Вуглець (С)

Вуглець.

Вуглець (Carboneum), С - хімічний елемент IV групи, побічної підгрупи, 2-го періоду періодичної системи Д. І. Менделєєва, порядковий номер 6. Відносна атомна маса: 12,011. Електронегативність: 2,6. Температура плавлення: 3370єС (згоряє). Температура кипіння: 4200єС. Щільність (графіт): 2,27 г / смі. Число власних мінералів вуглецю - 112; виключно велике число органічних сполук вуглецю - вуглеводнів та їх похідних. Вуглець знаходиться в природі як у вільному стані (у вигляді алмазу, графіту), так і у вигляді сполук (міститься в горючих сланцях, буром і кам'яному вугіллі, торфі і у вигляді сполук у нафті, природних горючих газах, в карбонатах). Всі живі організми побудовані з сполук вуглецю. Карбон широко поширений, але зміст його в земній корі всього 0,19%; також вуглець широко поширений в космосі; на Сонці він займає 4-е місце після водню, гелію і кисню. У порівнянні з середнім вмістом в земній корі людство у виключно великих кількостях витягує карбон з надр (вугілля, нафта, природний газ), так як ці копалини - основне джерело енергії.

Історична довідка. У 1778 К. Шеєле, нагріваючи графіт з селітрою, виявив, що при цьому, як і при нагріванні вугілля з селітрою, виділяється вуглекислий газ. Хімічний склад алмаза був встановлений в результаті дослідів А. Лавуазьє (1772) з вивчення горіння алмаза на повітрі і досліджень С. Теннанта (1797), який довів, що однакові кількості алмаза і вугілля дають при окисленні рівні кількості вуглекислого газу. Вуглець був визнаний хімічним елементом в 1789 Лавуазьє. Латинська назва "carboneum" карбон отримав від "carbo" - вугілля. А в 1961 Міжнародні союзи теоретичної і прикладної хімії (ІЮПАК) і з фізики взяли за одиницю атомної маси масу ізотопу вуглецю 12C, скасувавши що існувала до того кисневу шкалу атомних мас. Атомна маса вуглецю в цій системі дорівнює 12,011, так як вона є середньою для трьох природних ізотопів вуглецю з урахуванням їх поширеності в природі.

Вуглець відомий з давніх-давен. З давніх-давен відомо, що графітом можна маркувати інший матеріал, і сама назва «графіт», що походить від грецького слова, що означає «писати», запропоновано А.Вернера в 1789. Однак історія графіту заплутана, часто за нього брали речовини, що володіють подібними зовнішніми фізичними властивостями , наприклад молибденит (сульфід молібдену), у свій час вважався графітом. Серед інших назв графіту відомі «чорний свинець», «карбідне залізо», «сріблястий свинець». У 1779 К. Шеєле встановив, що графіт можна окислити повітрям з утворенням вуглекислого газу.

Алмази вперше знайшли застосування в Індії, а в Бразилії дорогоцінні камені придбали комерційне значення в 1725; родовища в Південній Африці були відкриті в 1867. У XX столітті основними виробниками алмазів є ПАР, Заїр, Ботсвана, Намібія, Ангола, Сьєрра-Леоне, Танзанія і Росія. Штучні алмази, технологія яких була створена в 1970, виробляються для промислових цілей.

Фізичні та хімічні властивості. Відомі чотири кристалічні модифікації вуглецю: графіт, алмаз, карбін і лонсдейліт. графіт - сіро-чорна, непрозора, жирна на дотик, луската, дуже м'яка маса з металевим блиском, має електропровідністю. Атоми розташовані паралельними шарами, утворюючи гексагональну решітку. Усередині шару атоми пов'язані сильніше, ніж один шар з іншим, тому графіт може розшаровуватися. Згорає при 700єС в рісутствіі кисню. Зустрічається в природі; виходить штучно. При високій температурі, тиску і рісутствіі каталізатора (марганець Mn, хром Cr, платинові метали) графіт перетворюється на алмаз. алмаз   - мінерал, що має жовтуватий, білий, сірий, зелений, рідше блакитний і чорний колір. Чи не проводить електричний струм, погано проводить тепло. У кристалі атоми вуглецю утворюють безперервний тривимірний каркас, що складається з зчленованих тетраедрів, що забезпечує високу міцність зв'язків. Алмаз - це найтвердіша речовина з усіх відомих. Температура плавлення вище 3500єС. Хімічно стійкий. Згорає при 870єС в присутності кисню. При 1800єС за відсутності кисню перетворюється в графіт. Прозорі кристали; після обробки - діаманти. Видобувають з розсипів і корінних родовищ. Синтетичний алмаз отримують з графіту при високих тиску і температурі. Він частіше напівпрозорий або непрозорий; має кристалічну структуру і властивості природного алмазу. рідкий карбон   може бути отриманий при тиску вище 10,5 Мн / мІ (105 кгс / СМІ) і температурах вище 3700єС. Кокс, сажа, деревне вугілля ( твердий вуглець ) Мають ту ж будову, що і графіт.Для твердого вуглецю характерно також стан з неврегульованою структурою - так званий "Аморфний" вуглець , Яка не є самостійною модифікацією; в основі його будови лежить структура мелкокристаллического графіту. Нагрівання деяких різновидів "аморфного" вуглеводу вище за 1500-1600єС без доступу повітря викликає їх перетворення в графіт. Фізичні властивості "аморфного" вуглеводу дуже сильно залежать від дисперсності частинок і наявності домішок. Щільність, теплоємність, теплопровідність і електропровідність "аморфного" вуглецю завжди вище, ніж графіту. Карбин   отриманий штучно. Він являє собою дрібнокристалічний порошок чорного кольору (щільність = 2 г / смі). Побудований з довгих ланцюжків атомів С, укладених паралельно один одному. лонсдейліт   знайдений в метеоритах і отриманий штучно; його структура і властивості остаточно не встановлені.

А Б

Структура алмазу (а) і графіту (б).

Конфігурація зовнішньої електронної оболонки атома вуглецю   2sІ 2pІ . Для карбону характерне утворення чотирьох ковалентних зв'язків, обумовлене збудженням зовнішньої електронної оболонки до стану 2spі . Хімічна зв'язок може здійснюватися за рахунок sp3 -, sp2 - і sp- гібридних орбіталей, яким відповідають координаційні числа 4, 3 і 2. Число валентних електронів карбону і число валентних орбіталей однаково; це одна з причин стійкості зв'язку між атомами вуглецю.

Будова атома вуглецю.

Унікальна здатність атомів вуглецю з'єднуватися між собою з утворенням міцних і довгих ланцюгів і циклів призвела до виникнення величезного числа різноманітних з'єднань вуглецю (вуглеводнів), що вивчаються органічною хімією.

У з'єднаннях вуглець виявляє ступеня окислення -4; +2; +4. Атомний радіус 0,77Б, ковалентні радіуси 0,77Б, 0,67Б, 0,60Б відповідно в одинарному, подвійному і потрійному зв'язках; іонної радіус

С4 2,60Б, С4 + 0,20Б. При звичайних умовах карбон хімічно інертний, при високих температурах він сполучається з багатьма елементами, виявляючи сильні відновні властивості. Хімічна активність зменшується в ряді: "аморфний" вуглець, графіт, алмаз; взаємодія з киснем повітря (горіння) відбувається відповідно при температурах вище 300-500єС, 600-700єС і 850-1000єС з утворенням двоокису вуглецю CO2 і окису вуглецю CO.

CO2 розчиняється у воді з утворенням вугільної кислоти. У 1906 О. Дильс отримав недоокись вуглецю C3O2. Всі форми карбону стійкі до лугів і кислот і повільно окислюються тільки дуже сильними окислювачами (хромова суміш, суміш концентрованих HNO3 і KClO3 і ін.). "Аморфний" углеод реагує з фтором  при кімнатній температурі, графіт і алмаз - при нагріванні. Безпосереднє з'єднання вуглецю з хлором  відбувається в електричній дузі; з бромом  і йодом  вуглець не реагує, тому численні галогеніди вуглецю синтезують непрямим шляхом. З оксигалогенидів загальної формули COX2 (де Х - галоген) найбільш відома хлорокис COCl2 (фосген). водень  з алмазом не взаємодіє; з графітом і "аморфним" вуглецем реагує при високих температурах у присутності каталізаторів (нікель Ni, платина Pt): при 600-1000єС утворюється в основному метан CH4, при 1500-2000єС - ацетилен C2H2, в продуктах можуть бути присутніми також інші вуглеводні, наприклад етан C2H6, бензол C6H6. взаємодія сірки з "аморфним" вуглецем і графітом починається при 700-800єС, з алмазом при 900-1000єС; у всіх випадках утворюється сірковуглець CS2. Інші сполуки вуглецю, що містять сірку (тіоокісь CS, тіонедоокись C3S2, оксисульфід COS і тіофосген CSCl2), отримують непрямим шляхом. При взаємодії CS2 з сульфідами металів утворюються тіокарбонати - солі слабкої тіовугільної кислоти. Взаємодія вуглецю з азотом  з отриманням циана (CN) 2 відбувається при пропущенні електричного розряду між вугільними електродами в атмосфері азоту. Серед азотвмісних сполук вуглецю важливе практичне значення мають ціаністий водень HCN і його численні похідні: ціаніди, гало-генциани, нітрил і ін. При температурах вище 1000єС карбон взаємодіє з багатьма металами, Даючи карбіди. Всі форми вуглецю при нагріванні відновлюють оксиди металів з утворенням вільних металів (Zn, Cd, Cu, Pb і ін.) Або карбідів (CaC2, Mo2C, WC, TaC і ін.). Вуглець реагує при температурах вище 600-800 ° С з водяною парою  і вуглекислим газом.  Відмінною особливістю графіту є здатність при помірному нагріванні до 300-400єС взаємодіяти з лужними металами і галогенідами з утворенням з'єднань включення типу C8Me, C24Me, C8X (де Х - галоген, Me - метал). Відомі сполуки включення графіту з HNO3, H2SO4, FeCl3 і інші (наприклад, бісульфат графіту C24SO4H2). Всі форми вуглецю нерозчинні в звичайних неорганічних і органічних розчинниках, Але розчиняються в деяких розплавлених металах (наприклад, залізо Fe, нікель Ni, кобальт Co).

Ізотопи вуглецю.   У природі відомо сім ізотопів вуглецю, з яких істотну роль грають три. Два з них - і - є стабільними, а один - - радіоактивним (в організмі людини його міститься близько 0,1 мккюрі). З використанням ізотопів вуглецю в біологічних і медичних дослідженнях пов'язані багато великих досягнень у вивченні обміну речовин і кругообігу вуглецю в природі. Так, за допомогою радіовуглецевого мітки була доведена можливість фіксації Н14СО3 рослинами і тканинами тварин, встановлена ​​послідовність реакції фотосинтезу, вивчений обмін амінокислот, простежені шляхи біосинтезу багатьох біологічно активних сполук і т. Д. Застосування 14С сприяло успіхам молекулярної біології у вивченні механізмів біосинтезу білка і передачі спадкової інформації. Визначення питомої активності 14С в вуглецевмісних органічних залишках дозволяє судити про їх вік, що використовується в палеонтології і археології.

Вуглець в організмі.   Вуглець - найважливіший біогенний елемент, що становить основу життя на Землі, структурна одиниця величезного числа органічних сполук, що беруть участь в побудові організмів і забезпеченні їх життєдіяльності (біополімери, а також численні низькомолекулярні біологічно активні речовини - вітаміни, гормони, медіатори та ін.). Значна частина необхідної організмам енергії утворюється в клітинах за рахунок окислення вуглецю. Виникнення життя на Землі розглядається в сучасній науці як складний процес еволюції вуглецевих сполук.

Роль вуглецю в живій природі. Унікальна роль карбону в живій природі зумовлена ​​його властивостями, якими в сукупності не володіє жоден інший елемент періодичної системи. Між атомами вуглецю, а також між вуглецем і іншими елементами утворюються міцні хімічні зв'язки, які, однак, можуть бути розірвані в порівняно м'яких фізіологічних умовах (ці зв'язки можуть бути одинарними, подвійними і потрійними). Здатність вуглецю утворювати 4 рівнозначні валентні зв'язки з іншими атомами вуглецю створює можливість для побудови вуглецевих скелетів різних типів - лінійних, розгалужених, циклічних. Показово, що всього три елемента - вуглець С, кисень О і водень Н - становлять 98% загальної маси живих організмів. Цим досягається певна економічність в живій природі: при практично безмежній структурній різноманітності вуглецевих сполук невелике число типів хімічних зв'язків дозволяє набагато скоротити кількість ферментів, необхідних для розщеплення і синтезу органічних речовин. Особливості будови атома вуглецю лежать в основі різних видів ізомерії органічних сполук (здатність до оптичної ізомерії виявилася вирішальною в біохімічній еволюції амінокислот, вуглеводів і деяких алкалоїдів).

Згідно із загальноприйнятою гіпотезою А. І. Опаріна, перші органічні сполуки на Землі мали абиогенное походження. Джерелами вуглецю служили метан (CH4) і ціаністий водень (HCN), що містилися в первинній атмосфері Землі. З виникненням життя єдиним джерелом неорганічного вуглецю, за рахунок якого утворюється вся органічна речовина біосфери, є двоокис вуглецю (CO2), що знаходиться в атмосфері, а також розчинена в природних водах у вигляді HCO-3. Найбільш потужний механізм засвоєння (асиміляції) вуглецю (у формі CO2) - фотосинтез - здійснюється повсюдно зеленими рослинами (щорічно асимілюється близько 100 млрд. Т CO2). На Землі існує і еволюційне більш древній спосіб засвоєння CO2 шляхом хемосинтезу; в цьому випадку мікроорганізми-хемосинтетики використовують не променисту енергію Сонця, а енергію окислення неорганічних сполук. Більшість тварин споживають вуглець з їжею у вигляді вже готових органічних сполук. Залежно від способу засвоєння органічних сполук прийнято розрізнювати автотрофні організми і гетеротрофні організми. Застосування для біосинтезу білка та інших поживних речовин мікроорганізмів, що використовують як єдине джерело вуглецю вуглеводні нафти, - одна з важливих сучасних науково-технічних проблем.

Крім основної функції - джерела вуглецю - двоокис вуглецю CO2, розчинена в природних водах і в біологічних рідинах, бере участь у підтримці оптимальної для життєвих процесів кислотності середовища. У складі CaCO3 вуглець утворює зовнішній скелет багатьох безхребетних (наприклад, раковини молюсків), а також міститься в коралах, яєчній шкаралупі птахів і ін. Такі сполуки вуглецю, як HCN, CO, CCl4, що переважали в первинній атмосфері Землі в добіологічних період, надалі , в процесі біологічної еволюції, перетворилися на сильних антіметаболіти обміну речовин.

Кругообіг вуглецю.   Вуглець - основний біогенний елемент; він грає найважливішу роль в утворенні живої речовини біосфери. Вуглекислий газ з атмосфери в процесі фотосинтезу, здійснюваного зеленими рослинами, асимілюється і перетворюється в різноманітні й численні органічні сполуки рослин. Рослинні організми, особливо нижчі мікроорганізми, морський фітопланктон, завдяки винятковій швидкості розмноження продукують в рік близько 1,5 · 10№№ т вуглецю у вигляді органічної маси, що відповідає

5,86 · 10Іє Дж (1,4 · 10Ієкал) енергії. Рослини частково поїдаються тваринами (при цьому утворюються більш-менш складні харчові ланцюги). В остаточному підсумку органічна речовина в результаті дихання організмів, розкладання їх трупів, процесів бродіння, гниття і горіння перетворюється на вуглекислий газ або відкладається у вигляді сапропелю, гумусу, торфу, які, в свою чергу, дають початок багатьом ін. Каустобиолитам - кам'яним вугіллям, нафти, пальним газам.

Кругообіг вуглецю.

У процесах розпаду органічних речовин, їх мінералізації величезну роль грають бактерії (наприклад, гнильні), а також багато гриби (наприклад, плісняви).

В активному круговороті вуглецю бере участь дуже невелика частина всієї його маси. Величезна кількість вугільної кислоти законсервовано у вигляді викопних вапняків та інших порід. Між вуглекислим газом атмосфери і водою океану, в свою чергу, існує рухлива рівновага.

Таблиця: Зміст вуглецю на поверхні Землі й у земній корі (16 км потужності)

В тВ г  на 1 смІ поверхні Землі

Тварини 5 · 109 0,0015

Рослини 5 · 10№№ 0,1

Атмосфера 6,4 · 10№№ 0,125

Океан 3,8 · 10№і 7,5

масивні кристалічні

породи: базальти і ін. 1,7 · 1014 33,0

основні породи

Граніти, гранодіорити 2,9 · 1015 567

Вугілля, нафти та інші

каустобіоліти 6,4 · 1015 663

Кристалічні сланці 1 · 1016 2000

Карбонати 1,3 · 1016 2500

Всього 3,2 · 1016 5770

Багато водні організми поглинають вуглекислий кальцій, створюють свої скелети, а потім з них утворюються пласти вапняків. З атмосфери було вилучено й поховано в десятки тисяч разів більше вуглекислого газу, ніж в ній знаходиться в даний момент. Атмосфера поповнюється вуглекислим газом завдяки процесам розкладання органічної речовини, карбонатів і ін., А також, все в більшій мірі, в результаті індустріальної діяльності людини. Особливо потужним джерелом є вулкани, гази яких складаються головним чином з вуглекислого газу і водяної пари. Деяка частина вуглекислого газу і води, що викидаються вулканами, відроджується з осадових порід, зокрема вапняків, при контакті магми з ними і їх асиміляції магмою. У процесі кругообігу вуглецю відбувається кількаразове фракціонування його за ізотопним складом (№ІC - №іC), особливо в магматогенном процесі (освіту CO2, алмазів, карбонатів), при біогенному освіту органічної речовини (вугілля, нафти, тканин організмів і ін.).

Застосування вуглецю.   Карбон широко використовується у вигляді простих речовин. дорогоцінний алмаз є предметом ювелірних прикрас; непрозорий алмаз - цінний абразив, а так же матеріал для виготовлення різців і іншого інструменту. Деревне вугілля  і інші аморфні форми вуглецю застосовуються для знебарвлення, очищення, адсорбції газів, в областях техніки, де потрібні адсорбенти з розвиненою поверхнею. графіт  застосовують для виготовлення плавильних тиглів, футеровочних плит, електродів, твердих мастильних матеріалів; в ракетній техніці; як сповільнювач нейтронів в ядерних реакторах; компонент складу для виготовлення стрижнів для арандашей; для отримання алмазу; наповнювач пластмас. кам'яновугільний кокс  використовується в чорній металургії як паливо і відновника в доменних печах і вагранках. Нафтовий і електродний пековий кокс застосовується для виготовлення вугільних і графітованих електродів, рідше - як паливо. сажа  (Технічний вуглець) застосовується як наповнювач у виробництві гуми, пластмас; пігмент в лакофарбової промисловості; для виготовлення електродів і т. п. карбіди, Сполуки вуглецю з металами, а також з бором і кремнієм (наприклад, Al4C3, SiC, B4C) відрізняються високою твердістю і використовуються для виготовлення абразивного і ріжучого інструменту. вуглець  застосовується для отримання металів з їх оксидів. Вуглець входить до складу сталей і сплавів в елементному стані і у вигляді карбідів. Насичення поверхні сталевих виливків вуглецем при високій температурі (цементація) значно збільшує поверхневу твердість і зносостійкість.

Застосування алмазу в ювелірних прикрасах,

графіту в олівцях.

Список літератури:1) "Велика шкільна енциклопедія", т. 2, вид. "Олма-пресс"

2) Інтернет: www.encycl.yandex, www.krugosvet, wwwrmika.

Два десятиліття поспіль вугілля знаходився в тіні нафтового буму. Гори не знаходила збут вугілля росли в небо. Закривалися численні шахти, сотні тисяч гірників втрачали своє робоче місце. Район Аппалачів США, колись квітучий вугільний басейн, перетворився в один з найбільш похмурих районів бедс ...

Будова атома водню в періодичній системі. Ступені окислення. Поширеність в природі. Водень, як проста речовина, молекули якого складаються з двох атомів, пов'язаних між собою ковалентним неполярной зв'язком. Фізико-хімічні властивості.

Алмаз. При слові "алмаз" відразу ж згадуються оповиті завести таємниці історії, що розповідають про пошуки сокровіщ.Когда-то люди, що полювали за алмазами, і не підозрювали, що предметів їх пристрасті є кристалічний вуглець-той самий вуглець, який утворює сажу, кіптяву і вугілля .Впе ...

Відомості про вуглець, висхідні до давнину і поширення його в природі. Наявність вуглецю в земній корі. Фізичні та хімічні властивості вуглецю. Отримання і застосування вуглецю і його сполук. Адсорбційна здатність активованого вугілля.

Хімічні властивості простих речовин. Загальні відомості про вуглець і кремній. Хімічні сполуки вуглецю, його кисневі і азотовмісні похідні. Карбіди, розчинні і нерозчинні у воді і розведених кислотах. Кисневі сполуки кремнію.

Фізичні властивості:  вуглець утворює безліч аллотропних модифікацій: алмаз  - одне із самих твердих речовин, графіт, вугілля, сажа.

Атом вуглецю має 6 електронів: 1s 2 2s 2 2p 2 .   Останні два електрона розташовуються на окремих р-орбіталях і є неспареними. В принципі, ця пара могла б займати одну орбіталь, але в такому випадку сильно зростає межелектронного відштовхування. З цієї причини один з них займає 2р х, а інший, або 2р у ,   або 2р z орбіталі.

Різниця енергії s- і р-підрівнів зовнішнього шару невелика, тому атом досить легко переходить в збуджений стан, при якому один з двох електронів з 2s-орбіталі переходить на вільну 2р.  Виникає валентний стан, що має конфігурацію 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1 .   Саме такий стан атома вуглецю характерно для решітки алмаза - тетраедричну просторове розташування гібридних орбіталей, однакова довжина і енергія зв'язків.

Це явище, як відомо, називають sp 3-гібридизація,  а виникаючі функції - sp 3 -гібріднимі .   Освіта чотирьох sp 3 -cвязeй забезпечує атому вуглецю більш стійкий стан, ніж три р-р-  і одна s-s-зв'язку. Крім sp 3-гібридизації у атома вуглецю спостерігається також sp 2 - і sp-гібридизація .   У першому випадку виникає взаємне накладення s-  і двох р-орбіталей. Утворюються три рівнозначні sp 2 - гібридних орбіталі, розташовані в одній площині під кутом 120 ° один до одного. Третя орбиталь р незмінна і спрямована перпендикулярно площині sp 2.

При sp-гібридизації відбувається накладення орбіталей s і р. Між двома утворюються рівноцінними гібридними орбиталями виникає кут 180 °, при цьому дві р-орбіталі у кожного з атомів залишаються незмінними.

Аллотрорпія вуглецю. Алмаз і графіт

У кристалі графіту атоми вуглецю розташовані в паралельних площинах, займаючи в них вершини правильних шестикутників. Кожен з атомів вуглецю пов'язаний з трьома сусідніми sp 2 -гібріднимі зв'язками. Між паралельними площинами зв'язок здійснюється за рахунок ван дер Ваальсових сил. Вільні р-орбіталі кожного з атомів спрямовані перпендикулярно площинам ковалентних зв'язків. Їх перекриванням пояснюється додаткова π-зв'язок між атомами вуглецю. Таким чином, від валентного стану, в якому перебувають атоми вуглецю в речовині, залежать властивості цієї речовини.

Хімічні властивості вуглецю

Найбільш характерні ступені окислення: +4, +2.

При низьких температурах вуглець інертний, але при нагріванні його активність зростає.

Вуглець як відновник:

- з киснем
  C 0 + O 2 - t ° = CO 2 вуглекислий газ
  при нестачі кисню - неповне згоряння:
  2C 0 + O 2 - t ° = 2C +2 O чадний газ

- зі фтором
  З + 2F 2 = CF 4

- з водяною парою
  C 0 + H 2 O - 1200 ° = С +2 O + H 2 водяний газ

- з оксидами металів. Таким чином виплавляють метал з руди.
  C 0 + 2CuO - t ° = 2Cu + C +4 O 2

- з кислотами - окислювачами:
  C 0 + 2H 2 SO 4 (конц.) = С +4 O 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
  З 0 + 4HNO 3 (конц.) = С +4 O 2 + 4NO 2 + 2H 2 O

- з сірої утворює сероуглерод:
  З + 2S 2 = СS 2.

Вуглець як окислювач:

- з деякими металами утворює карбіди

4Al + 3C 0 = Al 4 C 3

Ca + 2C 0 = CaC 2 -4

- з воднем - метан (а також величезна кількість органічних сполук)

C 0 + 2H 2 = CH 4

- з кремнієм, утворює карборунд (при 2000 ° C в електропечі):

Знаходження вуглецю в природі

Ссвободний вуглець зустрічається у вигляді алмазу і графіту. У вигляді сполук вуглець знаходиться в складі мінералів: крейди, мармуру, вапняку - СаСО 3, доломіту - MgCO 3 * CaCO 3; гідрокарбонатів - Mg (НCO 3) 2 і Са (НCO 3) 2, СО 2 входить до складу повітря; вуглець є головною складовою частиною природних органічних сполук - газу, нафти, кам'яного вугілля, торфу, входить до складу органічних речовин, білків, жирів, вуглеводів, амінокислот, що входять до складу живих організмів.

Неорганічні сполуки вуглецю

Ні іони С 4+, ні З 4 - ні за яких звичайних хімічних процесах не утворюються: у з'єднаннях вуглецю є ковалентні зв'язки різної полярності.

Оксид вуглецю (II)СО

Чадний газ; безбарвний, без запаху, малорастворим в воді, розчинний в органічних розчинниках, отруйний, t ° кип = -192 ° C; t пл. = -205 ° C.

отримання
  1) У промисловості (в газогенераторах):
  C + O 2 = CO 2

2) В лабораторії - термічним розкладанням мурашиної або щавлевої кислоти в присутності H 2 SO 4 (конц.):
  HCOOH = H 2 O + CO

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

Хімічні властивості

При звичайних умовах CO інертний; при нагріванні - відновник; несолеобразующіе оксид.

1) з киснем

2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2

2) з оксидами металів

C +2 O + CuO = Сu + C +4 O 2

3) з хлором (на світлі)

CO + Cl 2 - hn = COCl 2 (фосген)

4) реагує з розплавами лугів (під тиском)

CO + NaOH = HCOONa (форміат натрію)

5) з перехідними металами утворює карбоніли

Ni + 4CO - t ° = Ni (CO) 4

Fe + 5CO - t ° = Fe (CO) 5

Оксид вуглецю (IV) СO2

Вуглекислий газ, безбарвний, без запаху, розчинність в воді - в 1V H 2 O розчиняється 0,9V CO 2 (при нормальних умовах); важчий за повітря; t ° пл. = -78,5 ° C (твердий CO 2 називається "сухий лід"); не підтримує горіння.

отримання

1. Термічним розкладанням солей вугільної кислоти (карбонатів). Випал вапняку:

CaCO 3 - t ° = CaO + CO 2

1. Дією сильних кислот на карбонати і гідрокарбонати:

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

NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2

хімічнівластивостіСO2
  Кислотний оксид: реагує з основними оксидами і підставами, утворюючи солі вугільної кислоти

Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3

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

NaOH + CO 2 = NaHCO 3

При підвищеній температурі може проявляти окислювальні властивості

З +4 O 2 + 2Mg - t ° = 2Mg +2 O + C 0

якісна реакція

Помутніння вапняної води:

Ca (OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ¯ (білий осад) + H 2 O

Воно зникає при тривалому пропущенні CO 2 через вапняну воду, тому що нерозчинний карбонат кальцію переходить в розчинний гідрокарбонат:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Са (HCO 3) 2

Вугільна кислота та їїсолі

H 2CO 3 -Кислота слабка, існує тільки у водному розчині:

CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3

двоосновна:
  H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 - Кислі солі - бікарбонати, гідрокарбонати
   HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2- Cредние солі - карбонати

Характерні все властивості кислот.

Карбонати і гідрокарбонати можуть перетворюватися один в одного:

2NaHCO 3 - t ° = Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2

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

Карбонати металів (крім лужних металів) при нагріванні декарбоксилируется з утворенням оксиду:

CuCO 3 - t ° = CuO + CO 2

якісна реакція  - "закипання" при дії сильної кислоти:

Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2

CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2

карбіди

Карбід кальцію:

CaO + 3 C = CaC 2 + CO

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

Ацетилен виділяється при реакції з водою карбідів цинку, кадмію, лантану і церію:

2 LaC 2 + 6 H 2 O = 2La (OH) 3 + 2 C 2 H 2 + H 2.

Be 2 C і Al 4 C 3 розкладаються водою з утворенням метану:

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

У техніці застосовують карбіди титану TiC, вольфраму W 2 C (тверді сплави), кремнію SiC (карборунд - як абразив і матеріалу для нагрівачів).

ціаніди

отримують при нагріванні соди в атмосфері аміаку і чадного газу:

Na 2 CO 3 + 2 NH 3 + 3 CO = 2 NaCN + 2 H 2 O + H 2 + 2 CO 2

Синильна кислота HCN - важливий продукт хімічної промисловості, широко застосовується в органічному синтезі. Її світове виробництво досягає 200 тис. Т на рік. Електронна будова ціанід-аніону аналогічно оксиду вуглецю (II), такі частинки називають ізоелектронними:

C = O: [: C = N:] -

Ціаніди (0,1-0,2% -ний водний розчин) застосовують при видобутку золота:

2 Au + 4 KCN + H 2 O + 0,5 O 2 = 2 K + 2 KOH.

При кип'ятінні розчинів ціанідів з сіркою або сплаві твердих речовин утворюються роданіди:
  KCN + S = KSCN.

При нагріванні ціанідів малоактивних металів виходить диціан: Hg (CN) 2 = Hg + (CN) 2. Розчини ціанідів окислюються до ціанатів:

2 KCN + O 2 = 2 KOCN.

Ціанової кислота існує в двох формах:

H-N = C = O; H-O-C = N:

У 1828 році Фрідріх Велер (1800-1882) отримав з цианата амонію сечовину: NH 4 OCN = CO (NH 2) 2 при упарюванні водного розчину.

Ця подія зазвичай розглядається як перемога синтетичної хімії над "вітаїстичною теорією".

Існує ізомер ціанової кислоти - гримуча кислота

H-O-N = C.
  Її солі (гримуча ртуть Hg (ONC) 2) використовуються в ударних воспламенителях.

синтез сечовини  (Карбаміду):

CO 2 + 2 NH 3 = CO (NH 2) 2 + H 2 O. При 130 0 С і 100 атм.

Сечовина є амідом вугільної кислоти, існує і її "азотний аналог" - гуанидин.

карбонати

Найважливіші неорганічні сполуки вуглецю - солі вугільної кислоти (карбонати). H 2 CO 3 - слабка кислота (К 1 = 1,3 · 10 -4; К2 = 5 · 10 -11). Карбонатний буфер підтримує вуглекислотне рівновагу в атмосфері. Світовий океан володіє величезною буферною ємністю, тому що він є відкритою системою. Основна буферна реакція - рівновагу при дисоціації вугільної кислоти:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 -.

При зниженні кислотності відбувається додаткове поглинання вуглекислого газу з атмосфери з утворенням кислоти:
  CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3.

При підвищенні кислотності відбувається розчинення карбонатних порід (раковини, крейдяні і вапнякові відкладення в океані); цим компенсується спад гідрокарбонатних іонів:

H + + CO 3 2- ↔ HCO 3 -

CaCO 3 (тв.) ↔ Ca 2+ + CO 3 2-

Тверді карбонати переходять в розчинні гідрокарбонати. Саме цей процес хімічного розчинення надлишкового вуглекислого газу протидіє "парникового ефекту" - глобальному потеплінню через поглинання вуглекислим газом теплового випромінювання Землі. Приблизно третина світового виробництва соди (карбонат натрію Na 2 CO 3) використовується у виробництві скла.

ВИЗНАЧЕННЯ

вуглець  - шостий елемент Періодичної таблиці. Позначення - С від латинського «carboneum». Розташований у другому періоді, IVА групі. Відноситься до неметалів. Заряд ядра дорівнює 6.

Вуглець знаходиться в природі як у вільному стані, так і у вигляді численних сполук. Вільний вуглець зустрічається у вигляді алмазу і графіту. Крім викопного вугілля, в надрах Землі знаходяться великі скупчення нафти. У земній корі зустрічаються у величезних кількостях солі вугільної кислоти, особливо карбонат кальцію. У повітрі завжди є діоксид вуглецю. Нарешті, рослинні і тваринні організми складаються з речовин, в утворенні яких участь приймає вуглець. Таким чином, цей елемент - один з найпоширеніших на Землі, хоча загальне його вміст в земній корі становить усього близько 0,1% (мас.).

Атомна і молекулярна маса вуглецю

Відносної молекулярна маса речовини (M r) - це число, яке показує, у скільки разів маса даної молекули більше 1/12 маси атома вуглецю, а відносна атомна маса елемента (A r) - у скільки разів середня маса атомів хімічного елемента більше 1/12 маси атома вуглецю.

Оскільки у вільному стані вуглець існує у вигляді одноатомних молекул С, значення його атомної і молекулярної мас збігаються. Вони рівні 12,0064.

Аллотропия і аллотропние модифікації вуглецю

У вільному стані вуглець існує у вигляді алмазу, що кристалізується в кубічної і гексагональної (лонсдейліт) системі, і графіту, що належить до гексагональної системі (рис. 1). Такі форми вуглецю, як деревне вугілля, кокс або сажа мають невпорядковану структуру. Також є аллотропние модифікації, отримані синтетичним шляхом - це карбін і полікумулен - різновиди вуглецю, побудовані з лінійних ланцюгових полімерів типу -C = C- або = C = C =.

Мал. 1. Алотропні модифікації вуглецю.

Відомі також аллотропние модифікації вуглецю, що мають такі назви: графен, фулерен, нанотрубки, нановолокна, Австралія, стеклоуглерож, колосальні нанотрубки; аморфний вуглець, вуглецеві нанопочкі і вуглецева нанопіна.

ізотопи вуглецю

У природі вуглець існує у вигляді двох стабільних ізотопів 12 С (98,98%) і 13 С (1,07%). Їх масові числа рівні 12 і 13 відповідно. Ядро атома ізотопу вуглецю 12С містить шість протонів і шість нейтронів, а ізотопу 13 С - така ж кількість протонів і п'ять нейтронів.

Існує один штучний (радіоактивний) ізотоп вуглецю 14 Сс періодом напіврозпаду рівним 5730 років.

Іони вуглецю

На зовнішньому енергетичному рівні атома вуглецю є чотири електрона, які є валентними:

1s 2 2s 2 2p 2.

В результаті хімічної взаємодії вуглець може втрачати свої валентні електрони, тобто бути їх донором, і перетворюватися в позитивно заряджені іони або приймати електрони іншого атома, тобто бути їх акцептором, і перетворюватися в негативно заряджені іони:

З 0 -2e → З 2+;

З 0 -4e → З 4+;

З 0 + 4e → З 4.

Молекула і атом вуглецю

У вільному стані вуглець існує у вигляді одноатомних молекул С. Наведемо деякі властивості, що характеризують атом і молекулу вуглецю:

сплави вуглецю

Найбільш відомі сплави вуглецю в усьому світі - це сталь і чавун. Сталь - це сплав заліза з вуглецем, вміст вуглецю в якому не перевищує 2%. У чавуні (теж сплав заліза з вуглецем) вміст вуглецю вище - від 2-х до 4%.

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

ПРИКЛАД 2