Реферат: Углерод и его основные неорганические соединения. Углерод и его соединения Как обозначается углерод в химии

В этой статье мы рассмотрим элемент, входящий в состав периодической таблицы Д.И. Менделеева, а именно углерод. В современной номенклатуре он обозначается символом С, входит в четырнадцатую группу и является «участником» второго периода, имеет шестой порядковый номер, а его а.е.м. = 12.0107.

Атомные орбитали и их гибридизация

Начнем рассмотрение углерода с его орбиталей и их гибридизации - его главных особенностей, благодаря которым он и по сей день заставляет удивляться ученых всего мира. Каково же их строение?

Гибридизации атома углерода устроена таким образом, что валентные электроны занимают позиции на трех орбиталях, а именно: один находится на орбитали 2s, а два - на 2p-орбиталях. Последние две из трех орбиталей образуют угол, равный 90 градусам по отношению друг к другу, а 2s-орбиталь обладает сферической симметрией. Однако данная форма устройства рассматриваемых орбиталей не позволяет нам понять, почему же углерод, входя в органические соединения, образует углы в 120, 180 и 109.5 градусов. Формула электронного строения атома углерода выражает себя в следующем виде: (He) 2s 2 2p 2 .

Разрешение возникшего противоречия было сделано при помощи введения в оборот понятия гибридизации атомных орбиталей. Чтобы понять трехгранную, вариантную природу С, потребовалось создать три формы представления о его гибридизации. Главный вклад в появление и развитие данной концепции был сделан Лайнусом Полингом.

Свойства физического характера

Строение атома углерода обуславливает наличие ряда некоторых особенностей физического характера. Атомы этого элемента образуют простое вещество - углерод, который имеет модификации. Вариации изменений его строения могут придавать образовавшемуся веществу различные качественные характеристики. Причина наличия большого количества модификаций углерода заключается в его способности устанавливать и образовывать разнотипные связи химической природы.

Строение атома углерода может варьироваться, что позволяет ему иметь определенное количество изотопных форм. Углерод, находимый в природе, образуется при помощи двух изотопов в стабильном состоянии - 12 C и 13 C - и изотопа с радиоактивными свойствами - 14 С. Последний изотоп сосредотачивается в верхних слоях коры Земли и в атмосфере. Вследствие влияния космического излучения, а именно его нейтронов, на ядро атомов азота, образуется радиоактивный изотоп 14 С. После середины пятидесятых годов двадцатого века он стал попадать в окружающую среду в качестве техногенного продукта, образованного при работе АЭС, и вследствие использования водородной бомбы. Именно на процессе распада 14 С основывается методика радиоуглеродного датирования, нашедшая свое широкое применение в археологии и геологии.

Модификация углерода в аллотропной форме

В природе существует множество веществ, в состав которых входит углерод. Человек использует строение атома углерода в собственных целях при создании различных веществ, среди которых:

Кристаллические углероды (алмазы, углеродные нанотрубки, волокна и проволоки, фуллерены и т.д.).
Аморфные углероды (активированный и древесный уголь, различные виды кокса, техуглерод, сажа, нанопена и антрацит).
Кластерные формы углерода (диуглероды, наноконусы и астраленовые соединения).

Структурные особенности атомного строения

Электронное строение атома углерода может обладать различной геометрией, которая зависит от уровня гибридизации орбиталей, которыми он обладает. Существует 3 главных вида геометрии:

Тетраэдрическая - создается вследствие смещения четырех электронов, один из которых s-, а три принадлежат к p-электронам. Атом С занимается центральное положение в тетраэдре, связывается четырьмя равносильным сигма-связями с другими атомами, занимающими вершину данного тетраэдра. При таком геометрическом расположении углерода могут образоваться его аллотропные формы, например алмаз и лонсдейлит.
Тригональная - обязана своим появлением смещению трех орбиталей, из которых одна s- и две p-. Здесь имеются три сигма-связи, которые находятся между собой в равносильной положении; они залегают в общей плоскости и придерживаются угла в 120 градусов по отношению друг к другу. Свободная р-орбиталь располагается перпендикулярно по отношению к плоскости сигма-связей. Подобной геометрией строения обладает графит.
Диагональная - появляется благодаря смешиванию s- и p-электронов (гибридизация sp). Электронные облака вытягиваются вдоль общего направления и принимают форму несимметричной гантели. Свободные электроны создают π-связи. Данное строение геометрии в углероде дает начало появлению карбина, особой формы модификации.

Атомы углерода в природе

Строение и свойства атома углерода издавна рассматриваются человеком и используются с целью получения большого количества разнообразных веществ. Атомы этого элемента, благодаря своей уникальной способности образовывать разные химические связи и наличию гибридизации орбиталей, создают множество различных аллотропных модификаций при участии всего лишь одного элемента, из атомов одного типа, - углерода.

В природе углерод содержится в земной коре; принимает формы алмазов, графитов, различных горючих природных богатств, например, нефти, антрацита, бурого угля, сланцев, торфа и т.д. Входит в состав газов, используемых человеком в энергетической промышленности. Углерод в составе его диоксида заполняет гидросферу и атмосферу Земли, причем в воздухе доходит до 0.046%, а в воде - до шестидесяти раз больше.

В организме человека С содержится в количестве, приблизительно равном 21%, а выводиться преимущественно с мочой и выдыхаемым воздухом. Этот же элемент участвует в биологическом цикле, он поглощается растениями и расходуется в ходе процессов фотосинтеза.

Атомы углерода благодаря своей способности устанавливать разнообразные ковалентные связи и строить из них цепи, и даже циклы, могут создавать огромнейшее количество веществ органической природы. Помимо этого, данный элемент входит в состав солнечной атмосферы, пребывая в соединениях с водородом и азотом.

Свойства химической природы

Теперь рассмотрим строение и свойства атома углерода с химической точки зрения.

Важно знать, что углерод проявляет инертные свойства в условиях обычной температуры, но может показывать нам свойства восстановительного характера под влиянием высоких температур. Основные степени окисления: + - 4, иногда +2, а также +3.

Участвует в реакции с большим количеством элементов. Может вступать в реакции с водой, водородом, галогенами, щелочными металлами, кислотами, фтором, серой и т.д.

Строение атома углерода порождает невероятно огромное количество веществ, отделенных в отдельный класс. Такие соединения называются органическими и основываются на С. Это является возможным благодаря свойству атомов данного элемента образовывать полимерные цепи. Среди самых известных и обширных групп находятся протеины (белки), жиры, углеводы и углеводородные соединения.

Способы эксплуатации

Благодаря уникальному строения атома углерода и сопутствующим этому свойствам, элемент широко применяется человеком, например, при создании карандашей, выплавке металлических тиглей - здесь используют графит. Алмазы используются в качестве абразивных материалов, украшений, насадок для бормашин и т.д.

Фармакология и медицина также занимаются использованием углерода в разнообразных соединениях. Этот элемент входит в состав стали, служит основой для каждого органического вещества, участвует в процессе фотосинтеза и т.д.

Токсичность элемента

Строение атома элемента углерода заключает в себе наличие опасного воздействия на живую материю. Углерод попадает в мир вокруг нас в результате угольного сгорания на ТЭС, входит в состав газов, вырабатываемых автомобилями, в случае получения угольного концентрата и т.д.

Высок процент содержания углерода в аэрозолях, что влечет за собой увеличение процента заболеваемости людей. Чаще всего страдают верхние дыхательные пути и легкие. Некоторые заболевания можно относить к профессиональным, например, пылевой бронхит и болезни группы пневмокониоза.

14 С - токсичен, а силу его влияния определяет радиационное взаимодействие с β-частицами. Этот атом входит в составы биологических молекул, в том числе содержится в дезокси- и рибонуклеиновых кислотах. Допустимым количеством 14 С в воздухе рабочей зоны считается отметка в 1.3Бк/л. Максимальное количество поступающего в организм углерода во время дыхания равно соответствует 3.2*10 8 Бк/год.

Рассмотрение особенностей строения атома углерода и его электронного состояния является основополагающим для правильного понимания теории химического строения. Рассмотрим сначала положение углерода в периодической системе (ПС). Для удобства характеристики элемента по ПС можно использовать следующий алгоритм:

Порядковый номер элемента (№) определяет его заряд ядра (зарядное число Z ), а следовательно, количество протонов N$p^+$ (обозначение протона - $p_1^+$) и общее количество электронов N$\bar{e}$ (обозначение электрона - $\bar{e}$) в ядре. Для углерода порядковый номер равен 6, следовательно, ядро атома углерода состоит из 6 протонов и 6 электронов. Схематически это рассуждение можно записать следующим образом: №$ (C)=6 \Rightarrow Z = 6; \hspace{2pt}N\bar{e} = 6$.

Атомная масса элемента, или массовое число изотопа (A) равно сумме масс протонов и нейтронов (обозначение нейтрона - $n_1^0$) в ядре, следовательно, по разности можно вычислить количество нейтронов N. Для углерода атомная масса равна 12 а.е.м., следовательно, количество нейтронов в атоме углерода равно 6. Схематическая запись: $A(C) =12 \textrm{а.е.м.} \Rightarrow N =A-Z=12-6=6$.

Номер периода, в котором находится элемент в ПС, численно равен главному (радиальному) квантовому числу n и определяет число энергетических уровней в атоме. Иногда встречается другое обозначение главного квантового числа - $n_r$ (по Зоммерфельду). Углерод находится во втором периоде ПС, следовательно, имеет два энергетических уровня, главное квантовое число равно 2. Схематическая запись: № пер. = 2 => n = 2.

Номер группы , в которой расположен элемент в ПС, соответствует числу электронов на внешнем энергетическом уровне. Углерод расположен в IV группе главной подгруппы, следовательно, на внешнем энергетическом уровне у него 4 электрона. Схематическая запись: № гр. = IV => N$\bar{e}_\textrm{валентных}$ = 4.

Подводя итог, можно сказать, что в основном (невозбужденном) состоянии на внешнем энергетическом уровне атома углерода находятся 4 валентных электрона, при этом s-электроны образуют электронную пару, и 2 р-электрона не спарены.

Для валентного электронного слоя атома углерода главное квантовое число n равно 2, орбитальное квантовое число l равно 0, что соответствует s-орбитали и равно 1 для р-орбиталей; магнитное квантовое число m = –l, 0, +l; то есть m = 0 (при l = 0) и m = –1, 0, 1 (при l = 1).

Определение

Атомной орбиталью (АО) называется графическое трехмерное изображение электронной плотности, то есть область пространства, в которой вероятность нахождения электрона максимальна.

В органических соединениях атом углерода всегда четырехвалентен, это значит, что в образовании химической связи участвуют все 4 валентных электрона. Но в образовании связи участвуют только неспаренные электроны! Чтобы объяснить несоответствие между понятием валентности и электронным строением атома углерода, следует применить модель возбужденного состояния атома углерода $C^*$ , допускающая переход электрона с 2s- на 2р-подуровень:

В этом случае энергия, затрачиваемая на переход электрона, компенсируется энергией, высвобождаемой при образовании двух дополнительных связей. Однако такая модель предполагает нахождение электрона на четырех «чистых» орбиталях - одной s и трех р.

Тогда в возбужденной состоянии атома энергия s-орбитали должна быть меньше энергии образования р-орбиталей. На самом деле это не совсем так. Как показывают исследования, энергия всех четырех образующихся в результате «перескока» электрона орбиталей примерно одинаковая, соответственно, и энергии образования связей в молекуле с одинаковыми гетероатомами (например, атомами водорода в метане) тоже примерно равны, причем энергия каждой из вновь образующихся орбиталей больше, чем энергия «чистой» s-орбитали, но меньше, чем энергия «чистой» р-орбитали.

УГЛЕРОД , С, химический элемент IV группы периодической системы, атомный вес 12,00, порядковый номер 6. До последнего времени углерод считался не имеющим изотопов; лишь недавно удалось с помощью особо чувствительных методов обнаружить существование изотопа С 13 . Углерод - один из важнейших элементов по распространенности, по многочисленности и разнообразию его соединений, по биологическому значению (как органоген), по обширности технического использования самого углерода и его соединений (как сырья и как источника энергии для промышленных и бытовых нужд) и наконец по своей роли в развитии химической науки. Углерод в свободном состоянии обнаруживает ярко выраженное явление аллотропии, известное уже более полутора веков, но до сих пор не вполне изученное как по причине чрезвычайной трудности получения углерода в химически чистом виде, так и потому, что большинство констант аллотропных модификаций углерода сильно меняется в зависимости от морфологических особенностей их структуры, обусловленных способом и условиями получения.

Углерод образует две кристаллические формы - алмаз и графит и кроме того известен в аморфном состоянии в виде т. н. аморфного угля . Индивидуальность последнего в результате недавних исследований оспаривалась: уголь отождествляли с графитом, рассматривая тот и другой как морфологические разновидности одной формы - «черного углерода», а разницу в их свойствах объясняли физической структурой и степенью дисперсности вещества. Однако в самое последнее время получены факты, подтверждающие существование угля как особой аллотропной формы (см. ниже).

Природные источники и запасы углерода . По распространенности в природе углерод занимает среди элементов 10-е место, составляя 0,013% атмосферы, 0,0025% гидросферы и около 0,35% всей массы земной коры. Большая часть углерода находится в форме кислородных соединений: в атмосферном воздухе содержится ~800 млрд. тонн углерода в виде двуокиси СО 2 ; в воде океанов и морей - до 50000 млрд. тонн углерода в виде СО 2 , иона угольной кислоты и бикарбонатов; в горных породах - нерастворимые карбонаты (кальция, магния и других металлов), причем на долю одного СаСО 3 приходится ~160·10 6 млрд. тонн углерода. Эти колоссальные запасы не представляют, однако, энергетической ценности; гораздо более ценными являются горючие углеродистые материалы - ископаемые угли, торф, затем нефть, углеводородные газы и другие природные битумы. Запас этих веществ в земной коре также довольно значителен: общая масса углерода в ископаемых углях достигает ~6000 млрд. тонн, в нефти ~10 млрд. тонн и т. д. В свободном состоянии углерод встречается довольно редко (алмаз и часть вещества графитов). Ископаемые угли почти или вовсе не содержат свободного углерода: они состоят гл. обр. из высокомолекулярных (полициклических) и весьма устойчивых соединений углерода с другими элементами (Н, О, N, S) еще очень мало изученных. Углеродистые соединения живой природы (биосферы земного шара), синтезируемые в растительных и животных клетках, отличаются чрезвычайным разнообразием свойств и количеств состава; наиболее распространенные в растительном мире вещества - клетчатка и лигнин - играют роль и в качестве энергетических ресурсов.

Углерод сохраняет постоянство распределения в природе благодаря непрерывному круговороту, цикл которого слагается из синтеза сложных органических веществ в растительных и животных клетках и из обратной дезагрегации этих веществ при их окислительном распаде (горение, гниение, дыхание), приводящем к образованию СО 2 , которая вновь используется растениями для синтеза. Общая схема этого круговорота м. б. представлена в следующем виде:

Получение углерода . Углеродистые соединения растительного и животного происхождения неустойчивы при высоких температурах и, будучи подвергнуты нагреванию не ниже 150-400°С без доступа воздуха, разлагаются, выделяя воду и летучие соединения углерода и оставляя твердый нелетучий остаток, богатый углеродом и обычно называемый углем . Этот пиролитический процесс носит название обугливания , или сухой перегонки , и широко применяется в технике. Высокотемпературный пиролиз ископаемых углей, нефти и торфа (при температуре 450-1150°С) приводит к выделению углерода в графитообразной форме (кокс, ретортный уголь). Чем выше температура обугливания исходных материалов, тем получаемый уголь или кокс ближе по составу к свободному углероду, а по свойствам - к графиту.

Аморфный же уголь, образующийся при температуре ниже 800°С, не м. б. рассматриваем как свободный углерод, ибо содержит значительные количества химически связанных других элементов, гл. обр. водорода и кислорода. Из технических продуктов к аморфному углю наиболее близки по свойствам активированный уголь и сажа. Наиболее чистый уголь м. б. получен обугливанием чистого сахара или пиперонала, специальной обработкой газовой сажи и т. п. Искусственный графит, полученный электротермическим путем, по составу представляет собою почти чистый углерод. Природный графит всегда бывает загрязнен минеральными примесями и кроме того содержит некоторое количество связанных водорода (Н) и кислорода (О); в относительно чистом состоянии он м. б. получен лишь после ряда специальных обработок: механического обогащения, промывки, обработки окислителями и прокаливания при высокой температуре до полного удаления летучих веществ. В технологии углерода никогда не имеют дела с совершенно чистым углеродом; это относится не только к натуральному углеродному сырью, но и к продуктам его обогащения, облагораживания и термического разложения (пиролиза). Ниже приведено содержание углерода в некоторых углеродистых материалах (в %):

Физические свойства углерода . Свободный углерод практически совершенно неплавок, нелетуч и при обыкновенной температуре нерастворим ни в одном из известных растворителей. Он растворяется только в некоторых расплавленных металлах, особенно при температуре, приближающихся к температуре кипения последних: в железе (до 5%), серебре (до 6%)| рутении (до 4%), кобальте, никеле , золоте и платине. При отсутствии кислорода углерод является наиболее жароупорным материалом; жидкое состояние для чистого углерода неизвестно, а превращение его в пар начинается лишь при температуре выше 3000°С. Поэтому определение свойств углерода производилось исключительно для твердого агрегатного состояния. Из модификаций углерода алмаз обладает наиболее постоянными физическими свойствами; свойства графита в различных его образцах (даже наиболее чистых) значительно варьируют; еще более непостоянны свойства аморфного угля. Важнейшие физические константы различных модификаций углерода сопоставлены в таблице.

Алмаз - типичный диэлектрик, в то время как графит и уголь обладают металлической электропроводностью. По абсолютной величине проводимость их меняется в очень широких пределах, но для углей она всегда ниже, чем для графитов; у графитов же приближается к проводимости настоящих металлов. Теплоемкость всех модификаций углерода при температуре >1000°С стремится к постоянному значению 0,47. При температуре ниже -180°С теплоемкость алмаза становится исчезающе малой и при -27°С она практически делается равной нулю.

Химические свойства углерода . При нагревании выше 1000°С как алмаз, так и уголь постепенно превращаются в графит, который поэтому следует рассматривать как наиболее устойчивую (в условиях высоких температур) монотропную форму углерода. Превращение аморфного угля в графит начинается по-видимому около 800°С и заканчивается при 1100°С (в этой последней точке уголь теряет свою адсорбционную активность и способность к реактивации, а электропроводность его резко возрастает, оставаясь в дальнейшем почти постоянной). Для свободного углерода характерна инертность при обычных температурах и значительная активность - при высоких. Наиболее активен в химическом отношении аморфный уголь, в то время как алмаз обладает наибольшей резистентностью. Так, например, фтор реагирует с углем при температуре 15°С, с графитом же лишь при 500°С, а с алмазом при 700°С. При нагревании на воздухе пористый уголь начинает окисляться ниже 100°С, графит около 650°С, алмаз же выше 800°С. При температуре 300°С и выше уголь соединяется с серой в сероуглерод CS 2 . При температуре выше 1800°С углерод (уголь) начинает взаимодействовать с азотом, образуя (в незначительных количествах) дициан C 2 N 2 . Взаимодействие углерода с водородом начинается при 1200°С, причем в интервале температур 1200-1500°С образуется только метан СН 4 ; выше 1500°С - смесь метана, этилена (С 2 Н 4) и ацетилена (С 2 Н 2); при температуре порядка 3000°С получается почти исключительно ацетилен. При температуре электрической дуги углерод вступает в прямое соединение с металлами, кремнием и бором, образуя соответствующие карбиды. Прямыми или косвенными путями м. б. получены соединения углерода со всеми известными элементами, кроме газов нулевой группы. Углерод - элемент неметаллического характера, проявляющий некоторые признаки амфотерности. Атом углерода имеет диаметр 1,50 Ᾰ (1Ᾰ = 10 -8 см) и содержит во внешней сфере 4 валентных электрона, которые с равной легкостью отдаются либо дополняются до 8; поэтому нормальная валентность углерода как кислородная, так и водородная равна четырем. В подавляющем большинстве своих соединений углерод четырехвалентен; лишь в незначительном числе известны соединения двухвалентного углерода (окись углерода и ее ацетали, изонитрилы, гремучая кислота и ее соли) и трехвалентного (т. н. «свободный радикал»).

С кислородом углерод образует два нормальных окисла: двуокись углерода СО 2 кислотного характера и нейтральную окись углерода СО. Кроме того существует ряд недокисей углерода , содержащих более 1 атома С, не имеющих технического значения; из них наиболее известна недокись состава С 3 О 2 (газ с температурой кипения +7°С и температурой плавления -111°С). Первым продуктом горения углерода и его соединений является СО 2 , образующаяся по уравнению:

С+О 2 = СО 2 +97600 cal.

Образование СО при неполном сгорании топлива есть результат вторичного восстановительного процесса; восстановителем в этом случае служит сам углерод, который при температуре выше 450°С реагирует с СО 2 по уравнению:

СО 2 +С = 2СО -38800 cal;

реакция эта обратима; выше 950°С превращение СО 2 в СО делается практически полным, что и осуществляется в газогенераторных печах. Энергичная восстановительная способность углерода при высоких температурах используется также при получении водяного газа (Н 2 О+С = СО+Н 2 -28380 cal) и в металлургических процессах - для получения свободного металла из его окисла. К действию некоторых окислителей аллотропные формы углерода относятся различно: например, смесь KCIO 3 + HNO 3 на алмаз совершенно не действует, аморфный уголь окисляется ею сполна в СО 2 , графит же дает соединения ароматического ряда - графитовые кислоты с эмпирической формулой (С 2 ОН)х и далее меллитовую кислоту С 6 (СООН) 6 . Соединения углерода с водородом – углеводороды - крайне многочисленны; от них генетически производится большинство остальных органических соединений, в которые кроме углерода входят чаще всего Н, О, N, S и галоиды.

Исключительное многообразие органических соединений, которых известно до 2 млн., обусловлено некоторыми особенностями углерода как элемента. 1) Для углерода характерна прочность химической связи с большинством остальных элементов как металлического, так и неметаллического характера, благодаря чему он образует достаточно устойчивые соединения и с теми и с другими. Вступая в сочетание с другими элементами, углерод весьма мало склонен к образованию ионов. Большая часть органических соединений - гомеополярного типа и в обычных условиях не диссоциирует; разрыв внутримолекулярных связей в них нередко требует затраты значительного количества энергии. При суждении о прочности связей следует однако различать; а) прочность связи абсолютную, измеряемую термохимическим путем, и б) способность связи разрываться под действием различных реагентов; эти две характеристики далеко не всегда совпадают. 2) Атомы углерода с исключительной легкостью связываются друг с другом (неполярно), образуя углеродные цепи , открытые или замкнутые. Длина таких цепей по-видимому не подвержена никаким ограничениям; так, известны вполне устойчивые молекулы с открытыми цепями из 64 атомов углерода. Удлинение и усложнение открытых цепей не отражается на прочности связи их звеньев между собою или с другими элементами. Среди замкнутых цепей наиболее легко образуются 6- и 5-членные кольца, хотя известны кольчатые цепи, содержащие от 3 до 18 углеродных атомов. Способность атомов углерода к взаимному соединению хорошо объясняет особые свойства графита и механизм процессов обугливания; она делает понятным и тот факт, что углерод неизвестен в форме двухатомных молекул С 2 , чего можно было бы ожидать по аналогии с другими легкими неметаллическими элементами (в парообразной форме углерод состоит из одноатомных молекул). 3) Благодаря неполярному характеру связей очень многие соединения углерода обладают химической инертностью не только внешней (медленность реагирования), но и внутренней (затрудненность внутримолекулярных перегруппировок). Наличие больших «пассивных сопротивлений» сильно затрудняет самопроизвольное превращение неустойчивых форм в устойчивые, часто сводя скорость такого превращения к нулю. Результатом этого является возможность реализации большого числа изомерных форм, практически одинаково устойчивых при обыкновенной температуре.

Аллотропия и атомная структура углерода . Рентгенографический анализ дал возможность с достоверностью установить атомную структуру алмаза и графита. Этот же метод исследования пролил свет и на вопрос о существовании третьей аллотропной модификации углерода, являющийся по сути дела вопросом об аморфности или кристалличности угля: если уголь - аморфное образование, то он не м. б. отождествлен ни с графитом, ни с алмазом, а должен рассматриваться как особая форма углерода, как индивидуальное простое вещество. В алмазе атомы углерода размещены т. о., что каждый атом лежит в центре тетраэдра, вершинами которого являются 4 смежных атома; каждый из последних в свою очередь является центром другого такого же тетраэдра; расстояния между смежными атомами равны 1,54 Ᾰ (ребро элементарного куба кристаллической решетки равно 3,55 Ᾰ). Такая структура является наиболее компактной; ей соответствуют высокая твердость, плотность и химическая инертность алмаза (равномерное распределение валентных сил). Взаимная связь атомов углерода в решетке алмаза такая же, как и в молекулах большинства органических соединений жирного ряда (тетраэдрическая модель углерода). В кристаллах графита атомы углерода расположены плотными слоями, отстоящими один от другого на 3,35-3,41 Ᾰ; направление этих слоев совпадает с плоскостями спайности и плоскостями скольжения при механических деформациях. В плоскости каждого слоя атомы образуют сетку с шестиугольными ячейками (роты); сторона такого шестиугольника равна 1,42-1,45 Ᾰ. В смежных слоях шестиугольники не лежат один под другим: совпадение их по вертикали повторяется лишь через 2 слоя в третьем. Три связи каждого атома углерода лежат в одной плоскости, образуя углы в 120°; 4-я связь направлена попеременно в ту или другую сторону от плоскости к атомам соседних слоев. Расстояния между атомами в слое строго постоянны, расстояние же между отдельными слоями м. б. изменено внешними воздействиями: так, при прессовании под давлением до 5000 atm оно уменьшается до 2,9 Ᾰ, а при набухании графита в концентрированной HNO 3 - увеличивается до 8 Ᾰ. В плоскости одного слоя атомы углерода связаны гомеополярно (как в углеводородных цепях), связи же между атомами смежных слоев имеют скорее металлический характер; это видно из того, что электропроводность кристаллов графита в направлении, перпендикулярном к слоям, в ~100 раз превышает проводимость по направлению слоя. Т. о. графит обладает свойствами металла в одном направлении и свойствами неметалла - в другом. Расположение атомов углерода в каждом слое решетки графита совершенно такое же, как в молекулах сложноядерных ароматических соединений. Такая конфигурация хорошо объясняет резкую анизотропность графита, исключительно развитую спайность, антифрикционные свойства и образование ароматических соединений при его окислении. Аморфная модификация черного углерода, по-видимому, существует как самостоятельная форма (О. Руфф). Для нее наиболее вероятным является пенообразное ячеистое строение, лишенное всякой правильности; стенки таких ячеек образованы слоями активных атомов углерода толщиною примерно в 3 атома. На практике активная субстанция угля залегает обычно под оболочкой из тесно расположенных неактивных атомов углерода, ориентированных графитообразно, и пронизана включениями очень мелких графитовых кристаллитов. Определенной точки превращения уголь→графит вероятно не имеется: между обеими модификациями осуществляется непрерывный переход, на протяжении которого происходит перестроение беспорядочно скученной массы С-атомов аморфного угля в правильную кристаллическую решетку графита. В силу своего беспорядочного расположения атомы углерода в аморфном угле проявляют максимум остаточного сродства, что (согласно представлениям Лангмюира о тождественности адсорбционных сил с силами валентными) соответствует столь характерной для угля высокой адсорбционной и каталитической активности. Атомы углерода, ориентированные в кристаллическую решетку, затрачивают на взаимное сцепление все свое сродство (в алмазе) или большую часть его (в графите); этому соответствует понижение химической активности и активности адсорбционной. У алмаза адсорбция возможна лишь на поверхности монокристалла, у графита же остаточная валентность может проявляться на обеих поверхностях каждой плоской решетки (в «щелях» между слоями атомов), что и подтверждается фактом способности графита к набуханию в жидкостях (HNO 3) и механизмом его окисления в графитовую кислоту.

Техническое значение углерода . Что касается б. или м. свободного углерода, получаемого при процессах обугливания и коксования, то его применение в технике основывается как на химических (инертность, восстановительная способность), так и на физических его свойствах (жаростойкость, электропроводность, адсорбционная способность). Так, кокс и древесный уголь, помимо частичной прямой утилизации их в качестве беспламенного топлива, используются для получения газообразного горючего (генераторных газов); в металлургии черных и цветных металлов - для восстановления металлических окислов (Fe, Сu, Zn, Ni, Сг, Мn, W, Mo, Sn, As, Sb, Bi); в химической технологии - как восстановитель при получении сульфидов (Na, Са, Ва) из сульфатов, безводных хлористых солей (Mg, Аl), из окисей металлов, при производстве растворимого стекла и фосфора - как сырье для получения карбида кальция, карборунда и других карбидов сероуглерода и т. д.; в строительном деле - как термоизолирующий материал. Ретортный уголь и кокс служат материалом для электродов электрических печей, электролитических ванн и гальванических элементов, для изготовления дуговых углей, реостатов, коллекторных щеток, плавильных тиглей и т. п., а также в качестве насадки в химической аппаратуре башенного типа. Древесный уголь кроме указанных выше применений идет для получения концентрированной окиси углерода, цианистых солей, для цементации стали, широко используется как адсорбент, как катализатор для некоторых синтетических реакций, наконец входит в состав дымного пороха и других взрывчатых и пиротехнических составов.

Аналитическое определение углерода . Качественно углерод определяется обугливанием пробы вещества без доступа воздуха (что пригодно далеко не для всех веществ) или, что гораздо надежнее, исчерпывающим окислением его, например, прокаливанием в смеси с окисью меди, причем образование СО 2 доказывается обычными реакциями. Для количественного определения углерода навеска вещества подвергается сожжению в атмосфере кислорода; образующаяся СО 2 улавливается раствором щелочи и определяется весовым или объемным путем по обычным методам количественного анализа. Этот способ годен для определения углерода не только в органических соединениях и технических углях, но также и в металлах.

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!

Углерод – это, наверное, один из самых впечатляющих элементов химии на нашей планете, который обладает уникальной способностью образовывать огромное множество различных органических и неорганических связей.

Одним словом, углеродные соединения, которые обладают уникальными характеристиками – основа жизни на нашей планете.

Что такое углерод

В химической таблице Д.И. Менделеева углерод находится под шестым номером, входит в 14 группу и носит обозначение «С».

Физические свойства

Это водородное соединение, входящее в группу биологических молекул, молярная масса и молекулярная масса которого – 12,011, температура плавления составляет 3550 градусов.

Степень окисления данного элемента может быть: +4, +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3, -4, а плотность составляет 2,25 г/см 3 .

В агрегатном состоянии углерод — твердое вещество, а кристаллическая решетка — атомная.

Углерод имеет следующие аллотропные модификации:

графит;
фуллерен;
карбин.

Строение атома

Атом вещества имеет электронную конфигурацию вида — 1S 2 2S 2 2P 2 . На внешнем уровне у атома 4 электрона, находящиеся на двух разных орбиталях.

Если же брать возбужденное состояние элемента, то его конфигурация становится 1S 2 2S 1 2P 3 .

К тому же атом вещества может быть первичным, вторичным, третичным и четвертичным.

Химические свойства

Пребывая в нормальных условиях, элемент инертен и во взаимодействие с металлами и неметаллами вступает при повышенных температурах:

взаимодействует с металлами, вследствие чего образуются карбиды;
вступает в реакцию с фтором (галоген);
при повышенных температурах взаимодействует с водородом и серой;
при повышении температуры обеспечивает восстановление металлов и неметаллов из оксидов;
при 1000 градусах вступает во взаимодействие с водой;
при повышении температуры горит.

Получение углерода

Углерод в природе можно найти в виде черного графита либо же, что очень редко, в виде алмаза. Ненатуральный графит получают с помощью реакции кокса с кремнеземом.

А ненатуральные алмазы получают, применяя тепло и давление вместе с катализаторами. Так металл расплавляется, а получившийся алмаз выходит в виде осадка.

Добавление азота приводит к получению желтоватых алмазов, а бора – голубоватых.

История открытия

Углерод использовался людьми с давних времен. Грекам был известен графит и уголь, а алмазы впервые нашлись в Индии. К слову, в качестве графита люди часто принимали схожие по виду соединения. Но даже несмотря на это, графит широко использовался для письма, ведь даже слово «графо» с греческого языка переводится как «пишу».

В настоящее время графит используется так же в письме, в частности его можно встретить в карандашах. В начале 18 века в Бразилии началась торговля алмазами, были открыты многие месторождения, а уже во второй половине 20 века люди научились получать ненатуральные драгоценные камни.

На настоящий момент ненатуральные алмазы используются в промышленности, а настоящие – в ювелирной сфере.

Роль углерода в организме человека

В тело человека углерод попадает вместе с пищей, в течение суток – 300 г. А общее количество вещества в человеческом организме составляет 21% от массы тела.

Из данного элемента состоят на 2/3 мышцы и 1/3 костей. А выводится из тела газ вместе с выдыхаемым воздухом либо же с мочевиной.

Стоит отметить: без этого вещества жизнь на Земле невозможна, ведь углерод составляет связи, помогающие организму бороться с губительным влиянием окружающего мира.

Таким образом, элемент способен составлять продолжительные цепи либо же кольца атомов, которые представляют собой основу для множества других важных связей.

Нахождение в природе углерода

Элемент и его соединения можно встретить повсюду. В первую очередь отметим, что вещество составляет 0,032% от общего количества земной коры.

Одиночный элемент можно встретить в каменном угле. А кристаллический элемент находится в аллотропных модификациях. Также в воздухе постоянно растет количество углекислого газа.

Большую концентрацию элемента в окружающей среде можно встретить в качестве соединений с различными элементами. Например, двуокись углерода содержится в воздухе в количестве 0,03%. В таких минералах как известняк или же мрамор, содержатся карбонаты.

Все живые организмы несут в себе соединения углерода с иными элементами. К тому же остатки живых организмов становятся такими отложениями, как нефть, битум.

Применение углерода

Соединения этого элемента широко используются во всех сферах нашей жизни и перечислять их можно бесконечно долго, поэтому мы укажем несколько из них:

графит используется в грифелях карандашей и изготовлении электродов;
алмазы нашли свое широкое применение в ювелирной сфере и в буровом деле;
углерод используют как восстановитель для выведения таких элементов, как железная руда и кремний ;
активированный уголь, состоящий в основном из этого элемента, широко используется в медицинской области, промышленности и в быту.