонов и 6 нейтронов (12 нуклонов), расположенных тремя квартетами, каждый содержит 2 протона и два нейтрона аналогично ядру гелия. Другой стабильный изотоп углерода – 13 C (ок. 1,1%), а в следовых количествах существует в природе нестабильный изотоп 14 C с периодом полураспада 5730 лет, обладающий b -излучением. В нормальном углеродном цикле живой материи участвуют все три изотопа в виде СO 2 . После смерти живого организма расход углерода прекращается и можно датировать С-содержащие объекты, измеряя уровень радиоактивности 14 С. Снижение b -излучения 14 CO 2 пропорционально времени, прошедшему с момента смерти. В 1960 У.Либби за исследования с радиоактивным углеродом был удостоен Нобелевской премии.

В основном состоянии 6 электронов углерода образуют электронную конфигурацию 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 0 . Четыре электрона второго уровня являются валентными, что соответствует положению углерода в IVA группе периодической системы (см . ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ) . Поскольку для отрыва электрона от атома в газовой фазе требуется большая энергия (ок. 1070 кДж/моль), углерод не образует ионные связи с другими элементами, так как для этого необходим был бы отрыв электрона с образованием положительного иона. Имея электроотрицательность, равную 2,5, углерод не проявляет и сильного сродства к электрону, соответственно не являясь активным акцептором электронов. Поэтому он не склонен к образованию частицы с отрицательным зарядом. Но с частично ионным характером связи некоторые соединения углерода существуют, например, карбиды. В соединениях углерод проявляет степень окисления 4. Чтобы четыре электрона смогли участвовать в образовании связей, необходимо распаривание 2s -электронов и перескок одного из этих электронов на 2p z -орбиталь; при этом образуются 4 тетраэдрические связи с углом между ними 109°. В соединениях валентные электроны углерода лишь частично оттянуты от него, поэтому углерод образует прочные ковалентные связи между соседними атомами типа С–С с помощью общей электронной пары. Энергия разрыва такой связи равна 335 кДж/моль, тогда как для связи Si–Si она составляет всего 210 кДж/моль, поэтому длинные цепочки –Si–Si– неустойчивы. Ковалентный характер связи сохраняется даже в соединениях высокореакционноспособных галогенов с углеродом, CF 4 и CCl 4 . Углеродные атомы способны предоставлять на образование связи более одного электрона от каждого атома углерода; так образуются двойная С=С и тройная СєС связи. Другие элементы также образуют связи между своими атомами, но только углерод способен образовывать длинные цепи. Поэтому для углерода известны тысячи соединений, называемых углеводородами, в которых углерод связан с водородом и другими углеродными атомами, образуя длинные цепи или кольцевые структуры. См . ХИМИЯ ОРГАНИЧЕСКАЯ.

В этих соединениях возможно замещение водорода на другие атомы, наиболее часто на кислород, азот и галогены с образованием множества органических соединений. Важное значение среди них занимают фторуглеводороды – углеводороды, в которых водород замещен на фтор. Такие соединения чрезвычайно инертны, и их используют как пластичные и смазочные материалы (фторуглероды, т.е. углеводороды, в которых все атомы водорода замещены на атомы фтора) и как низкотемпературные хладагенты (хладоны, или фреоны, – фторхлоруглеводороды).

В 1980-х годах физиками США был обнаружены очень интересные соединения углерода, в которых атомы углерода соединены в 5- или 6-угольники, образующие молекулу С 60 по форме полого шара, имеющего совершенную симметрию футбольного мяча. Поскольку такая конструкция лежит в основе «геодезического купола», изобретенного американским архитектором и инженером Бакминстером Фуллером, новый класс соединений был назван «бакминстерфуллеренами» или «фуллеренами» (а также более коротко – «фазиболами» или «бакиболами»). Фуллерены – третья модификация чистого углерода (кроме алмаза и графита), состоящая из 60 или 70 (и даже более) атомов, – была получена действием лазерного излучения на мельчайшие частички углерода. Фуллерены более сложной формы состоят из нескольких сотен атомов углерода. Диаметр молекулы С 60 ~ 1нм. В центре такой молекулы достаточно пространства для помещения большого атома урана.

Стандартная атомная масса.

В 1961 Международные союзы теоретической и прикладной химии (ИЮПАК) и по физике приняли за единицу атомной массы массу изотопа углерода 12 C, упразднив существовавшую до того кислородную шкалу атомных масс. Атомная масса углерода в этой системе равна 12,011, так как она является средней для трех природных изотопов углерода с учетом их распространенности в природе. См . АТОМНАЯ МАССА.

Химические свойства углерода и некоторых его соединений.

Некоторые физические и химические свойства углерода приведены в статье ЭЛЕМЕНТЫ ХИМИЧЕСКИЕ. Реакционная способность углерода зависит от его модификации, температуры и дисперсности. При низких температурах все формы углерода достаточно инертны, но при нагревании окисляются кислородом воздуха, образуя оксиды:

Мелкодисперсный углерод в избытке кислорода способен взрываться при нагревании или от искры. Кроме прямого окисления существуют более современные методы получения оксидов.

Субоксид углерода

C 3 O 2 образуется при дегидратации малоновой кислоты над P 4 O 10:

C 3 O 2 имеет неприятный запах, легко гидролизуется, вновь образуя малоновую кислоту.

Монооксид углерода(II) СО образуется при окислении любой модификации углерода в условиях недостатка кислорода. Реакция экзотермична, выделяется 111,6 кДж/моль. Кокс при температуре белого каления реагирует с водой: C + H 2 O = CO + H 2 ; образующаяся газовая смесь называется «водяной газ» и является газообразным топливом. СO образуется также при неполном сгорании нефтепродуктов, в заметных количествах содержится в автомобильных выхлопах, получается при термической диссоциации муравьиной кислоты:

Степень окисления углерода в СО равна +2, а поскольку углерод более устойчив в степени окисления +4, то СО легко окисляется кислородом до CO 2: CO + O 2 → CO 2 , эта реакция сильно экзотермична (283 кДж/моль). СО применяют в промышленности в смеси с H 2 и другими горючими газами в качестве топлива или газообразного восстановителя. При нагревании до 500° C CO в заметной степени образует С и CO 2 , но при 1000° C равновесие устанавливается при малых концентрациях СO 2 . CO реагирует с хлором, образуя фосген – COCl 2 , аналогично протекают реакции с другими галогенами, в реакции с серой получается сульфид карбонила COS, с металлами (M) СO образует карбонилы различного состава M(CO) x , являющиеся комплексными соединениями. Карбонил железа образуется при взаимодействии гемоглобина крови с CO, препятствуя реакции гемоглобина с кислородом, так как карбонил железа – более прочное соединение. В результате блокируется функция гемоглобина как переносчика кислорода к клеткам, которые при этом погибают (и в первую очередь поражаются клетки мозга). (Отсюда еще одно название СО – «угарный газ»). Уже 1% (об.) СO в воздухе опасен для человека, если он находится в такой атмосфере более 10 мин. Некоторые физические свойства СО приведены в таблице.

Диоксид углерода, или оксид углерода(IV) CO 2 образуется при сгорании элементного углерода в избытке кислорода c выделением тепла (395 кДж/моль). CO 2 (тривиальное название – «углекислый газ») образуется также при полном окислении СО, нефтепродуктов, бензина, масел и др. органических соединений. При растворении карбонатов в воде в результате гидролиза также выделяется СО 2:

Такой реакцией часто пользуются в лабораторной практике для получения CO 2 . Этот газ можно получить и при прокаливании бикарбонатов металлов:

при газофазном взаимодействии перегретого пара с СО:

при сжигании углеводородов и их кислородпроизводных, например:

Аналогично окисляются пищевые продукты в живом организме с выделением тепловой и других видов энергии. При этом окисление протекает в мягких условиях через промежуточные стадии, но конечные продукты те же – СO 2 и H 2 O, как, например, при разложении сахаров под действием ферментов, в частности при ферментации глюкозы:

Многотоннажное производство углекислого газа и оксидов металлов осуществляется в промышленности термическим разложением карбонатов:

CaO в больших количествах используется в технологии производства цемента. Термическая стабильность карбонатов и затраты теплоты на их разложение по этой схеме возрастают в ряду CaCO 3 (см. также ПОЖАРНАЯ ПРОФИЛАКТИКА И ПРОТИВОПОЖАРНАЯ ЗАЩИТА).

Электронное строение оксидов углерода.

Электронное строение любого оксида углерода можно описать тремя равновероятными схемами с различным расположением электронных пар – тремя резонансными формами:

Все оксиды углерода имеют линейное строение.

Угольная кислота.

При взаимодействии СO 2 с водой образуется угольная кислота H 2 CO 3 . В насыщенном растворе CO 2 (0,034 моль/л) только часть молекул образует H 2 CO 3 , а бóльшая часть CO 2 находится в гидратированном состоянии CO 2 ЧH 2 O.

Карбонаты.

Карбонаты образуются при взаимодействии оксидов металлов с CO 2 , например, Na 2 O + CO 2 Na 2 CO 3 .

За исключением карбонатов щелочных металлов, остальные практически нерастворимы в воде, а карбонат кальция частично растворим в угольной кислоте или растворе CO 2 в воде под давлением:

Эти процессы происходят в подземных водах, протекающих через пласт известняка. В условиях низкого давления и испарения из грунтовых вод, содержащих Ca(HCO 3) 2 , осаждается CaCO 3 . Так происходит рост сталактитов и сталагмитов в пещерах. Окраска этих интересных геологических образований объясняется присутствием в водах примесей ионов железа, меди, марганца и хрома. Углекислый газ реагирует с гидроксидами металлов и их растворами с образованием гидрокарбонатов, например:

CS 2 + 2Cl 2 ® CCl 4 + 2S

Тетрахлорид CCl 4 – негорючее вещество, используется в качестве растворителя в процессах сухой чистки, но не рекомендуется применять его как пламегаситель, так как при высокой температуре происходит образование ядовитого фосгена (газообразное отравляющее вещество). Сам ССl 4 также ядовит и при вдыхании в заметных количествах может вызвать отравление печени. СCl 4 образуется и по фотохимической реакции между метаном СH 4 и Сl 2 ; при этом возможно образование продуктов неполного хлорирования метана – CHCl 3 , CH 2 Cl 2 и CH 3 Cl. Аналогично протекают реакции и с другими галогенами.

Реакции графита.

Графит как модификация углерода, отличающаяся большими расстояниями между слоями гексагональных колец, вступает в необычные реакции, например, щелочные металлы, галогены и некоторые соли (FeCl 3) проникают между слоями, образуя соединения типа KC 8 , KC 16 (называемые соединениями внедрения, включения или клатратами). Сильные окислители типа KClO 3 в кислой среде (серной или азотной кислоты) образуют вещества с большим объемом кристаллической решетки (до 6 Å между слоями), что объясняется внедрением кислородных атомов и образованием соединений, на поверхности которых в результате окисления образуются карбоксильные группы (–СООН) – соединения типа оксидированного графита или меллитовой (бензолгексакарбоновой) кислоты С 6 (COOH) 6 . В этих соединениях отношение С:O может изменяться от 6:1 до 6:2,5.

Карбиды.

Углерод образует с металлами, бором и кремнием разнообразные соединения, называемые карбидами. Наиболее активные металлы (IA–IIIA подгрупп) образуют солеподобные карбиды, например Na 2 C 2 , CaC 2 , Mg 4 C 3 , Al 4 C 3 . В промышленности карбид кальция получают из кокса и известняка по следующим реакциям:

Карбиды неэлектропроводны, почти бесцветны, гидролизуются с образованием углеводородов, например

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

Образующийся по реакции ацетилен C 2 H 2 служит исходным сырьем в производстве многих органических веществ. Этот процесс интересен, так как он представляет переход от сырья неорганической природы к синтезу органических соединений. Карбиды, образующие при гидролизе ацетилен, называются ацетиленидами. В карбидах кремния и бора (SiC и B 4 C) связь между атомами ковалентная. Переходные металлы (элементы B-подгрупп) при нагревании с углеродом тоже образуют карбиды переменного состава в трещинах на поверхности металла; связь в них близка к металлической. Некоторые карбиды такого типа, например WC, W 2 C, TiC и SiC, отличаются высокой твердостью и тугоплавкостью, обладают хорошей электропроводностью. Например, NbC, TaC и HfC – наиболее тугоплавкие вещества (т.пл. = 4000–4200° С), карбид диниобия Nb 2 C – сверхпроводник при 9,18 К, TiC и W 2 C по твердости близки алмазу, а твердость B 4 C (структурного аналога алмаза) составляет 9,5 по шкале Мооса (см . рис. 2). Инертные карбиды образуются, если радиус переходного металла

Азотпроизводные углерода.

К этой группе относится мочевина NH 2 CONH 2 – азотное удобрение, применяемое в виде раствора. Мочевину получают из NH 3 и CO 2 при нагревании под давлением:

Дициан (CN) 2 по многим свойствам подобен галогенам и его часто называют псевдогалоген. Дициан получают мягким окислением цианид-иона кислородом, пероксидом водорода или ионом Cu 2+ : 2CN – ® (CN) 2 + 2e.

Цианид-ион, являясь донором электронов, легко образует комплексные соединения с ионами переходных металлов. Подобно СО, цианид-ион является ядом, связывая жизненно важные соединения железа в живом организме. Цианидные комплексные ионы имеют общую формулу –0,5x , где х – координационное число металла (комплексообразователя), эмпирически равно удвоенному значению степени окисления иона металла. Примерами таких комплексных ионов являются (строение некоторых ионов приведено ниже) тетрацианоникелат(II)-ион 2– , гексацианоферрат(III) 3– , дицианоаргентат – :

Карбонилы.

Монооксид углерода способен непосредственно реагировать со многими металлами или ионами металлов, образуя комплексные соединения, называемые карбонилами, например Ni(CO) 4 , Fe(CO) 5 , Fe 2 (CO) 9 , 3 , Mo(CO) 6 , 2 . Связь в этих соединениях аналогична связи в описанных выше цианокомплексах. Ni(CO) 4 – летучее вещество, используется для отделения никеля от других металлов. Ухудшение структуры чугуна и стали в конструкциях часто связано с образованием карбонилов. Водород может входить в состав карбонилов, образуя карбонилгидриды, такие, как H 2 Fe(CO) 4 и HCo(CO) 4 , проявляющие кислотные свойства и реагирующие со щелочью:

H 2 Fe(CO) 4 + NaOH → NaHFe(CO) 4 + H 2 O

Известны также карбонилгалогениды, например Fe(CO)X 2 , Fe(CO) 2 X 2 , Co(CO)I 2 , Pt(CO)Cl 2 , где Х – любой галоген .

Углеводороды.

Известно огромное количество соединений углерода с водородом

Обозначение - C (Carbon);
Период - II;
Группа - 14 (IVa);
Атомная масса - 12,011;
Атомный номер - 6;
Радиус атома = 77 пм;
Ковалентный радиус = 77 пм;
Распределение электронов - 1s 2 2s 2 2p 2 ;
t плавления = 3550°C;
t кипения = 4827°C;
Электроотрицательность (по Полингу/по Алпреду и Рохову) = 2,55/2,50;
Степень окисления: +4, +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3, -4;
Плотность (н. у.) = 2,25 г/см 3 (графит);
Молярный объем = 5,3 см 3 /моль.

Соединения углерода:

Углерод в виде древесного угля известен человеку с незапамятных времен, поэтому, о дате его открытия говорить не имеет смысла. Собственно свое название "углерод" получил в 1787 году, когда была опубликована книга "Метод химической номенклатуры", в которой вместо французского названия «чистый уголь» (charbone pur) появился термин «углерод» (carbone).

Углерод обладает уникальной способностью образовывать полимерные цепочки неограниченной длины, порождая тем самым огромный класс соединений, изучением которых занимается отдельный раздел химии - органическая химия. Органические соединения углерода лежат в основе земной жизни, поэтому, о важности углерода, как химического элемента, говорить не имеет смысла - он основа жизни на Земле.

Сейчас рассмотрим углерод с точки зрения неорганической химии.

Рис. Строение атома углерода .

Электронная конфигурация углерода - 1s 2 2s 2 2p 2 (см. Электронная структура атомов). На внешнем энергетическом уровне у углерода находятся 4 электрона: 2 спаренных на s-подуровне + 2 неспаренных на p-орбиталях. При переходе атома углерода в возбужденное состояние (требует энергетических затрат) один электрон с s-подуровня "покидает" свою пару и переходит на p-подуровень, где имеется одна свободная орбиталь. Т. о., в возбужденном состоянии электронная конфигурация атома углерода приобретает следующий вид: 1s 2 2s 1 2p 3 .

Рис. Переход атома углерода в возбужденное состояние.

Такая "рокировка" существенно расширяет валентные возможности атомов углерода, которые могут принимать степень окисления от +4 (в соединениях с активными неметаллами) до -4 (в соединениях с металлами).

В невозбужденном состоянии атом углерода в соединениях имеет валентность 2, например, CO(II), а в возбужденном - 4: CO 2 (IV).

"Уникальность" атома углерода заключается в том, что на его внешнем энергетическом уровне находятся 4 электрона, поэтому, для завершения уровня (к чему, собственно, стремятся атомы любого химического элемента) он может с одинаковым "успехом", как отдавать, так и присоединять электроны с образованием ковалентных связей (см. Ковалентная связь).

Углерод, как простое вещество

Как простое вещество углерод может находиться в виде нескольких аллотропных модификаций:

Алмаз
Графит
Фуллерен
Карбин

Алмаз

Рис. Кристаллическая решетка алмаза.

Свойства алмаза :

бесцветное кристаллическое вещество;
самое твердое вещество в природе;
обладает сильным преломляющим эффектом;
плохо проводит тепло и электричество.

Рис. Тетраэдр алмаза.

Исключительная твердость алмаза объясняется строением его кристаллической решетки, которая имеет форму тетраэдра - в центре тетраэдра находится атом углерода, который связан равноценно прочными связями с четырьмя соседними атомами, образующими вершины тетраэдра (см. рисунок выше). Такая "конструкция" в свою очередь связана с соседними тетраэдрами.

Графит

Рис. Кристаллическая решетка графита.

Свойства графита:

мягкое кристаллическое вещество серого цвета слоистой структуры;
обладает металлическим блеском;
хорошо проводит электричество.

В графите атомы углерода образуют правильные шестиугольники, лежащие в одной плоскости, организованные в бесконечные слои.

В графите химические связи между соседними атомами углерода образованы за счет трех валентных электронов каждого атома (изображены синим цветом на рисунке ниже), при этом четвертый электрон (изображен красным цветом) каждого атома углерода, расположенный на p-орбитали, лежащей перпендикулярно плоскости слоя графита, не участвует в образовании ковалентных связей в плоскости слоя. Его "предназначение" заключается в другом - взаимодействуя со своим "собратом", лежащим в соседнем слое, он обеспечивает связь между слоями графита, а высокая подвижность p-электронов обусловливает хорошую электропроводность графита.

Рис. Распределение орбиталей атома углерода в графите.

Фуллерен

Рис. Кристаллическая решетка фуллерена.

Свойства фуллерена:

молекула фуллерена представляет собой совокупность атомов углерода, замкнутых в полые сферы типа футбольного мяча;
это мелкокристаллическое вещество желто-оранжевого цвета;
температура плавления = 500-600°C;
полупроводник;
входит в состав минерала шунгита.

Карбин

Свойства карбина:

инертное вещество черного цвета;
состоит из полимерных линейных молекул, в которых атомы связаны чередующимися одинарными и тройными связями;
полупроводник.

Химические свойства углерода

При нормальных условиях углерод является инертным веществом, но при нагревании может реагировать с разнообразными простыми и сложными веществами.

Выше уже было сказано, что на внешнем энергетическом уровне углерода находится 4 электрона (ни туда, ни сюда), поэтому углерод может, как отдавать электроны, так и принимать их, проявляя в одних соединениях восстановительные свойства, а в других - окислительные.

Углерод является восстановителем в реакциях с кислородом и другими элементами, имеющими более высокую электроотрицательность (см. таблицу электроотрицательности элементов):

при нагревании на воздухе горит (при избытке кислорода с образованием углекислого газа; при его недостатке - оксида углерода(II)):
C + O 2 = CO 2 ;
2C + O 2 = 2CO.
реагирует при высоких температурах с парами серы, легко взаимодействует с хлором, фтором:
C + 2S = CS 2
C + 2Cl 2 = CCl 4
2F 2 + C = CF 4
при нагревании восстанавливает из оксидов многие металлы и неметаллы:
C 0 + Cu +2 O = Cu 0 + C +2 O;
C 0 +C +4 O 2 = 2C +2 O
при температуре 1000°C реагирует с водой (процесс газификации), с образованием водяного газа:
C + H 2 O = CO + H 2 ;

Углерод проявляет окислительные свойства в реакциях с металлами и водородом:

реагирует с металлами с образованием карбидов:
Ca + 2C = CaC 2
взаимодействуя с водородом, углерод образует метан:
C + 2H 2 = CH 4

Углерод получают термическим разложением его соединений или пиролизом метана (при высокой температуре):
CH 4 = C + 2H 2 .

Применение углерода

Соединения углерода нашли самое широкое применение в народном хозяйстве, перечислить все их не представляется возможным, укажем только некоторые:

графит применяется для изготовления грифелей карандашей, электродов, плавильных тиглей, как замедлитель нейтронов в ядерных реакторах, как смазочный материал;
алмазы применяются в ювелирном деле, в качестве режущего инструмента, в буровом оборудовании, как абразивный материал;
в качестве восстановителя углерод используют для получения некоторых металлов и неметаллов (железа, кремния);
углерод составляет основную массу активированного угля, который нашел широчайшее применение, как в быту (например, в качестве адсорбента для очистки воздуха и растворов), так и в медицине (таблетки активированного угля) и в промышленности (в качестве носителя для каталитических добавок, катализатора полимеризации и проч.).

Кратко рассказать о том, что такое углерод, невозможно. Ведь он - основа жизни. Данный элемент имеется во всех органических соединениях, и только он может формировать молекулы ДНК из миллионов атомов. Его свойства многочисленны, так что о нем стоит рассказать поподробней.

Формула, обозначения, особенности

Данный элемент, находящийся в таблице под порядковым номером шесть, обозначается символом «С». Электронная структурная формула углерода выглядит следующим образом: 1s 2 2s 2 2p 2 . Его масса - 12,0107 а.е.м. У этого вещества имеется:

Два неспаренных электрона в основном состоянии. Проявляет валентность II.
Четыре неспаренных электрона в возбужденном состоянии. Проявляет валентность IV.

Следует отметить, что определенная масса углерода содержится в земной коре. 0,023%, если быть точнее. Главным образом он накапливается в верхней части, в биосфере. Большая часть массы углерода литосферы накапливается в доломитах и известняках, в виде карбонатов.

Физические характеристики

Итак, что такое углерод? Это вещество, которое существует в огромном множестве аллотропных модификаций, и их физические свойства перечислять можно долго. А разнообразие веществ обуславливается способностью углерода к образованию химических связей отличающихся типов.

Что касательно свойств углерода, как простого вещества? Их можно обобщить следующим образом:

При нормальных условиях плотность составляет 2,25 г/см³.
Температура кипения равна 3506,85 °C.
Молярная теплоемкость - 8,54 Дж/(K.моль).
Критическая температура фазового перехода (когда газ не конденсируется ни при каком давлении) - 4130 К, 12 МПа.
Молярный объем 5,3 см³/моль.

Также стоит перечислить углеродные модификации.

Из кристаллических веществ самыми известными являются: алмаз, карбин, графит, наноалмаз, фуллерит, лонсдейлит, фуллерен, а также углеродные волокна.

К аморфным образованиям относится: древесный, ископаемый и активированный уголь, антрацит, кокс, стеклоуглерод, сажа, техуглерод и нанопена.

Но ничто из перечисленного не является чистой аллотропной формой обсуждаемого вещества. Это лишь химические соединения, в которых углерод содержится в высокой концентрации.

Структура

Интересно, что электронные орбитали атома углерода не одинаковы. Они имеют разную геометрию. Все зависит от степени гибридизации. Есть три наиболее часто встречающиеся геометрии:

Тетраэдрическая . Она образуется, когда происходит смешение трех р- и одного s-электронов. Такая геометрия атома углерода наблюдается у лонсдейлита и алмаза. Аналогичную структуру имеет метан и прочие углеводороды.
Тригональная . Данную геометрию образует смешение двух р- и одной s-электронной орбитали. Еще один р-элемент не принимает участия в гибридизации, но он задействован при образовании π-связи с прочими атомами. Эта структура свойственна фенолу, графиту и прочим модификациям.
Дигональная . Эта структура образуется вследствие смешения s- и р-электронов (по одному). Интересно, что выглядят электронные облака, как несимметричные гантели. Вытянуты они вдоль оного направления. Еще два р-электрона образуют пресловутые π-связи. Данная геометрия характерна для карбина.

Не так давно, в 2010 году, ученые из университета, который находится в Ноттингеме, открыли соединение, в котором сразу четыре атома оказались в одной плоскости. Его название - мономерный дилитио метандий.

Молекулы

О них стоит сказать в отдельности. Атомы обсуждаемого вещества могут соединяться, вследствие чего образуются сложные молекулы углерода. От насыщенных Na, С 2 и Н 2 , между которыми слишком слабое притяжение, их отличает склонность конденсироваться в твердое состояние. Молекулы углерода могут оставаться в газообразном состоянии, только если поддерживать высокую температуру. Иначе вещество мгновенно затвердеет.

Некоторое время тому назад в США, в Берклеевской национальной лаборатории, была синтезирована новая форма твердого углерода. Это - С36. И его молекулу образует 36 углеродных атомов. Вещество образуется вместе с фуллеренами С60. Происходит это между двумя электродами графита, в условиях пламени дугового разряда. Ученые предполагают, что молекулы нового вещества обладают интересными химико-электрическими свойствами, которые пока не изучены.

Графит

Теперь можно более подробно рассказать о самых известных модификациях такого вещества, как углерод.

Графит - это самородный минерал со слоистой структурой. Вот его особенности:

Он отлично проводит ток.
Является относительно мягким веществом из-за своей низкой твердости.
При нагревании в отсутствие воздуха проявляет устойчивость.
Не плавится.
На ощупь жирный, скользкий.
В природном графите содержится 10-12% примесей. Как правило, это окислы железа и глины.

Если говорить о химических свойствах, то стоит отметить, что с солями и щелочными металлами это вещество образует так называемые соединения включения. Еще графит при высокой температуре реагирует с кислородом, сгорая до углекислого газа. Но вот контакт с неокисляющими кислотами никакого результата за собой не влечет - это вещество в них просто не растворяется.

Применяют графит в самых разных сферах. Его используют при изготовлении футеровочных плит и плавильных тиглей, в производстве нагревательных элементов и электродов. Без участия графита невозможно получить синтетические алмазы. Также он играет роль замедлителя нейтронов в ядерных реакторах. И, конечно же, из него делают стержни для карандашей, мешая с каолином. И это лишь часть сфер, где он используется.

Алмаз

Это метастабильный минерал, который может существовать неограниченное количество времени, что в некоторой степени обусловлено прочностью и плотностью углерода. Алмаз является самым твердым веществом по шкале Мооса, он легко разрезает стекло.

У него высокая теплопроводность, дисперсия, показатель преломления. Он износостойкий, а чтобы заставить его плавиться, нужна температура в 4000 °C и давление около 11 ГПа. Его особенность - люминесценция, способность светиться разными цветами.

Это редкое, хоть и распространенное вещество. Возраст минералов, согласно данным определенных исследований, может колебаться от 100 миллионов до 2,5 миллиарда лет. Обнаружены алмазы внеземного происхождения, возможно, даже досолнечного.

Этот минерал нашел свое применение в ювелирном деле. Ограненный алмаз, именуемый бриллиантом, стоит дорого, но статус драгоценности и красота сделали его еще более популярным. Кстати, также это вещество используют при изготовлении резцов, сверл, ножей и т. д. Благодаря своей исключительной твердости, минерал применяют во многих производствах.

Карбин

В продолжение темы о том, что такое углерод, нужно пару слов сказать и о такой его модификации, как карбин. Он выглядит как черный мелкокристаллический порошок, обладает полупроводниковыми свойствами. Получен искусственным образом в начале 60-х годов советскими учеными.

Особенность данного вещества заключается в увеличивающейся под световым воздействием проводимости. Именно поэтому его стали применять в фотоэлементах.

Графен

Это первый в мире двумерный кристалл. У данной модификации большая механическая жесткость, чем у графита, и рекордно высокая теплопроводность, составляющая ~5.10 3 Вт.м −1 .К−. У носителей заряда графена высокая подвижность, именно поэтому вещество имеет перспективы в плане его использования в разных приложениях. Считается, что он может стать будущей основой наноэлектроники и даже заменить кремний в интегральных микросхемах.

Графен получают искусственно, в научных лабораториях. Для этого приходится прибегать к механическому отщеплению графитовых слоев от высокоориентированного вещества. Так получают образцы высокого качества с необходимой подвижностью носителей.

Его свойства изучены не полностью, но кое-что интересное ученые уже успели отметить. Например, в графене нет вингеровской кристаллизации. А в двойном слое вещества поведение электронов напоминает то, которое свойственно жидким кристаллам. Если соблюсти параметры скалывания на кристалле, удастся получить графеновую коробчатую наноструктуру.

Токсичность

Эту тему стоит отметить в заключение рассказа о том, что такое углерод. Дело в том, что это вещество выделяется в атмосферу вместе с выхлопными газами автомобилей. А еще при сжигании угля, подземной газификации и во многих других процессах.

Повышенное содержание этого вещества в воздухе приводит к увеличению численности заболеваний. В частности, это касается легких и верхних дыхательных путей. А токсическое действие обусловлено взаимодействием радиационного характера с β-частицами, которое ведет к тому, что химический состав молекулы меняется и свойства вещества - тоже.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Углерод - шестой элемент Периодической таблицы. Обозначение - С от латинского «carboneum». Расположен во втором периоде, IVА группе. Относится к неметаллам. Заряд ядра равен 6.

Углерод находится в природе как в свободном состоянии, так и в виде многочисленных соединений. Свободный углерод встречается в виде алмаза и графита. Кроме ископаемого угля, в недрах Земли находятся большие скопления нефти. В земной коре встречаются в огромных количествах соли угольной кислоты, особенно карбонат кальция. В воздухе всегда имеется диоксид углерода. Наконец, растительные и животные организмы состоят из веществ, в образовании которых участие принимает углерод. Таким образом, этот элемент - один из распространенных на Земле, хотя общее его содержание в земной коре составляет всего около 0,1% (масс.).

Атомная и молекулярная масса углерода

Относительной молекулярная масса вещества (M r) - это число, показывающее, во сколько раз масса данной молекулы больше 1/12 массы атома углерода, а относительная атомная масса элемента (A r) — во сколько раз средняя масса атомов химического элемента больше 1/12 массы атома углерода.

Поскольку в свободном состоянии углерод существует в виде одноатомных молекул С, значения его атомной и молекулярной масс совпадают. Они равны 12,0064.

Аллотропия и аллотропные модификации углерода

В свободном состоянии углерод существует в виде алмаза, кристаллизующегося в кубической и гексагональной (лонсдейлит) системе, и графита, принадлежащего к гексагональной системе (рис. 1). Такие формы углерода, как древесный уголь, кокс или сажа имеют неупорядоченную структуру. Также есть аллотропные модификации, полученные синтетическим путем - это карбин и поликумулен - разновидности углерода, построенные из линейных цепных полимеров типа -C= C- или = C = C= .

Рис. 1. Аллотропные модификации углерода.

Известны также аллотропные модификации углерода, имеющие следующие названия: графен, фуллерен, нанотрубки, нановолокна, астрален, стеклоуглерож, колоссальные нанотрубки; аморфный углерод, углеродные нанопочки и углеродная нанопена.

Изотопы углерода

В природе углерод существует в виде двух стабильных изотопов 12 С (98,98%) и 13 С (1,07%). Их массовые числа равны 12 и 13 соответственно. Ядро атома изотопа углерода 12 С содержит шесть протонов и шесть нейтронов, а изотопа 13 С - такое же количество протонов и пять нейтронов.

Существует один искусственный (радиоактивный) изотоп углерода 14 Сс периодом полураспада равным 5730 лет.

Ионы углерода

На внешнем энергетическом уровне атома углерода имеется четыре электрона, которые являются валентными:

1s 2 2s 2 2p 2 .

В результате химического взаимодействия углерод может терять свои валентные электроны, т.е. являться их донором, и превращаться в положительно заряженные ионы или принимать электроны другого атома, т.е. являться их акцептором, и превращаться в отрицательно заряженные ионы:

С 0 -2e → С 2+ ;

С 0 -4e → С 4+ ;

С 0 +4e → С 4- .

Молекула и атом углерода

В свободном состоянии углерод существует в виде одноатомных молекул С. Приведем некоторые свойства, характеризующие атом и молекулу углерода:

Сплавы углерода

Наиболее известные сплавы углерода во всем мире - это сталь и чугун. Сталь - это сплав железа с углеродом, содержание углерода в котором не превышает 2%. В чугуне (тоже сплав железа с углеродом) содержание углерода выше - от 2-х до 4%.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание

Какой объем оксида углерода (IV) выделится (н.у.) при обжиге 500 г известняка, содержащего 0,1 массовую долю примесей.

Решение

Запишем уравнение реакции обжига известняка:

CaCO 3 = CaO + CO 2 -.

Найдем массу чистого известняка. Для этого сначала определим его массовую долю без примесей:

w clear (CaCO 3) = 1 — w impurity = 1 - 0,1 = 0,9.

m clear (CaCO 3) = m(CaCO 3) ×w clear (CaCO 3);

m clear (CaCO 3) = 500 ×0,9 = 450 г.

Рассчитаем количество вещества известняка:

n(CaCO 3) = m clear (CaCO 3) / M(CaCO 3);

n(CaCO 3) = 450 / 100 = 4,5 моль.

Согласно уравнению реакции n(CaCO 3) :n(CO 2) = 1:1, значит

n(CaCO 3) = n(CO 2) = 4,5 моль.

Тогда, объем выделившегося оксида углерода (IV) будет равен:

V(CO 2) = n(CO 2) ×V m ;

V(CO 2) = 4,5 × 22,4 = 100,8 л.

Ответ

100,8 л

ПРИМЕР 2

Задание

Сколько потребуется раствора, содержащего 0,05 массовых долей, или 5% хлороводорода, для нейтрализации 11,2 г карбоната кальция?

Решение

Запишем уравнение реакции нейтрализации карбоната кальция хлороводородом:

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

Найдем количество вещества карбоната кальция:

M(CaCO 3) = A r (Ca) + A r (C) + 3×A r (O);

M(CaCO 3) = 40 + 12 + 3×16 = 52 + 48 = 100 г/моль.

n(CaCO 3) = m (CaCO 3) / M(CaCO 3);

n(CaCO 3) = 11,2 / 100 = 0,112 моль.

Согласно уравнению реакции n(CaCO 3) :n(HCl) = 1:2, значит

n(HCl) = 2 ×n(CaCO 3) = 2 ×0,224 моль.

Определим массу вещества хлороводорода, содержащуюся в растворе:

M(HCl) = A r (H) + A r (Cl) = 1 + 35,5 = 36,5 г/моль.

m(HCl) = n(HCl) ×M(HCl) = 0,224 × 36,5 = 8,176 г.

Рассчитаем массу раствора хлороводорода:

m solution (HCl) = m(HCl)× 100 / w(HCl);

m solution (HCl) = 8,176 × 100 / 5 = 163,52 г.

Ответ

163,52 г

МОУ «Никифоровская средняя общеобразовательная школа №1»

Углерод и его основные неорганические соединения

Реферат

Выполнил: ученик 9В класса

Сидоров Александр

Учитель: Сахарова Л.Н.

Дмитриевка 2009

Введение

Глава I. Всё об углероде

1.1. Углерод в природе

1.2. Аллотропные модификации углерода

1.3. Химические свойства углерода

1.4. Применение углерода

Глава II. Неорганические соединения углерода

Заключение

Литература

Введение

Углерод (лат. Carboneum) С – химический элемент IV группы периодической системы Менделеева: атомный номер 6, атомная масса 12,011(1). Рассмотрим строение атома углерода. На наружном энергетическом уровне атома углерода находятся четыре электрона. Изобразим графически:

Углерод был известен с глубокой древности, и имя первооткрывателя этого элемента неизвестно.

В конце XVII в. флорентийские ученые Аверани и Тарджони пытались сплавить несколько мелких алмазов в один крупный и нагрели их с помощью зажигательного стекла солнечными лучами. Алмазы исчезли, сгорев на воздухе. В 1772 г. французский химик А. Лавуазье показал, что при сгорании алмаза образуется СО 2 . Лишь в 1797 г. английский ученый С. Теннант доказал идентичность природы графита и угля. После сгорания равных количеств угля и алмаза объемы оксида углерода (IV) оказались одинаковыми.

Многообразие соединений углерода, объясняющееся способностью его атомов соединяться друг с другом и атомами других элементов различными способами, обуславливает особое положение углерода среди других элементов.

Глава I . Всё об углероде

1.1. Углерод в природе

Углерод находится в природе, как в свободном состоянии, так и в виде соединений.

Свободный углерод встречается в виде алмаза, графита и карбина.

Алмазы очень редки. Самый большой из известных алмазов – «Куллинан» был найден в 1905 г. в Южной Африке, весил 621,2 г и имел размеры 10×6,5×5 см. В Алмазном фонде в Москве хранится один из самых больших и красивых алмазов в мире – «Орлов» (37,92 г).

Свое название алмаз получил от греч. «адамас» – непобедимый, несокрушимый. Самые значительные месторождения алмазов находятся в Южной Африке, Бразилии, в Якутии.

Крупные залежи графита находятся в ФРГ, в Шри-Ланке, в Сибири, на Алтае.

Главными углеродсодержащими минералами являются: магнезит МgСО 3 , кальцит (известковый шпат, известняк, мрамор, мел) СаСО 3 , доломит СаМg(СО 3) 2 и др.

Все горючие ископаемые – нефть, газ, торф, каменные и бурые угли, сланцы – построены на углеродной основе. Близки по составу к углероду некоторые ископаемые угли, содержащие до 99% С.

На долю углерода приходится 0,1% земной коры.

В виде оксида углерода (IV) СО 2 углерод входит в состав атмосферы. В гидросфере растворено большое количество СО 2 .

1.2. Аллотропные модификации углерода

Элементарный углерод образует три аллотропные модификации: алмаз, графит, карбин.

1. Алмаз – бесцветное, прозрачное кристаллическое вещество, чрезвычайно сильно преломляющее лучи света. Атомы углерода в алмазе находятся в состоянии sр 3 -гибридизации. В возбуждённом состоянии происходит распаривание валентных электронов в атомах углерода и образование четырёх неспаренных электронов. При образовании химических связей электронные облака приобретают одинаковую вытянутую форму и располагаются в пространстве так, что их оси оказываются направленными к вершинам тетраэдра. При перекрывании вершин этих облаков с облаками других атомов углерода возникают ковалентные связи под углом 109°28", и образуется атомная кристаллическая решетка, характерная для алмаза.

Каждый атом углерода в алмазе окружён четырьмя другими, расположенными от него в направлениях от центра тетраэдров к вершинам. Расстояние между атомами в тетраэдрах равно 0,154 нм. Прочность всех связей одинакова. Таким образом, атомы в алмазе «упакованы» очень плотно. При 20°С плотность алмаза составляет 3,515 г/см 3 . Этим объясняется его исключительная твердость. Алмаз плохо проводит электрический ток.

В 1961 г. в Советском Союзе было начато промышленное производство синтетических алмазов из графита.

При промышленном синтезе алмазов используются давления в тысячи МПа и температуры от 1500 до 3000°С. Процесс ведут в присутствии катализаторов, которыми могут служить некоторые металлы, например Ni. Основная масса образующихся алмазов – небольшие кристаллы и алмазная пыль.

Алмаз при нагревании без доступа воздуха выше 1000°С превращается в графит. При 1750°С превращение алмаза в графит происходит быстро.

Структура алмаза

2. Графит – серо-чёрное кристаллическое вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь, по твердости уступающее даже бумаге.

Атомы углерода в кристаллах графита находятся в состоянии sр 2 -гибридизации: каждый из них образует три ковалентные σ-связи с соседними атомами. Углы между направлениями связей равны 120°. В результате образуется сетка, составленная из правильных шестиугольников. Расстояние между соседними ядрами атомов углерода внутри слоя составляет 0,142 нм. Четвёртый электрон внешнего слоя каждого атома углерода в графите занимает р-орбиталь, не участвующую в гибридизации.

Негибридные электронные облака атомов углерода ориентированы перпендикулярно плоскости слоя, и перекрываясь друг с другом, образуют делокализованные σ-связи. Соседние слои в кристалле графита находятся друг от друга на расстоянии 0,335 нм и слабо связаны между собой, в основном силами Ван-дер-Ваальса. Поэтому графит имеет низкую механическую прочность и легко расщепляется на чешуйки, которые сами по себе очень прочны. Связь между слоями атомов углерода в графите частично имеет металлический характер. Этим объясняется тот факт, что графит хорошо проводит электрический ток, но все, же не так хорошо, как металлы.

Структура графита

Физические свойства в графите сильно различаются по направлениям – перпендикулярному и параллельному слоям атомов углерода.

При нагревании без доступа воздуха графит не претерпевает никаких изменений до 3700°С. При указанной температуре он возгоняется, не плавясь.

Искусственный графит получают из лучших сортов каменного угля при 3000°С в электрических печах без доступа воздуха.

Графит термодинамически устойчив в широком интервале температур и давлений, поэтому он принимается в качестве стандартного состояния углерода. Плотность графита составляет 2,265 г/см 3 .

3. Карбин – мелкокристаллический порошок чёрного цвета. В его кристаллической структуре атомы углерода соединены чередующимися одинарными и тройными связями в линейные цепочки:

−С≡С−С≡С−С≡С−

Это вещество впервые получено В.В. Коршаком, А.М. Сладковым, В.И. Касаточкиным, Ю.П. Кудрявцевым в начале 60-х годов XX века.

Впоследствии было показано, что карбин может существовать в разных формах и содержит как полиацетиленовые, так и поликумуленовые цепочки, в которых углеродные атомы связаны двойными связями:

С=С=С=С=С=С=

Позднее карбин был найден в природе – в метеоритном веществе.

Карбин обладает полупроводниковыми свойствами, под действием света его проводимость сильно увеличивается. За счёт существования разных типов связи и разных способов укладки цепей из углеродных атомов в кристаллической решетке физические свойства карбина могут меняться в широких пределах. При нагревании без доступа воздуха выше 2000°С карбин устойчив, при температурах около 2300°С наблюдается его переход в графит.

Природный углерод состоит из двух изотопов (98,892%) и (1,108%). Кроме того, в атмосфере обнаружены незначительные примеси радиоактивного изотопа , который получают искусственным путём.

Раньше считали, что древесный уголь, сажа и кокс близки по составу чистому углероду и отличающиеся по свойствам от алмаза и графита, представляют самостоятельную аллотропную модификацию углерода («аморфный углерод»). Однако было установлено, что эти вещества состоят из мельчайших кристаллических частиц, в которых атомы углерода связаны так же, как в графите.

4. Уголь – тонко измельчённый графит. Образуется при термическом разложении углеродсодержащих соединений без доступа воздуха. Угли существенно различаются по свойствам в зависимости от вещества, из которого они получены и способа получения. Они всегда содержат примеси, влияющие на их свойства. Наиболее важные сорта угля – кокс, древесный уголь, сажа.

Кокс получается при нагревании каменного угля без доступа воздуха.

Древесный уголь образуется при нагревании дерева без доступа воздуха.

Сажа – очень мелкий графитовый кристаллический порошок. Образуется при сжигании углеводородов (природного газа, ацетилена, скипидара и др.) при ограниченном доступе воздуха.

Активные угли - пористые промышленные адсорбенты, состоящие в основном из углерода. Адсорбцией называют поглощение поверхностью твёрдых веществ газов и растворённых веществ. Активные угли получают из твердого топлива (торфа, бурого и каменного угля, антрацита), дерева и продуктов его переработки (древесного угля, опилок, отходов бумажного производства), отходов кожевенной промышленности, материалов животного происхождения, например костей. Угли, отличающиеся высокой механической прочностью, производят из скорлупы кокосовых и других орехов, из косточек плодов. Структура углей представлена порами всех размеров, однако адсорбционная ёмкость и скорость адсорбции определяются содержанием микропор в единице массы или объёма гранул. При производстве активного угля вначале исходный материал подвергают термической обработке без доступа воздуха, в результате которой из него удаляется влага и частично смолы. При этом образуется крупнопористая структура угля. Для получения микропористой структуры активацию производят либо окислением газом или паром, либо обработкой химическими реагентами.

1.3. Химические свойства углерода

При обычных температурах алмаз, графит, уголь химически инертны, но при высоких температурах активность их увеличивается. Как и следует из строения основных форм углерода, уголь вступает в реакции легче, чем графит и тем более алмаз. Графит не только более реакционноспособен, чем алмаз, но и, реагируя с некоторыми веществами, может образовывать такие продукты, каких не образует алмаз.

1. В качестве окислителя углерод реагирует с некоторыми металлами при высоких температурах, образуя карбиды:

ЗС + 4Аl = Аl 4 С 3 (карбид алюминия).

2. С водородом уголь и графит образуют углеводороды. Простейший представитель – метан СН 4 – может быть получен в присутствии катализатора Ni при высокой температуре (600-1000°С):

С + 2Н 2 СН 4 .

3. При взаимодействии с кислородом углерод проявляет восстановительные свойства. При полном сгорании углерода любой аллотропной модификации образуется оксид углерода (IV):

С + О 2 = СО 2 .

При неполном сгорании образуется оксид углерода (II) СО:

С + О 2 = 2СО.

Обе реакции экзотермичны.

4. Особенно ярко восстановительные свойства угля проявляются при взаимодействии с оксидами металлов (цинка, меди, свинца и др.), например:

С + 2CuO = СО 2 + 2Cu,

С + 2ZnO = СО 2 + 2Zn.

На этих реакциях основан важнейший процесс металлургии – выплавка металлов из руд.

В иных случаях, например при взаимодействии с оксидом кальция, образуются карбиды:

СаО + ЗС = СаС 2 + СО.

5. Уголь окисляется горячими концентрированными серной и азотной кислотами:

С + 2Н 2 SO 4 = СO 2 + 2SO 2 + 2Н 2 О,

ЗС + 4НNО 3 = ЗСО 2 + 4NO + 2Н 2 О.

Любые формы углерода устойчивы по отношению к щелочам!

1.4. Применение углерода

Алмазы используются для обработки различных твердых материалов, для резки, шлифования, сверления и гравировки стекла, для бурения горных пород. Алмазы после шлифования и огранки превращаются в бриллианты, используемые в качестве украшений.

Графит – ценнейший материал для современной промышленности. Из графита изготавливают литейные формы, плавильные тигли и другие огнеупорные изделия. Благодаря высокой химической устойчивости графит применяется для изготовления труб и аппаратов, выложенных изнутри графитовыми плитами. Значительные количества графита используют в электротехнической промышленности, например при изготовлении электродов. Графит используется для изготовления карандашей и некоторых красок, в качестве смазочного материала. Очень чистый графит используют в ядерных реакторах для замедления нейтронов.

Линейный полимер углерода – карбин – привлекает внимание учёных как перспективный материал для изготовления полупроводников, которые могут работать при высоких температурах, и сверхпрочных волокон.

Древесный уголь используется в металлургической промышленности, в кузнечном деле.

Кокс применяется в качестве восстановителя при выплавке металлов из руд.

Сажа применяется в качестве наполнителя резин для повышения прочности, поэтому автомобильные шины – чёрного цвета. Используют сажу и как компонент печатных красок, туши, крема для обуви.

Активные угли используются для очистки, извлечения и разделения различных веществ. Активные угли применяются в качестве наполнителей противогазов и как сорбирующее средство в медицине.

Глава II . Неорганические соединения углерода

Углерод образует два оксида – оксид углерода (II) СО и оксид углерода (IV) СO 2 .

Оксид углерода (II) СО – бесцветный, не имеющий запаха газ, малорастворимый в воде. Его называют угарным газом, так как он очень ядовит. Попадая при дыхании в кровь, быстро соединяется с гемоглобином, образуя прочное соединение карбоксигемоглобин, лишая тем самым возможности гемоглобин переносить кислород.

При вдыхании воздуха, содержащего 0,1% СО, человек может внезапно потерять сознание и умереть. Угарный газ образуется при неполном сгорании топлива, вот почему так опасно преждевременное закрывание дымоходов.

Оксид углерода (II) относят, как вы уже знаете, к несолеобразующим оксидам, так как, будучи оксидом неметалла, он должен реагировать со щелочами и основными оксидами с образованием соли и воды, однако этого не наблюдается.

2СО + О 2 = 2СО 2 .

Оксид углерода (II) способен отнимать кислород у оксидов металлов, т.е. восстанавливать металлы из их оксидов.

Fe 2 О 3 + ЗСО = 2Fe + ЗСО 2 .

Именно это свойство оксида углерода (II) используют в металлургии при выплавке чугуна.

Оксид углерода (IV) СО 2 – широко известный под названием углекислый газ – бесцветный, не имеющий запаха газ. Он примерно в полтора раза тяжелее воздуха. При обычных условиях в 1 объеме воды растворяется 1 объем углекислого газа.

При давлении примерно 60 атм углекислый газ превращается в бесцветную жидкость. При испарении жидкого углекислого газа часть его превращается в твердую снегообразную массу, которую в промышленности прессуют, – это известный вам «сухой лед», который применяют для хранения пищевых продуктов. Вы уже знаете, что твердый углекислый газ имеет молекулярную решетку, способен к возгонке.

Углекислый газ СО 2 – это типичный кислотный оксид: взаимодействует со щелочами (например, вызывает помутнение известковой воды), с основными оксидами и водой.

Он не горит и не поддерживает горения и потому применяется для тушения пожаров. Однако магний продолжает гореть в углекислом газе с образованием оксида и выделением углерода в виде сажи.

СО 2 + 2Mg = 2MgO + С.

Углекислый газ получают, действуя на соли угольной кислоты – карбонаты растворами соляной, азотной и даже уксусной кислот. В лаборатории углекислый газ получают при действии на мел или мрамор соляной кислоты.

СаСО 3 + 2НСl = СаСl 2 + Н 2 0 + С0 2 .

В промышленности углекислый газ получают обжигом известняка:

СаСО 3 = СаО + С0 2 .

Углекислый газ, кроме уже названной области применения, используют также для изготовления шипучих напитков и для получения соды.

При растворении оксида углерода (IV) в воде образуется угольная кислота Н 2 СО 3 , которая очень нестойкая и легко разлагается на исходные компоненты – углекислый газ и воду.

Как двухосновная кислота, угольная кислота образует два ряда солей: средние - карбонаты, например СаСО 3 , и кислые - гидрокарбонаты, например Са(НСО 3) 2 . Из карбонатов в воде растворимы только соли калия, натрия и аммония. Кислые соли, как правило, растворимы в воде.

При избытке углекислого газа в присутствии воды карбонаты могут превращаться в гидрокарбонаты. Так, если через известковую воду пропускать углекислый газ, то она сначала помутнеет из-за выпавшего в осадок нерастворимого в воде карбоната кальция, однако при дальнейшем пропускании углекислого газа помутнение исчезает в результате образования растворимого гидрокарбоната кальция:

СаСO 3 + Н 2 O + СO 2 = Са(НСO 3) 2 .

Именно наличием этой соли и объясняется временная жесткость воды. Почему временная? Потому, что при нагревании растворимый гидрокарбонат кальция снова превращается в нерастворимый карбонат:

Са(НСO 3) 2 = СаСO 3 ↓ + Н 2 0 + С0 2 .

Эта реакция приводит к образованию накипи на стенках котлов, труб парового отопления и домашних чайников, а в природе в результате этой реакции формируются в пещерах свисающие вниз причудливые сталактиты, навстречу которым снизу вырастают сталагмиты.

Другие соли кальция и магния, в частности хлориды и сульфаты, придают воде постоянную жесткость. Кипячением постоянную жесткость воды устранить нельзя. Приходится использовать другой карбонат – соду.

Na 2 CО 3 , которая переводит эти ионы Са 2+ в осадок, например:

СаСl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + 2NaCl.

Соду можно использовать и для устранения временной жесткости воды.

Карбонаты и гидрокарбонаты можно обнаружить с помощью растворов кислот: при действии на них кислот наблюдается характерное «вскипание» из-за выделяющегося углекислого газа.

Эта реакция является качественной реакцией на соли угольной кислоты.

Заключение

Вся земная жизнь основана на углероде. Каждая молекула живого организма построена на основе углеродного скелета. Атомы углерода постоянно мигрируют из одной части биосферы (узкой оболочки Земли, где существует жизнь) в другую. На примере круговорота углерода в природе можно проследить в динамике картину жизни на нашей планете.

Основные запасы углерода на Земле находятся в виде содержащегося в атмосфере и растворенного в Мировом океане диоксида углерода, то есть углекислого газа (CO 2). Рассмотрим сначала молекулы углекислого газа, находящиеся в атмосфере. Растения поглощают эти молекулы, затем в процессе фотосинтеза атом углерода превращается в разнообразные органические соединения и таким образом включается в структуру растений. Далее возможно несколько вариантов:

1. Углерод может оставаться в растениях, пока растения не погибнут. Тогда их молекулы пойдут в пищу редуцентам (организмам, которые питаются мертвым органическим веществом и при этом разрушают его до простых неорганических соединений), таким как грибы и термиты. В конце концов углерод вернется в атмосферу в качестве CO 2 ;

2. Растения могут быть съедены травоядными животными. В этом случае углерод либо вернется в атмосферу (в процессе дыхания животных и при их разложении после смерти), либо травоядные животные будут съедены плотоядными (и тогда углерод опять же вернется в атмосферу теми же путями);

3. растения могут погибнуть и оказаться под землей. Тогда в конечном итоге они превратятся в ископаемое топливо – например, в уголь.

В случае же растворения исходной молекулы CO 2 в морской воде также возможно несколько вариантов:

Углекислый газ может просто вернуться в атмосферу (этот вид взаимного газообмена между Мировым океаном и атмосферой происходит постоянно);

Углерод может войти в ткани морских растений или животных. Тогда он будет постепенно накапливаться в виде отложений на дне Мирового океана и в конце концов превратится в известняк или из отложений вновь перейдет в морскую воду.

Если углерод вошел в состав осадочных отложений или ископаемого топлива, он изымается из атмосферы. На протяжении существования Земли изъятый таким образом углерод замещался углекислым газом, попадавшим в атмосферу при вулканических извержениях и других геотермальных процессах. В современных условиях к этим природным факторам добавляются также выбросы при сжигании человеком ископаемого топлива. В связи с влиянием CO 2 на парниковый эффект исследование круговорота углерода стало важной задачей для ученых, занимающихся изучением атмосферы.

Составной частью этих поисков является установление количества CO 2 , находящегося в тканях растений (например, в только что посаженном лесу) – ученые называют это стоком углерода. Поскольку правительства разных стран пытаются достичь международного соглашения по ограничению выбросов CO 2 , вопрос сбалансированного соотношения стоков и выбросов углерода в отдельных государствах стал главным яблоком раздора для промышленных стран. Однако ученые сомневаются, что накопление углекислого газа в атмосфере можно остановить одними лесопосадками.

Углерод постоянно циркулирует в земной биосфере по замкнутым взаимосвязанным путям. В настоящее время к природным процессам добавляются последствия сжигания ископаемого топлива.

Литература:

1. Ахметов Н.С. Химия 9 класс: учеб. для общеобразоват. учеб. заведений. – 2-е изд. – М.: Просвещение, 1999. – 175 с.: ил.

2. Габриелян О.С. Химия 9 класс: учеб. для общеобразоват. учеб. заведений. – 4-е изд. – М.: Дрофа, 2001. – 224 с.: ил.

3. Габриелян О.С. Химия 8-9 классы: метод. пособие. – 4-е изд. – М.: Дрофа, 2001. – 128 с.

4. Ерошин Д.П., Шишкин Е.А. Методика решения задач по химии: учеб. пособие. – М.: Просвещение, 1989. – 176 с.: ил.

5. Кременчугская М. Химия: Справочник школьника. – М.: Филол. общ-во «СЛОВО»: ООО «Изд-во АСТ», 2001. – 478 с.

6. Крицман В.А. Книга для чтения по неорганической химии. – М.: Просвещение, 1986. – 273 с.