Углерод (химический символ - C) - химический элемент 4-ой группы главной подгруппы 2-го периода периодической системы Менделеева, порядковый номер 6, атомная масса природной смеси изотопов 12,0107 г/моль.

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

Изотопы:
Природный углерод состоит из двух стабильных изотопов - 12С (98,892 %) и 13С (1,108 %) и одного радиоактивного изотопа 14С (v-излучатель, Т 1/2 = 5730 лет) , сосредоточенного в атмосфере и верхней части земной коры. Он постоянно образуется в нижних слоях стратосферы в результате воздействия нейтронов космического излучения на ядра азота по реакции: 14N (n, p) 14C, а также, с середины 1950-х годов, как техногенный продукт работы АЭС и в результате испытания водородных бомб.
На образовании и распаде 14С основан метод радиоуглеродного датирования, широко применяющийся в четвертичной геологии и археологии.

Аллотропия:
Электронные орбитали атома углерода могут иметь различную геометрию, в зависимости от степени гибридизации его электронных орбиталей. Существует три основных геометрии атома углерода.

Тетраэдрическая, образуется при смешении одного s- и трех p-электронов (sp3-гибридизация) . Атом углерода находится в центре тетраэдра, связан четырьмя эквивалентными s-связями с атомами углерода или иными в вершинах тетраэдра. Такой геометрии атома углерода соответствуют аллотропные модификации углерода алмаз и лонсдейлит. Такой гибридизацией обладает углерод, например, в метане и других углеводородах.

Тригональная, образуется при смешении одной s- и двух p-электронных орбиталей (sp?-гибридизация) . Атом углерода имеет три равноценные s-связи, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу. Не участвующая в гибридизации p-орбиталь, расположенная перпендикулярно плоскости s-связей, используется для образования p-связи с другими атомами. Такая геометрия углерода характерна для графита, фенола и др.
- дигональная, образуется при смешении одного s- и одного p-электронов (sp-гибридизация) . При этом два электронных облака вытянуты вдоль одного направления и имеют вид несимметричных гантелей. Два других р-электрона дают p-связи. Углерод с такой геометрией атома образует особую аллотропную модификацию - карбин.

Степени окисления +4, -4, редко +2 (СО, карбиды металлов) , +3 (C2N2, галогенцианы) ; сродство к электрону 1,27 эВ; энергия ионизации при последовательном переходе от С0 к С4+ соответственно 11,2604, 24,383, 47,871 и 64,19 эВ.

Химические свойства углерода
Взаимодействие с фтором
Углерод обладает низкой реакционной способностью, из галогенов реагирует только с фтором:

С + 2F2 = CF4.

Взаимодействие с кислородом
При нагревании взаимодействует с кислородом:

2С + О2 = 2СО,

С + О2 = СО2,

образуя оксиды СО и СО2.

Взаимодействие с другими неметаллами
Реагирует с серой:

не взаимодействует с азотом и фосфором.

Реагирует с водородом в присутствии никелевого катализатора, образуя метан:

Взаимодействие с металлами
Способен взаимодействовать с металлами, образуя карбиды:
Ca + 2C = CaC2.

Взаимодействие с водой
При пропускании водяных паров через раскаленный уголь образуется оксид углерода (II) и водород:
C + H2O = CO + H2.

Восстановительные свойства
Углерод способен восстанавливать многие металлы из их оксидов:
2ZnO + C = 2Zn + CO2.

Концентрированные серная и азотная кислоты при нагревании окисляют углерод до оксида углерода (IV):

C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O;
C + 4HNO3 = CO2 + 4NO2 + 2H2O.

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 10x6,5x5 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 s-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 s-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.

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 ?, отсюда ковалентный радиус 1,54/2 = 0,77 ?) 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 ? (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 ?) 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 б?льшая 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 ? 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

Одним из самых удивительных элементов, который способен формировать огромное количество разнообразных соединений органической и неорганической природы, является углерод. Это настолько необычный по свойствам элемент, что еще Менделеев предрекал ему большое будущее, говоря о не раскрытых пока особенностях.

Позже это подтвердилось практически. Стало известно, что он - главный биогенный элемент нашей планеты, входящий в состав абсолютно всех живых существ. Помимо этого, способный существовать в таких формах, которые кардинально различаются по всем параметрам, но при этом состоят только лишь из атомов углерода.

В общем, особенностей у этой структуры много, именно с ними и постараемся разобраться в ходе статьи.

Углерод: формула и положение в системе элементов

В периодической системе элемент углерод располагается в IV (по новому образцу в 14) группе, главной подгруппе. Его порядковый номер 6, а атомный вес 12,011. Обозначение элемента знаком С говорит о его названии на латыни - carboneum. Есть несколько различных форм, в которых существует углерод. Формула его поэтому бывает различна и зависит от конкретной модификации.

Однако для написания уравнений реакций обозначение конкретное, конечно, есть. В целом, когда говорится о веществе в чистом виде, принята молекулярная формула углерода С, без индексации.

История открытия элемента

Сам по себе этот элемент известен с самой древности. Ведь один из главнейших минералов в природе - это каменный уголь. Поэтому для древних греков, римлян и других народностей секретом он не был.

Помимо этой разновидности, также использовали алмазы и графит. С последним долгое время было много запутанных ситуаций, так как часто без анализа состава за графит принимали такие соединения, как:

• серебристый свинец;
• карбид железа;
• сульфид молибдена.

Все они были окрашены в черный цвет и поэтому считались графитом. Позже это недоразумение было разъяснено, и данная форма углерода стала сама собой.

С 1725 года большое коммерческое значение приобретают алмазы, а в 1970 освоена технология получения их искусственным путем. С 1779 года, благодаря работам Карла Шееле, изучаются химические свойства, которые проявляет углерод. Это послужило началом ряда важнейших открытий в области данного элемента и стало основой для выяснения всех его уникальнейших особенностей.

Изотопы углерода и распространение в природе

Несмотря на то что рассматриваемый элемент - один из важнейших биогенных, его общее содержание в массе земной коры составляет 0,15 %. Так происходит от того, что он подвергается постоянной циркуляции, естественному круговороту в природе.

В целом можно назвать несколько соединений минерального характера, в состав которых входит углерод. Это такие природные породы, как:

• доломиты и известняки;
• антрацит;
• горючие сланцы;
• природный газ;
• каменный уголь;
• нефть;
• бурый уголь;
• торф;
• битумы.

Помимо этого, не следует забывать и о живых существах, которые являются просто хранилищем углеродных соединений. Ведь им образованы белки, жиры, углеводы, нуклеиновые кислоты, а значит самые жизненно важные структурные молекулы. В целом на пересчет сухой массы тела из 70 кг 15 приходится на чистый элемент. И так у каждого человека, не говоря уже о животных, растениях и прочих существах.

Если же рассмотреть и воды, то есть гидросферу в целом и атмосферу, то здесь присутствует смесь углерод-кислород, выражаемая формулой СО 2 . Диоксид или углекислый газ - один из основных газов, составляющих воздух. Именно в таком виде массовая доля углерода составляет 0,046%. Еще больше растворено углекислого газа в водах Мирового океана.

Атомная масса углерода как элемента составляет 12,011. Известно, что данная величина рассчитывается как среднее арифметическое между атомными весами всех существующих в природе изотопных разновидностей, с учетом их распространенности (в процентном соотношении). Так происходит и у рассматриваемого вещества. Есть три главных изотопа, в виде которых находится углерод. Это:

• 12 С - его массовая доля в подавляющем большинстве составляет 98,93 %;
• 13 С - 1,07 %;
• 14 С - радиоактивный, период полураспада 5700 лет, устойчивый бетта-излучатель.

В практике определения геохронологического возраста образцов широко применяется радиоактивный изотоп 14 С, который является индикатором, благодаря своему длительному периоду распада.

Аллотропные модификации элемента

Углерод - это такой элемент, который в виде простого вещества существует в нескольких формах. То есть он способен формировать самое большое из известных на сегодня число аллотропных модификаций.

1. Кристаллические вариации - существуют в виде прочных структур с правильными решетками атомного типа. К данной группе относятся такие разновидности, как:

• алмазы;
• фуллерены;
• графиты;
• карбины;
• лонсдейлиты;
• и трубки.

Все они различаются решетки, в узлах которых - атом углерода. Отсюда и совершенно уникальные, не схожие свойства, как физические, так и химические.

2. Аморфные формы - их образует атом углерода, входящий в состав некоторых природных соединений. То есть это не чистые разновидности, а с примесями других элементов в незначительном количестве. В данную группу входят:

• активированный уголь;
• каменный и древесный;
• сажа;
• углеродная нанопена;
• антрацит;
• стеклоуглерод;
• техническая разновидность вещества.

Их также объединяют особенности строения кристаллической решетки, объясняющие и проявляемые свойства.

3. Соединения углерода в виде кластеров. Такая структура, при которой атомы замыкаются в особую полую изнутри конформацию, заполняемую водой или ядрами других элементов. Примеры:

• углеродные наноконусы;
• астралены;
• диуглерод.

Физические свойства аморфного углерода

Из-за большого разнообразия аллотропных модификаций, выделить какие-то общие физические свойства для углерода сложно. Проще говорить о конкретной форме. Так, например, аморфный углерод обладает следующими характеристиками.

1. В основе всех форм - мелкокристаллические разновидности графита.
2. Высокая теплоемкость.
3. Хорошие проводниковые свойства.
4. Плотность углерода около 2 г/см 3 .
5. При нагревании свыше 1600 0 С происходит переход в графитовые формы.

Сажа, и каменные разновидности находят широкое применение в технических целях. Они не являются проявлением модификации углерода в чистом виде, однако содержат его в очень большом количестве.

Кристаллический углерод

Существует несколько вариантов, в которых углерод - вещество, формирующее правильные кристаллы различного вида, где атомы соединяются последовательно. В результате происходит образование следующих модификаций.

1. - кубическая, в которой соединяются четыре тетраэдра. В результате все ковалентные химические связи каждого атома максимально насыщенны и прочны. Это объясняет физические свойства: плотность углерода 3300 кг/м 3 . Высокая твердость, низкая теплоемкость, отсутствие электрической проводимости - все это является результатом строения кристаллической решетки. Существуют технически полученные алмазы. Образуются при переходе графита в следующую модификацию под влиянием высокой температуры и определенного давления. В целом так же высока, как и прочность - около 3500 0 С.
2. Графит. Атомы расположены подобно структуре предыдущего вещества, однако происходит насыщение только трех связей, а четвертая становится более длинной и менее прочной, она соединяет между собой "слои" гексагональных колец решетки. В результате получается, что графит - мягкое, жирное на ощупь вещество черного цвета. Обладает хорошей электрической проводимостью и имеет высокую температуру плавления - 3525 0 С. Способно к сублимации - возгонке из твердого состояния в газообразное, минуя жидкое (при температуре 3700 0 С). Плотность углерода - 2,26 г/см 3, что гораздо ниже таковой у алмаза. Это объясняет их различные свойства. Из-за слоистой структуры кристаллической решетки, возможно использование графита для изготовления грифелей простых карандашей. При проведении по бумаге чешуйки отслаиваются и оставляют на бумаге след черного цвета.
3. Фуллерены. Открыты были лишь в 80-х годах прошлого столетия. Представляют собой модификации, в которых углероды соединяются между собой в особую выпуклую замкнутую структуру, имеющую в центре пустоту. Причем форма кристалла - многогранник, правильной организации. Количество атомов четное. Самая известная форма фуллерен С 60 . Образцы подобного вещества были найдены при исследованиях:

• метеоритов;
• донных отложений;
• фольгуритов;
• шунгитов;
• космического пространства, где содержались в виде газов.

Все разновидности кристаллического углерода имеют важное практическое значение, поскольку обладают рядом полезных в технике свойств.

Химическая активность

Молекулярный углерод проявляет низкую химическую активность вследствие своей устойчивой конфигурации. Заставить его вступать в реакции можно лишь сообщив атому дополнительную энергию и заставив электроны внешнего уровня распариться. В этот момент валентность становится равна 4. Поэтому в соединениях он имеет степень окисления + 2, + 4, - 4.

Практически все реакции с простыми веществами, как металлами, так и неметаллами, протекают под влиянием высоких температур. Рассматриваемый элемент может быть как окислителем, так и восстановителем. Однако последние свойства выражены у него особенно сильно, именно на этом основано применение его в металлургической и других отраслях промышленности.

В целом способность вступать в химическое взаимодействие зависит от трех факторов:

• дисперсности углерода;
• аллотропной модификации;
• температуры реакции.

Таким образом, в ряде случаев происходит взаимодействие со следующими веществами:

• неметаллами (водородом, кислородом);
• металлами (алюминием, железом, кальцием и прочими);
• оксидами металлов и их солями.

С кислотами и щелочами не реагирует, с галогенами очень редко. Важнейшее из свойств углерода - способность образовывать длинные цепи между собой. Они могут замыкаться в цикл, формировать разветвления. Так происходит образование органических соединений, которые на сегодняшний день исчисляются миллионами. Основа этих соединений два элемента - углерод, водород. Также в состав могут входить и другие атомы: кислород, азот, сера, галогены, фосфор, металлы и прочие.

Основные соединения и их характеристика

Существует множество различных соединений, в состав которых входит углерод. Формула самого известного из них - СО 2 - углекислый газ. Однако помимо этого оксида, существует еще СО - монооксид или угарный газ, а также недооксид С 3 О 2 .

Среди солей, в состав которых входит данный элемент, самыми распространенными являются карбонаты кальция и магния. Так, карбонат кальция имеет несколько синонимов в названии, так как в природе встречается в виде:

• мела;
• мрамора;
• известняка;
• доломита.

Важное значение карбонатов щелочноземельных металлов проявляется в том, что они активные участники процессов образования сталактитов и сталагмитов, а также подземных вод.

Угольная кислота - еще одно соединение, которое образует углерод. Формула ее - Н 2 СО 3 . Однако в обычном виде она крайне неустойчива и сразу же в растворе распадается на углекислый газ и воду. Поэтому известны лишь ее соли, а не она сама, как раствор.

Галогениды углерода - получаются в основном косвенным путем, так как прямые синтезы идут лишь при очень высоких температурах и с низким выходом продукта. Одно из самых распространенных - CCL 4 - тетрахлорметан. Ядовитое соединение, способное при вдыхании вызвать отравление. Получают при реакциях радикального фотохимического замещения в метане.

Карбиды металлов - соединения углерода, в которых он проявляет степень окисления 4. Также возможно существование объединений с бором и кремнием. Главное свойство карбидов некоторых металлов (алюминия, вольфрама, титана, ниобия, тантала, гафния) - это высокая прочность и отличная электропроводность. Карбид бора В 4 С - одно из самых твердых веществ после алмаза (9,5 по Моосу). Данные соединения используются в технике, а также химической промышленности, как источники получения углеводородов (карбид кальция с водой приводит к образованию ацетилена и гидроксида кальция).

Многие сплавы металлов изготавливают с использованием углерода, значительно повышая тем самым их качественные и технические характеристики (сталь - сплав железа с углеродом).

Отдельного внимания заслуживают многочисленные органические соединения углерода, в которых он - основополагающий элемент, способный соединяться с такими же атомами в длинные цепи различного строения. К ним можно отнести:

• алканы;
• алкены;
• арены;
• белки;
• углеводы;
• нуклеиновые кислоты;
• спирты;
• карбоновые кислоты и многие другие классы веществ.

Применение углерода

Значение соединений углерода и его аллотропных модификаций в жизни человека очень велико. Можно назвать несколько самых глобальных отраслей, чтобы стало понятно, что это действительно так.

1. Данный элемент образует все виды органического топлива, из которого человек получает энергию.
2. Металлургическая промышленность использует углерод как сильнейший восстановитель для получения металлов из их соединений. Здесь же находят широкое применение карбонаты.
3. Строительство и химическая промышленность потребляют огромное количество соединений углерода для синтеза новых веществ и получения необходимых продуктов.

Также можно назвать такие отрасли хозяйства, как:

• ядерная промышленность;
• ювелирное дело;
• техническое оборудование (смазки, жаропрочные тигли, карандаши и прочее);
• определение геологического возраста пород - радиоактивный индикатор 14 С;
• углерод - прекрасный адсорбент, что позволяет использовать его для изготовления фильтров.

Круговорот в природе

Масса углерода, находящегося в природе, включена в постоянный круговорот, который циклически совершается ежесекундно по всему земному шару. Так, атмосферный источник углерода - СО 2 , поглощается растениями и выделяется всеми живыми существами в процессе дыхания. Попадая в атмосферу, он снова поглощается, и так цикл не прекращается. При этом отмирание органических остатков приводит к высвобождению углерода и накоплению его в земле, откуда затем он снова поглощается живыми организмами и выводится в атмосферу в виде газа.

Углерод — это, пожалуй, основной и самый удивительный химический элемент на Земле, ведь с его помощью формируется колоссальное количество разнообразных соединений, как неорганических, так и органических. Углерод является основой всех живых существ, можно сказать, что углерод, наравне с водой и кислородом, — основа жизни на нашей планете! Углерод имеет разнообразие форм, которые не похожи ни по своим физико-химическим свойствам, ни по внешнему виду. Но всё это углерод!

История открытия углерода

Углерод был известен человечеству ещё с глубокой древности. Графит и уголь использовались ещё древними греками, а алмазы нашли применение в Индии. Правда, за графит частенько принимали похожие по внешнему виду соединения. Тем не менее, графит имел широкое применение в древности, в частности для письма. Даже его название происходит от греческого слова «графо» — «пишу». Графит сейчас используется в карандашах. Алмазами начали впервые торговать в Бразилии в первой половине 18 века, с этого времени открыто множество месторождений, а в 1970 году была разработана технология получения алмазов искусственным путём. Такие искусственные алмазы применяются в промышленности, натуральные же, в свою очередь, в ювелирном деле.

Углерод в природе

Наиболее значимое количество углерода собрано в атмосфере и гидросфере в виде углекислого газа. В атмосфере углерода содержится около 0,046%, а еще больше — в растворенном виде в Мировом Океане.

Кроме того, как мы видели выше, углерод является основой живых организмов. Например, в теле человека массой 70 кг содержится около 13 кг углерода! Это только в одном человеке! А углерод содержится также во всех растениях и животных. Вот и считайте…

Круговорот углерода в природе

Аллотропные модификации углерода

Углерод — уникальный химический элемент, который образует так называемые аллотропные модификации , или, проще говоря, различные формы. Эти модификации подразделяются кристаллические, аморфные и в виде кластеров.

Кристаллические модификации имеют правильную кристаллическую решётку. К этой группе относятся: алмаз , фуллерит, графит, лонсдейлит, углеродные волокна и трубки. Подавляющее большинство кристаллических модификаций углерода на первых местах в рейтинге «Самые твёрдые материалы в мире » .

Аллотропные формы углерода: a) лонсдейлит; б) алмаз;
в) графит; г) аморфный углерод; д) C60 (фуллерен); е) графен;
ж) однослойная нанотрубка

Аморфные формы образованы углеродом с небольшими примесями других химических элементов. Основные представители этой группы: уголь (каменный, древесный, активированный), сажа, антрацит.

Самыми сложными и высокотехнологичными являются соединения углерода в виде кластеров. Кластеры — это особая структура, при которой атомы углерода расположены таким образом, что образуют полую форму, которая заполнена изнутри атомами других элементов, например, воды. В этой группе не так уж и много представителей, в неё входят углеродные наноконусы, астралены и диуглерод.

Графит — «тёмная сторона» алмаза

Применение углерода

Углерод и его соединения имеют огромное значение в жизнедеятельности человека. Из углерода образованы главные виды топлива на Земле — природный газ и нефть. Соединения углерода широко применяются в химической и металлургической промышленности, в строительстве, в машиностроении и медицине. Аллотропные модификации в виде алмазов используют в ювелирном деле, фуллерит и лонсдейлит в ракетостроении. Из соединений углерода изготавливаются различные смазки для механизмов, техническое оборудование и многое другое. Промышленность в настоящее время не может обойтись без углерода, он используется везде!