Углерод (С) - шестой элемент периодической таблицы Менделеева с атомным весом 12. Элемент относится к неметаллам и имеет изотоп 14 С. Строение атома углерода лежит в основе всей органической химии, т. к. все органические вещества включают молекулы углерода.

Атом углерода

Положение углерода в периодической таблице Менделеева:

• шестой порядковый номер;
• четвёртая группа;
• второй период.

Рис. 1. Положение углерода в таблице Менделеева.

Опираясь на данные из таблицы, можно заключить, что строение атома элемента углерода включает две оболочки, на которых расположено шесть электронов. Валентность углерода, входящего в состав органических веществ, постоянна и равна IV. Это значит, что на внешнем электронном уровне находится четыре электрона, а на внутреннем - два.

Из четырёх электронов два занимают сферическую 2s-орбиталь, а оставшиеся два - 2p-орбиталь в виде гантели. В возбуждённом состоянии один электрон с 2s-орбитали переходит на одну из 2p-орбиталей. При переходе электрона с одной орбитали на другую затрачивается энергия.

Таким образом, возбуждённый атом углерода имеет четыре неспаренных электрона. Его конфигурацию можно выразить формулой 2s 1 2p 3 . Это даёт возможность образовывать четыре ковалентные связи с другими элементами. Например, в молекуле метана (СН 4) углерод образует связи с четырьмя атомами водорода - одна связь между s-орбиталями водорода и углерода и три связи между p-орбиталями углерода и s-орбиталями водорода.

Схему строения атома углерода можно представить в виде записи +6C) 2) 4 или 1s 2 2s 2 2p 2 .

Рис. 2. Строение атома углерода.

Физические свойства

Углерод встречается в природе в виде горных пород. Известно несколько аллотропных модификаций углерода:

• графит;
• алмаз;
• карбин;
• уголь;
• сажа.

Все эти вещества отличаются строением кристаллической решётки. Наиболее твёрдое вещество - алмаз - имеет кубическую форму углерода. При высоких температурах алмаз превращается в графит с гексагональной структурой.

Рис. 3. Кристаллические решётки графита и алмаза.

Химические свойства

Атомное строение углерода и его способность присоединять четыре атома другого вещества определяют химические свойства элемента. Углерод реагирует с металлами, образуя карбиды:

• Са + 2С → СаС 2 ;
• Cr + C → CrC;
• 3Fe + C → Fe 3 C.

Также реагирует с оксидами металлов:

• 2ZnO + C → 2Zn + CO 2 ;
• PbO + C → Pb + CO;
• SnO 2 + 2C → Sn + 2CO.

При высоких температурах углерод реагирует с неметаллами, в частности с водородом, образуя углеводороды:

С + 2Н 2 → СН 4 .

С кислородом углерод образует углекислый газ и угарный газ:

• С + О 2 → СО 2 ;
• 2С + О 2 → 2СО.

Угарный газ также образуется при взаимодействии с водой:

C + H 2 O → CO + H 2 .

Концентрированные кислоты окисляют углерод, образуя углекислый газ:

• 2H 2 SO 4 + C → CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O;
• 4HNO 3 + C → CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O.

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.1 . Всего получено оценок: 75.

В этой книге слово «углерод» встречается довольно часто: в рассказах о зелёном листе и о железе, о пластмассах и кристаллах и ещё во многих других. Углерод - «рождающий уголь» - один из удивительнейших химических элементов. Его история - это история возникновения и развития жизни на Земле, потому что он входит в состав всего живого Земли.

А как выглядит углерод?

Сделаем несколько опытов. Возьмём сахар и нагреем его без доступа воздуха. Он сначала расплавится, станет коричневым, а потом почернеет и превратится в уголь, выделив воду. Если теперь нагреть этот уголь в присутствии , он сгорит без остатка и превратится в . Стало быть, сахар состоял из угля и воды (сахар, кстати, и называют углеводом), а «сахарный» уголь - это, видимо, и есть чистый углерод, потому что углекислый газ - это соединение углерода с кислородом. Значит, углерод - чёрный, мягкий порошок.

Возьмём серый мягкий камень графит, хорошо тебе знакомый благодаря карандашам. Если его нагреть в кислороде, он тоже сгорит без остатка, хотя и немного медленней, чем уголь, а в приборе, где он горел, останется углекислый газ. Значит, графит тоже чистый углерод? Конечно, но и это ещё не всё.

Если в том же приборе в кислороде накалить алмаз, прозрачный сверкающий драгоценный камень, самый твердый из всех минералов, он тоже сгорит, превратившись в углекислый газ. Если же нагревать алмаз без доступа кислорода, он превратится в графит, а при очень высоких давлениях и температурах можно из графита получить алмаз.

Итак, уголь, графит и алмаз - это различные формы существования одного и того же элемента - углерода.

Ещё более удивительна способность углерода «принимать участие» в огромном количестве разнообразных соединений (поэтому-то слово «углерод» так часто встречается в этой книге).

104 элемента периодической системы образуют более сорока тысяч изученных соединений. А соединений, основу которых составляет углерод, уже известно свыше миллиона!

Причина такого разнообразия заключается в том, что атомы углерода могут соединяться между собой и с другими атомами прочной связью, образуя сложные в виде цепей, колец и других фигур. Ни один элемент в таблице , кроме углерода, не способен на это.

Бесконечно число фигур, которые можно построить из атомов углерода, и поэтому бесконечно число возможных его соединений. Это могут быть и очень простые вещества, например светильный газ метан, в молекуле которого четыре атома связаны с одним атомом углерода, и настолько сложные, что строение их молекул ещё не установлено. К таким веществам относится

Углерод способен образовывать несколько аллотропных модификаций. Это алмаз (наиболее инертная аллотропная модификация), графит, фуллерен и карбин.

Древесный уголь и сажа представляют собой аморфный углерод. Углерод в таком состоянии не имеет упорядоченной структуры и фактически состоит из мельчайших фрагментов слоев графита. Аморфный углерод, обработанный горячим водяным паром, называют активированным углем. 1 грамм активированного угля из-за наличия в нем множества пор имеет общую поверхность более трехсот квадратных метров! Благодаря своей способности поглощать различные вещества активированный уголь находит широкое применение как наполнитель фильтров, а также как энтеросорбент при различных видах отравлений.

С химической точки зрения аморфный углерод является наиболее активной его формой, графит проявляет среднюю активность, а алмаз является крайне инертным веществом. По этой причине, рассматриваемые ниже химические свойства углерода следует прежде всего относить к аморфному углероду.

Восстановительные свойства углерода

Как восстановитель углерод реагирует с такими неметаллами как, например, кислород, галогены, сера.

В зависимости от избытка или недостатка кислорода при горении угля возможно образование угарного газа CO или углекислого газа CO 2:

При взаимодействии углерода со фтором образуется тетрафторид углерода:

При нагревании углерода с серой образуется сероуглерод CS 2:

Углерод способен восстанавливать металлы после алюминия в ряду активности из их оксидов. Например:

Также углерод реагирует и с оксидами активных металлов, однако в этом случае наблюдается, как правило, не восстановление металла, а образование его карбида:

Взаимодействие углерода с оксидами неметаллов

Углерод вступает в реакцию сопропорционирования с углекислым газом CO 2:

Одним из наиболее важных с промышленной точки зрения процессов является так называемая паровая конверсия угля . Процесс проводят, пропуская водяной пар через раскаленный уголь. При этом протекает следующая реакция:

При высокой температуре углерод способен восстанавливать даже такое инертное соединение как диоксид кремния. При этом в зависимости от условия возможно образование кремния или карбида кремния (карборунда ):

Также углерод как восстановитель реагирует с кислотами окислителями, в частности, концентрированными серной и азотной кислотами:

Окислительные свойства углерода

Химический элемент углерод не отличается высокой электроотрицательностью, поэтому образуемые им простые вещества редко проявляют окислительные свойства по отношению к другим неметаллам.

Примером таких реакций является взаимодействие аморфного углерода с водородом при нагревании в присутствии катализатора:

а также с кремнием при температуре 1200-1300 о С:

Окислительные свойства углерод проявляет по отношению к металлам. Углерод способен реагировать с активными металлами и некоторыми металлами средней активности. Реакции протекают при нагревании:

Карбиды активных металлов гидролизуются водой: а также растворами кислот-неокислителей: При этом образуются углеводороды, содержащие углерод в той же степени окисления, что и в исходном карбиде.

Химические свойства кремния

Кремний может существовать, как и углерод в кристаллическом и аморфном состоянии и, также, как и в случае углерода, аморфный кремний существенно более химически активен, чем кристаллический.

Иногда аморфный и кристаллический кремний, называют его аллотропными модификациями, что, строго говоря, не совсем верно. Аморфный кремний представляет собой по сути конгломерат беспорядочно расположенных друг относительно друга мельчайших частиц кристаллического кремния.

Взаимодействие кремния с простыми веществами

неметаллами

При обычных условиях кремний ввиду своей инертности реагирует только со фтором:

С хлором, бромом и йодом кремний реагирует только при нагревании. При этом характерно, что в зависимости от активности галогена, требуется и соответственно различная температура:

Так с хлором реакция протекает при 340-420 о С:

С бромом – 620-700 о С:

С йодом – 750-810 о С:

Реакция кремния с кислородом протекает, однако требует очень сильного нагревания (1200-1300 о С) ввиду того, что прочная оксидная пленка затрудняет взаимодействие:

При температуре 1200-1500 о С кремний медленно взаимодействует с углеродом в виде графита с образованием карборунда SiC – вещества с атомной кристаллической решеткой подобной алмазу и почти не уступающего ему в прочности:

С водородом кремний не реагирует.

металлами

Ввиду своей низкой электроотрицательности кремний может проявлять окислительные свойства лишь по отношению к металлам. Из металлов кремний реагирует с активными (щелочными и щелочноземельными), а также многими металлами средней активности. В результате такого взаимодействия образуются силициды:

Взаимодействие кремния со сложными веществами

С водой кремний не реагирует даже при кипячении, однако аморфный кремний взаимодействует с перегретым водяным паром при температуре около 400-500 о С. При этом образуется водород и диоксид кремния:

Из всех кислот кремний (в аморфном состоянии) реагирует только с концентрированной плавиковой кислотой:

Кремний растворяется в концентрированных растворах щелочей. Реакция сопровождается выделением водорода.

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.

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