Углерод

Содержание
  1. Углерод
  2. Графит и алмаз
  3. Ультрадисперсные алмазы (наноалмазы)
  4. Карбин
  5. Фуллерены и углеродные нанотрубки
  6. Аморфный углерод
  7. Нахождение в природе
  8. Химические свойства
  9. Неорганические соединения
  10. Органические соединения
  11. Применение
  12. Токсическое действие
  13. Дополнительная информация
  14. Углерод: физические и химические свойства
  15. История открытия углерода
  16. Углерод в таблице Менделеева
  17. Строение атома углерода
  18. Физические свойства углерода
  19. Химические свойства углерода
  20. Углерод в природе
  21. Применение углерода
  22. Рекомендованная литература и полезные ссылки
  23. Углерод, видео
  24. Углерод — характеристика элемента и химические свойства
  25. Углерод как восстановитель:
  26.   Углерод как окислитель:
  27. Нахождение углерода в природе
  28. Неорганические соединения углерода
  29. Оксид углерода (II) СО
  30. Оксид углерода (IV) СO2
  31. Угольная кислота и еёсоли
  32. Карбиды
  33. Цианиды
  34. Карбонаты
  35. Углерод — химические и физические свойства
  36. Что такое углерод
  37. Физические свойства
  38. Строение атома
  39. Химические свойства
  40. Получение углерода
  41. История открытия
  42. Роль углерода в организме человека
  43. Нахождение в природе углерода
  44. Общая характеристика элементов IVa группы
  45. Природные соединения
  46. Получение
  47. Оксид углерода II – СO
  48. Оксид углерода IV – CO2
  49. Угольная кислота

Углерод

Углерод
Аллотропия углерода

графит

алмаз

карбин

лонсдейлит

фуллерены

углеродные нанотрубки

графен

аморфный углерод

уголь техуглерод сажа

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 σ-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 (sp²-гибридизация). Атом углерода имеет три равноценные σ-связи, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу.

Не участвующая в гибридизации p-орбиталь, расположенная перпендикулярно плоскости σ-связей, используется для образования π-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 π-связи. Углерод с такой геометрией атома образует особую аллотропную модификацию — карбин.

Графит и алмаз

Основные и хорошо изученные кристаллические модификации углерода— алмаз и графит. При нормальных условиях термодинамически устойчив только графит, а алмаз и другие формы метастабильны.

При атмосферном давлении и температуре выше 1200 Kалмаз начинает переходить в графит, выше 2100 Kпревращение совершается за секунды. ΔН0 перехода— 1,898 кДж/моль. При нормальном давлении углерод сублимируется при 3780 K. Жидкий углерод существует только при определенном внешнем давлении.

Тройные точки: графит-жидкость-пар Т =4130 K, р =10,7 МПа. Прямой переход графита в алмаз происходит при 3000 Kи давлении 11—12 ГПа.

При давлении свыше 60 ГПа предполагают образование весьма плотной модификации С III (плотность на 15—20% выше плотности алмаза), имеющей металлическую проводимость. При высоких давлениях и относительно низких температурах (ок.

1200 K) из высокоориентированного графита образуется гексагональная модификация углерода с кристаллической решеткой типа вюрцита— лонсдейлит (а =0,252 нм, с =0,412 нм, пространственная группа Р63/ттс), плотность 3,51 г/см³, то есть такая же, как у алмаза.

Лонсдейлит найден также в метеоритах.

Ультрадисперсные алмазы (наноалмазы)

В 1980-е гг. в СССР было обнаружено, что в условиях динамического нагружения углеродсодержащих материалов могут образовываться алмазоподобные структуры, получившие название ультрадисперсных алмазов (УДА). В настоящее время всё чаще применяется термин «наноалмазы». Размер частиц в таких матералах составляет единицы нанометров.

Условия образования УДА могут быть реализованы при детонации взрывчатых веществ с значительным отрицательным кислородным балансом, например смесей тротила с гексогеном. Такие условия могут быть реализованы также при ударах небесных тел о поверхность Земли в присутствии углеродсодержащих материалов (органика, торф, уголь и пр.).

Так, в зоне падения Тунгусского метеорита в лесной подстилке были обнаружены УДА.

Карбин

Кристаллическая модификация углерода гексагональной сингонии с цепочечным строением молекул называется карбин. Цепи имеют либо полиеновое строение (—C≡C—), либо поликумуленовое (=C=C=).

Известно несколько форм карбина, отличающихся числом атомов в элементарной ячейке, размерами ячеек и плотностью (2,68—3,30 г/см³).

Карбин встречается в природе в виде минерала чаоита (белые прожилки и вкрапления в графите) и получен искусственно— окислительной дегидрополиконденсацией ацетилена, действием лазерного излучения на графит, из углеводородов или CCl4 в низкотемпературной плазме.

Карбин представляет собой мелкокристаллический порошок чёрного цвета (плотность 1,9-2 г/см³), обладает полупроводниковыми свойствами. Получен в искусственных условиях из длинных цепочек атомов углерода, уложенных параллельно друг другу.

Карбин— линейный полимер углерода. В молекуле карбина атомы углерода соединены в цепочки поочередно либо тройными и одинарными связями (полиеновое строение), либо постоянно двойными связями (поликумуленовое строение). Это вещество впервые получено советскими химиками В.В.Коршаком, А.М.Сладковым, В.И.

Касаточкиным и Ю.П.Кудрявцевым в начале 60-х гг. в Институте элементоорганических соединений Академии наук СССР .Карбин обладает полупроводниковыми свойствами, причём под воздействием света его проводимость сильно увеличивается.

На этом свойстве основано первое практическое применение— в фотоэлементах.

Фуллерены и углеродные нанотрубки

Углерод известен также в виде кластерных частиц С60, С70, C80, C90, C100 и подобных (фуллерены), а также графенов и нанотрубок.

Аморфный углерод

В основе строения аморфного углерода лежит разупорядоченная структура монокристаллического (всегда содержит примеси) графита. Это кокс, бурые и каменные угли, техуглерод, сажа, активный уголь.

Нахождение в природе

углерода в земной коре 0,1% по массе. Свободный углерод находится в природе в виде алмаза и графита.

Основная масса углерода в виде природных карбонатов (известняки и доломиты), горючих ископаемых— антрацит (94—97% С), бурые угли (64—80% С), каменные угли (76—95% С), горючие сланцы (56—78% С), нефть (82—87% С), горючих природных газов (до 99% метана), торф (53—56% С), а также битумы и др.

В атмосфере и гидросфере находится в виде диоксида углерода СО2, в воздухе 0,046% СО2 по массе, в водах рек, морей и океанов в ~60 раз больше. Углерод входит в состав растений и животных (~18%). В организм человека углерод поступает с пищей (в норме около 300 г в сутки).

Общее содержание углерода в организме человека достигает около 21% (15кг на 70кг массы тела). Углерод составляет 2/3 массы мышц и 1/3 массы костной ткани.

Выводится из организма преимущественно с выдыхаемым воздухом (углекислый газ) и мочой (мочевина)

Кругооборот углерода в природе включает биологический цикл, выделение СО2 в атмосферу при сгорании ископаемого топлива, из вулканических газов, горячих минеральных источников, из поверхностных слоев океанических вод и др. Биологический цикл состоит в том, что углерод в виде СО2 поглощается из тропосферы растениями. Затем из биосферы вновь возвращается в геосферу: с растениями углерод попадает в организм животных и человека, а затем при гниении животных и растительных материалов— в почву и в виде СО2— в атмосферу.

В парообразном состоянии и в виде соединений с азотом и водородом углерод обнаружен в атмосфере Солнца, планет, он найден в каменных и железных метеоритах.

Большинство соединений углерода, и прежде всего углеводороды, обладают ярко выраженным характером ковалентных соединений. Прочность простых, двойных и тройных связей атомов С между собой, способность образовывать устойчивые цепи и циклы из атомов С обусловливают существования огромного числа углеродсодержащих соединений, изучаемых органической химией.

Химические свойства

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.

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.

Неорганические соединения

Углерод реагирует со многими элементами с образованием карбидов.

Продукты горения— оксид углерода CO и диоксид углерода СО2. Известен также неустойчивый оксид С3О2 (температура плавления −111°C, температура кипения 7°C) и некоторые другие оксиды. Графит и аморфный углерод начинают реагировать с Н2 при 1200°C, с F2— соответственно 900°C.

CO2 с водой образует слабую угольную кислоту— H2CO3, которая образует соли— Карбонаты. На Земле наиболее широко распространены карбонаты кальция (мел, мрамор, кальцит, известняк и др. минералы) и магния (доломит).

Графит с галогенами, щелочными металлами и др. веществами образует соединения включения. При пропускании электрического разряда между угольными электродами в среде N2 образуется циан, при высоких температурах взаимодействием углерода со смесью Н2 и N2 получают синильную кислоту.

С серой углерод дает сероуглерод CS2, известны также CS и C3S2. С большинством металлов, бором и кремнием углерод образует карбиды. Важна в промышленности реакция углерода с водяным паром: С +Н2О =СО +Н2 (Газификация твердых топлив).

При нагревании углерод восстанавливает оксиды металлов до металлов, что широко используется в металлургии.

Органические соединения

Благодаря способности углерода образовывать полимерные цепочки, существует огромный класс соединений на основе углерода, которых значительно больше, чем неорганических, и изучением которых занимается органическая химия. Среди них наиболее обширные группы: углеводороды, белки, жиры и др.

Соединения углерода составляют основу земной жизни, а их свойства во многом определяют спектр условий, в которых подобные формы жизни могут существовать. По числу атомов в живых клетках доля углерода около 25%, по массовой доле— около 18%.

Применение

Графит используется в карандашной промышленности. Также его используют в качестве смазки при особо высоких или низких температурах.

Алмаз, благодаря исключительной твердости, незаменимый абразивный материал. Алмазным напылением обладают шлифовальные насадки бормашин. Кроме этого, ограненные алмазы — бриллианты используются в качестве драгоценных камней в ювелирных украшениях.

Благодаря редкости, высоким декоративным качествам и стечению исторических обстоятельств, бриллиант неизменно является самым дорогим драгоценным камнем. Исключительно высокая теплопроводность алмаза (до 2000 Вт/м•К) делает его перспективным материалом для полупроводниковой техники в качестве подложек для процессоров.

Но относительно высокая цена (около 50 долларов/грамм) и сложность обработки алмаза ограничивают его применение в этой области.
В фармакологии и медицине широко используются различные соединения углерода— производные угольной кислоты и карбоновых кислот, различные гетероциклы, полимеры и другие соединения.

Так, карболен (активированный уголь), применяется для абсорбции и выведения из организма различных токсинов; графит (в виде мазей)— для лечения кожных заболеваний; радиоактивные изотопы углерода— для научных исследований (радиоуглеродный анализ).

Углерод играет огромную роль в жизни человека. Его применения столь же разнообразны, как сам этот многоликий элемент.

Углерод является основой всех органических веществ. Любой живой организм состоит в значительной степени из углерода. Углерод— основа жизни. Источником углерода для живых организмов обычно является СО2 из атмосферы или воды.

В результате фотосинтеза он попадает в биологические пищевые цепи, в которых живые существа пожирают друг друга или останки друг друга и тем самым добывают углерод для строительства собственного тела.

Биологический цикл углерода заканчивается либо окислением и возврашением в атмосферу, либо захоронением в виде угля или нефти.

Углерод в виде ископаемого топлива: угля и углеводородов (нефть, природный газ)— один из важнейших источников энергии для человечества.

Токсическое действие

Углерод входит в состав атмосферных аэрозолей, в результате чего может изменяться региональный климат, уменьшаться количество солнечных дней.

Углерод поступает в окружающую среду в виде сажи в составе выхлопных газов автотранспорта, при сжигании угля на ТЭС, при открытых разработках угля, подземной его газификации, получении угольных концентратов и др.

Концентрация углерода над источниками горения 100—400 мкг/м³, крупными городами 2,4—15,9 мкг/м³, сельскими районами 0,5— 0,8 мкг/м³. С газоаэрозольными выбросами АЭС в атмосферу поступает (6—15)•109 Бк/сут 14СО2.

Высокое содержание углерода в атмосферных аэрозолях ведет к повышению заболеваемости населения, особенно верхних дыхательных путей и легких. Профессиональные заболевания— в основном антракоз и пылевой бронхит.

В воздухе рабочей зоны ПДК, мг/м³: алмаз 8,0, антрацит и кокс 6,0, каменный уголь 10,0, технический углерод и углеродная пыль 4,0; в атмосферном воздухе максимальная разовая 0,15, среднесуточная 0,05 мг/м³.

Токсическое действие 14С, вошедшего в состав молекул белков (особенно в ДНК и РНК), определяется радиационным воздействием бета частиц и ядер отдачи азота (14С (β) → 14N) и трансмутационным эффектом— изменением химического состава молекулы в результате превращения атома С в атом N. Допустимая концентрация 14С в воздухе рабочей зоны ДКА 1,3 Бк/л, в атмосферном воздухе ДКБ 4,4 Бк/л, в воде 3,0•104 Бк/л, предельно допустимое поступление через органы дыхания 3,2•108 Бк/год.

Дополнительная информация

Источник: http://himsnab-spb.ru/article/ps/c/

Углерод: физические и химические свойства

Углерод

  • История открытия углерода
  • Углерод в таблице Менделеева
  • Строение атома углерода
  • Физические свойства углерода
  • Химические свойства углерода
  • Углерод в природе
  • Применение углерода
  • Рекомендованная литература и полезные ссылки
  • Углерод, видео
  • Углерод – важнейший химический элемент периодической таблицы Менделеева. Без него, как и без кислорода и водорода немыслимой была бы сама Жизнь. Можно без преувеличения сказать, что жизнь всех живых существ от амебы до человека построена именно из соединений углерода. Углерод – биогенный элемент составляющий основу жизни на нашей планете. Будучи структурной единицей огромного числа различных органических соединений, он участвует и в построении живых организмов и в обеспечении их жизнедеятельности. Даже возникновение самой Жизни рассматривается учеными как сложный процесс эволюции углеродных соединений. А какие химические и физические свойства этого чудесного элемента, история его открытие и современное применение в химии, читайте об этом далее.

    История открытия углерода

    На самом деле углерод был известен человеку еще с глубокой древности в виде своих аллотропных модификаций: алмаза и графита. Помимо этого углерод в виде древесного угля активно применялся при выплавке металлов. От угля происходит и само название углерода, как химического элемента.

    Но в те далекие времена люди пользовались углеродом в виде угля, или любовались им же, в виде алмазов, неосознанно, без понимания того, какой важный химический элемент стоит за всем этим.

    Научное открытие углерода произошло в 1791 году, когда английский химик Теннант впервые получил свободный углерод. Для получения углерода он пропускал пары фосфора над прокаленным мелом. В результате этой химической реакции образовались фосфат кальция и чистый углерод.

    Впрочем, этому опыту предшествовали и другие искания, например выдающийся французский химик Лавуазье поставил опыт по сжиганию алмаза при помощи большой зажигательной машины.

    Драгоценный алмаз сгорел без остатка, после чего ученый пришел к выводу, что алмаз представляет собой ничто иное как кристаллический углерод.

    Интересно, что в этих опытах совместно с алмазом пробовали сжигать и другие драгоценные камни, к примеру, рубин. Но другие камни выдерживали высокую температуру, только алмаз сгорал без остатка, что и обратило внимание на его отличную химическую природу.

    Углерод в таблице Менделеева

    В основе расположения химических элементов в периодической системе Менделеева лежит их атомный вес, рассчитанный относительно атомного веса водорода. Атомная масса углерода составляет 12,011, согласно ней он занимает почетное 6-е место в таблице Менделеева и обозначается латинской литерой С.

    Помимо этого следует обратить внимание на следующие характеристики углерода:

    • Природный углерод состоит из смеси двух стабильных изотопов 12С (98,892%) и 13С (1,108%)
    • Помимо этого известно 6 радиоактивных изотопов углерода. Один из них, изотоп 14С с периодом полураспада 5,73*103 лет в небольших количествах образуется в верхних слоях атмосферы нашей планеты под действием космического излучения.

    Строение атома углерода

    Атом углерода имеет 2 оболочки (как впрочем, и все элементы, расположенные во втором периоде) и 6 электронов: 1s22s22p2. Четыре валентных электрона находятся на внешнем электронном уровне атома углерода. А оставшиеся два электрона находятся на отдельных p-орбиталях, при этом они являются неспаренными.

    Так на картинке изображена схема электронного строения атома углерода.

    Физические свойства углерода

    Своими физическими свойствами углерод типичный неметалл. При этом он образует множество аллотропных модификаций («аллотропные» означает существование двух и более разных веществ из одного химического элемента): наиболее популярными из них являются алмаз, графит, уголь, сажа. При этом алмаз – одно из самых твердых веществ, представляющих углерод.

    Разумеется, разные аллотропные модификации углерода имеют и разные физические свойства. Если алмаз типичное твердое тело, то, к примеру, жидкий углерод, который можно получить только при определенном внешнем давлении, обладает совершенно иными физическими свойствами, нежели алмаз или графит.

    Химические свойства углерода

    В обычных условиях углерод, как правило, химически инертен, но при высоких температурах он может вступать в химические взаимодействия со многими другими элементами, обычно проявляя сильные восстановительные свойства. Приведем примеры химических реакций углерода как восстановителя с:

    — с кислородом
    C0 + O2  –t°=  CO2 углекислый газ

    при недостатке кислорода — неполное сгорание:
    2C0 + O2  –t°= 2C+2O угарный газ

    — со фтором
    С + 2F2 = CF4

    — с водяным паром
    C0 + H2O  –1200°= С+2O + H2 водяной газ

    — с оксидами металлов. Таким образом, выплавляют металл из руды.
    C0 + 2CuO  –t°=  2Cu + C+4O2

    — с кислотами – окислителями:
    C0 + 2H2SO4(конц.) = С+4O2­ + 2SO2­ + 2H2O
    С0 + 4HNO3(конц.) = С+4O2­ + 4NO2­ + 2H2O

    — с серой образует сероуглерод:
    С + 2S2 = СS2.

    Порой углерод может выступать и как окислитель, образуя карбиды при вступлении в химические реакции с некоторыми металлами:

    4Al + 3C0 = Al4C3

    Ca + 2C0 = CaC2-4

    Вступая в реакцию с водородом, углерод образует метан:

    C0 + 2H2 = CH4

    Углерод в природе

    В земной коре содержание углерода составляет всего лишь 0,15%. Несмотря на эту кажущуюся маленькой цифру, стоит заметить, что углерод непрерывно участвует в природном круговороте из земной коры через биосферу в атмосферу и наоборот.

    Также именно из углерода состоят такие ценные ресурсы как нефть, уголь, торф, известняки и природный газ. И как мы писали в начале нашей статьи, углерод – основа жизни. Скажем, в теле взрослого человека с весом в 70 кг имеется около 13 кг углерода.

    Это только в одном человека, примерно в таких же пропорциях углерод содержится в телах всех других живых существ, растений и животных.

    Применение углерода

    Можно сказать, что углерод неразрывно связан с самим развитием человеческой цивилизации. Именно из соединений с участием углерода образованы основные топлива, благодаря которым ездят машины, летают самолеты, вы можете приготовить себе еду и обогреть свой дом в холодную пору – это нефть и газ.

    Помимо этого соединения углерода активно используются в химической и металлургической промышленности, в фармацевтике и строительстве. Алмазы, будучи аллотропной модификацией углерода используются в ювелирном деле и ракетостроении.

    В целом промышленность современности не может обойтись без углерода, он необходим практически везде.

    Рекомендованная литература и полезные ссылки

    • Savvatimskiy, A (2005). “Measurements of the melting point of graphite and the properties of liquid carbon (a review for 1963–2003)”. Carbon. 43 (6): 1115–1142. doi:10.1016/j.carbon.2004.12.027
    • Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1. — 623 с.
    • ChemNet. Углерод: история открытия элемента.
    • Лейпунский О. И. Об искусственных алмазах (рус.) // Успехи химии. — Российская академия наук, 1939. — Вып. 8. — С. 1519—1534.
    • Seal M. The effect of surface orientation on the graphitization of diamond. // Phis. Stat. Sol., 1963, v. 3, p. 658.

    Углерод, видео

    И в завершение образовательное видео по теме нашей статьи.

    При написании статьи старался сделать ее максимально интересной, полезной и качественной. Буду благодарен за любую обратную связь и конструктивную критику в виде комментариев к статье. Также Ваше пожелание/вопрос/предложение можете написать на мою почту pavelchaika1983@gmail.com или в Фейсбук, с уважением автор.

    Источник: https://www.poznavayka.org/himiya/uglerod/

    Углерод — характеристика элемента и химические свойства

    Углерод

    Характеристика углерода. Свойства простых веществ и соединений

    Углерод (С) – типичный неметалл; в периодической системе находится в 2-м периоде IV группе, главной подгруппе. Порядковый номер 6, Ar = 12,011 а.е.м., заряд ядра +6.

    Физические свойства: углерод образует множество аллотропных модификаций: алмаз – одно из самых твердых веществ, графит, уголь, сажа.

    Атом углерода имеет 6 электронов: 1s22s22p2. Последние два электрона располагаются на отдельных р-орбиталях и являются неспаренными. В принципе, эта пара могла бы занимать одну орбиталь, но в таком случае сильно возрастает межэлектронное отталкивание. По этой причине один из них занимает 2рх, а другой, либо 2ру, либо 2рz-орбитали.

    Различие энергии s- и р-подуровней внешнего слоя невелико, поэтому атом довольно легко переходит в возбужденное состояние, при котором один из двух электронов с 2s-орбитали переходит на свободную 2р.

    Возникает валентное состояние, имеющее конфигурацию 1s22s12px12py12pz1.

    Именно такое состояние атома углерода характерно для решетки алмаза — тетраэдрическое пространственное расположение гибридных орбиталей, одинаковая длина и энергия связей.

    Это явление, как известно, называют sp3-гибридизацией, а возникающие функции – sp3-гибридными.  Образование четырех sp3-cвязeй обеспечивает атому углерода более устойчивое состояние, чем три р—р- и одна s—s-связи.

    Помимо sp3-гибридизации у атома углерода наблюдается также sp2— и sp-гибридизация. В первом случае возникает взаимное наложение s- и двух р-орбиталей. Образуются три равнозначные sp2— гибридных орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу.

    Третья орбиталь р неизменна и направлена перпендикулярно плоскости sp2.

    При sp-гибридизации происходит наложение орбиталей s и р. Между двумя образующимися равноценными гибридными орбиталями возникает угол 180°, при этом две р-орбитали у каждого из атомов остаются неизменными.

    Аллотрорпия углерода. Алмаз и графит

    В кристалле графита атомы углерода расположены в параллельных плоскостях, занимая в них вершины правильных шестиугольников. Каждый из атомов углерода связан с тремя соседними sp2-гибридными связями. Между параллельными плоскостями связь осуществляется за счет ван-дер-ваальсовых сил.

    Свободные р-орбитали каждого из атомов направлены перпендикулярно плоскостям ковалентных связей. Их перекрыванием объясняется дополнительная π-связь между атомами углерода.

    Таким образом, от валентного состояния, в котором находятся атомы углерода в веществе, зависят свойства этого вещества.

    Углерод как восстановитель:

    —    с кислородом
    C0 + O2  –t°=  CO2 углекислый газпри недостатке кислорода — неполное сгорание:

    2C0 + O2  –t°= 2C+2O угарный газ

    —     со фтором
    С + 2F2 = CF4

    —    с водяным паром
    C0 + H2O  –1200°= С+2O + H2 водяной газ

    —  с оксидами металлов. Таким образом выплавляют металл из руды.
    C0 + 2CuO  –t°=  2Cu + C+4O2

    —  с кислотами – окислителями:
    C0 + 2H2SO4(конц.) = С+4O2­ + 2SO2­ + 2H2O
    С0 + 4HNO3(конц.) = С+4O2­ + 4NO2­ + 2H2O

    —  с серой образует сероуглерод:
    С + 2S2 = СS2.

      Углерод как окислитель:

    —    с некоторыми металлами образует карбиды

    4Al + 3C0 = Al4C3

    Ca + 2C0 = CaC2-4

    —     с водородом — метан (а также огромное количество органических соединений)

    C0 + 2H2 = CH4

    — с кремнием, образует карборунд (при 2000 °C в электропечи):

    Si + C = SiC.

    Нахождение углерода в природе

    Ссвободный углерод встречается в виде алмаза и графита.

    В виде соединений углерод находится в составе минералов: мела, мрамора, известняка – СаСО3, доломита – MgCO3*CaCO3; гидрокарбонатов – Mg(НCO3)2 и Са(НCO3)2, СО2 входит в состав воздуха; углерод является главной составной частью природных органических соединений – газа, нефти, каменного угля, торфа, входит в состав органических веществ, белков, жиров, углеводов, аминокислот, входящих в состав живых организмов.

    Неорганические соединения углерода

    Ни ионы С4+ , ни С4- ‑ ни при каких обычных химических процессах не образуются: в соединениях углерода имеются ковалентные связи различной полярности.

    Оксид углерода (II)  СО

    Угарный газ; бесцветный, без запаха, малорастворим в воде, растворим в органических растворителях, ядовит, t°кип = -192°C; t пл. = -205°C.

    Получение1)     В промышленности (в газогенераторах):

    C + O2 = CO2

    CO2 + C = 2CO

    2)     В лаборатории — термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H2SO4(конц.):
    HCOOH = H2O + CO­

    H2C2O4 = CO­ + CO2­ + H2O

    Химические свойства

    При обычных условиях CO инертен; при нагревании – восстановитель; несолеобразующий оксид.

    1)     с кислородом

    2C+2O + O2 = 2C+4O2

    2)     с оксидами металлов

    C+2O + CuO = Сu + C+4O2

    3)     с хлором (на свету)

    CO + Cl2  –hn=  COCl2(фосген)

    4)     реагирует с расплавами щелочей (под давлением)

    CO + NaOH = HCOONa (формиат натрия)

    5)     с переходными металлами образует карбонилы

    Ni + 4CO  –t°= Ni(CO)4

    Fe + 5CO  –t°= Fe(CO)5

    Оксид углерода (IV) СO2

    Углекислый газ, бесцветный, без запаха, растворимость в воде — в 1V H2O растворяется 0,9V CO2 (при нормальных условиях); тяжелее воздуха; t°пл.= -78,5°C (твёрдый CO2 называется «сухой лёд»); не поддерживает горение.

    Получение

    1. Термическим разложением солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка:

    CaCO3  –t°=  CaO + CO2

    1. Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:

    CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2­

    NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2­

    Химические свойства СO2
    Кислотный оксид: реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты

    Na2O + CO2 = Na2CO3

    2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O

    NaOH + CO2 = NaHCO3

    При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства

    С+4O2 + 2Mg  –t°=  2Mg+2O + C0

    Качественная реакция

    Помутнение известковой воды:

    Ca(OH)2 + CO2  = CaCO3¯(белый осадок) + H2O

    Оно исчезает при длительном пропускании CO2 через известковую воду, т.к. нерастворимый карбонат кальция переходит в растворимый гидрокарбонат:

    CaCO3 + H2O + CO2 = Сa(HCO3)2

    Угольная кислота и её соли

    H2CO3 — Кислота слабая, существует только в водном растворе:

    CO2 + H2O ↔ H2CO3

    Двухосновная:
    H2CO3 ↔ H+ + HCO3— Кислые соли — бикарбонаты, гидрокарбонаты
    HCO3— ↔ H+ + CO32-    Cредние соли — карбонаты

    Характерны все свойства кислот.

    Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:

    2NaHCO3  –t°=  Na2CO3 + H2O + CO2­

    Na2CO3 + H2O + CO2 = 2NaHCO3

    Карбонаты металлов (кроме щелочных металлов) при нагревании декарбоксилируются с образованием оксида:

    CuCO3  –t°=  CuO + CO2­

    Качественная реакция — «вскипание» при действии сильной кислоты:

    Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2­

    CO32- + 2H+ = H2O + CO2­

    Карбиды

    Карбид кальция:

    CaO + 3 C = CaC2 + CO

    CaC2 + 2 H2O = Ca(OH)2 + C2H2 .

    Ацетилен выделяется при реакции с водой карбидов цинка, кадмия, лантана и церия:

    2 LaC2 + 6 H2O = 2La(OH)3 + 2 C2H2 + H2.

    Be2C и Al4C3 разлагаются водой с образованием метана:

    Al4C3 + 12 H2O = 4 Al(OH)3 = 3 CH4.

    В технике применяют карбиды титана TiC, вольфрама W2C (твердые сплавы), кремния SiC (карборунд – в качестве абразива и материала для нагревателей).

    Цианиды

    получают при нагревании соды в атмосфере аммиака и угарного газа:

    Na2CO3 + 2 NH3 + 3 CO = 2 NaCN + 2 H2O + H2 + 2 CO2

    Синильная кислота HCN – важный продукт химической промышленности, широко применяется в органическом синтезе. Ее мировое производство достигает 200 тыс. т в год. Электронное строение цианид-аниона аналогично оксиду углерода (II), такие частицы называют изоэлектронными:

    C=O: [:C=N:]–

    Цианиды (0,1-0,2%-ный водный раствор) применяют при добыче золота:

    2 Au + 4 KCN + H2O + 0,5 O2 = 2 K[Au(CN)2] + 2 KOH.

    При кипячении растворов цианидов с серой или сплавлении твердых веществ образуются роданиды:
    KCN + S = KSCN.

    При нагревании цианидов малоактивных металлов получается дициан:  Hg(CN)2 = Hg + (CN)2. Растворы цианидов окисляются до цианатов:

    2 KCN + O2 = 2 KOCN.

    Циановая кислота существует в двух формах:

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

    В 1828 г. Фридрих Вёлер (1800-1882) получил из цианата аммония мочевину: NH4OCN = CO(NH2)2 при упаривании водного раствора.

    Это событие обычно рассматривается как победа синтетической химии над «виталистической теорией».

    Существует изомер циановой кислоты – гремучая кислота

    H-O-N=C.
    Ее соли (гремучая ртуть Hg(ONC)2) используются в ударных воспламенителях.

    Синтез мочевины (карбамида):

    CO2 + 2 NH3 = CO(NH2)2 + H2O.  При 1300С и 100 атм.

    Мочевина является амидом угольной кислоты, существует и ее «азотный аналог» – гуанидин.

    Карбонаты

    Важнейшие неорганические соединения углерода – соли угольной кислоты (карбонаты). H2CO3 – слабая кислота (К1 =1,3·10-4; К2 =5·10-11). Карбонатный буфер поддерживает углекислотное равновесие в атмосфере. Мировой океан обладает огромной буферной емкостью, потому что он является открытой системой. Основная буферная реакция – равновесие при диссоциации угольной кислоты:

    H2CO3 ↔ H+ + HCO3— .

    При понижении кислотности происходит дополнительное поглощение углекислого газа из атмосферы с образованием кислоты:
    CO2 + H2O ↔ H2CO3 .

    При повышении кислотности происходит растворение карбонатных пород (раковины, меловые и известняковые отложения в океане); этим компенсируется убыль гидрокарбонатных ионов:

    H+ + CO32-↔  HCO3—

    CaCO3(тв.) ↔  Ca2+ + CO32-

    Твердые карбонаты переходят в растворимые гидрокарбонаты. Именно этот процесс химического растворения избыточного углекислого газа противодействует «парниковому эффекту» – глобальному потеплению из-за поглощения углекислым газом теплового излучения Земли. Примерно треть мирового производства соды (карбонат натрия Na2CO3) используется в производстве стекла.

    Источник: http://himege.ru/uglerod-xarakteristika-elementa-i-ximicheskie-svojstva/

    Углерод — химические и физические свойства

    Углерод

    101student.ru > Химия > Углерод — химические и физические свойства

    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
    • Физические свойства
    • Строение атома
    • Химические свойства
    • Получение углерода
    • История открытия
    • Роль углерода в организме человека
    • Нахождение в природе углерода
    • Применение углерода

    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/см3.

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

    Углерод имеет следующие аллотропные модификации:

    • алмаз;
    • графит;
    • фуллерен;
    • карбин.

    Строение атома

    Атом вещества имеет электронную конфигурацию вида — 1S22S22P2. На внешнем уровне у атома 4 электрона, находящиеся на двух разных орбиталях.

    Если же брать возбужденное состояние элемента, то его конфигурация становится 1S22S12P3.

    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.

    Общая характеристика элементов IVa группы

    От C к Pb (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

    Из элементов IVа группы углерод и кремний относятся к неметаллам, германий, олово и свинец – металлы.

    Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns2np2:

    • C – 2s22p2
    • Si – 3s23p2
    • Ge – 4s24p2
    • Sn – 5s25p2
    • Pb – 6s26p2

    Природные соединения

    В природе углерод встречается в виде следующих соединений:

    • Аллотропных модификаций – графит, алмаз, фуллерен
    • MgCO3 – магнезит
    • CaCO3 – кальцит (мел, мрамор)
    • CaCO3*MgCO3 – доломит

    Получение

    Углерод получают в ходе пиролиза углеводородов (пиролиз – нагревание без доступа кислорода). Также применяется получение углеродистых соединений: древесины и каменного угля.

    C2H6 → (t) C + H2 (пиролиз этана)

    Оксид углерода II – СO

    Оксид углерода II – продукт неполного окисления углерода. Несолеобразующий оксид. Это чрезвычайно опасное вещество часто образуется при пожарах в замкнутых помещениях, при прогревании машины в гараже.

    Растворяясь в крови угарный газ (имеющий в 300 раз большее сродство к гемоглобину, чем кислород) легко выигрывает конкуренцию у кислорода и занимает его место в эритроцитах. Отравление угарным газом нередко заканчивается летальным исходом.

    Получение

    В промышленности угарный газ получают восстановлением оксида углерода IV или газификацией угля (t = 1000 °С).

    CO2 + C → (t) CO

    C + H2O → (t) CO + H2

    В лаборатории угарный газ получают при разложении муравьиной кислоты в присутствии серной:

    HCOOH → (H2SO4) CO + H2O

    Химические свойства

    Полностью окисляется до углекислого газа в реакции с кислородом, восстанавливает оксиды металлов.

    CO + O2 → CO2

    Fe2O3 + CO → Fe + CO2

    FeO + CO → Fe + CO2

    Образование карбонилов – чрезвычайно токсичных веществ.

    Fe + CO → (t) Fe(CO)5

    Оксид углерода IV – CO2

    Продукт полного окисления углерода. Относится к кислотным оксидам, соответствует угольной кислоте H2CO3. Бесцветный газ, без запаха.

    Получение

    В промышленности углекислый газ получают при разложении известняка, в ходе производства алкоголя, при спиртовом брожении глюкозы.

    CaCO3 → (t) CaO + CO2↑

    C6H12O6 → C2H5OH + CO2↑

    В лабораторных условиях используют реакцию мела (мрамора) с соляной кислотой.

    CaCO3 + HCl → CaCl2 + H2O + CO2↑

    Углекислый газ образуется при горении органических веществ:

    C3H8 + O2 → CO2 + H2O

    Химические свойства

    • Реакция с водой
    • В результате реакции с водой образуется нестойкая угольная кислота, которая сразу же распадается на воду и углекислый газ.

      CO2 + H2O ⇄ H2CO3

    • Реакции с основными оксидами и основаниями
    • В ходе реакций с основаниями и основными оксидами углекислый газ образует соли угольной кислоты: средние – карбонаты (при избытке основания), кислые – гидрокарбонаты (при избытке кислотного оксида).

      2KOH + CO2 → K2CO3 + H2O (соотношение основание – кислотный оксид 2:1)

      KOH + CO2 → KHCO3 (соотношение основание – кислотный оксид 1:1)

      Na2O + CO2 → Na2CO3

    • Окислительные свойства
    • При нагревании способен окислять металлы до их оксидов.

      Zn + CO2 → (t) ZnO + CO

    Угольная кислота

    Слабая двухосновная кислота, существующая только в растворах, разлагается на воду и углекислый газ.

    Химические свойства

    • Качественная реакция
    • Определить наличие карбонат-иона можно с помощью кислоты: такая реакция сопровождается “закипанием” – появлением пузырьков бесцветного газа без запаха.

      MgCO3 + HCl → MgCl2 + CO2↑ + H2O

      Я не раз встречал описание реакций, связанных с этой кислотой, которое заслуживает нашего внимания. В задании было сказано, что при добавлении к раствору гидроксида кальция углекислого газа осадок появлялся, при дальнейшем пропускании углекислого газа – помутнение исчезало.

      Это можно легко объяснить, вспомнив про способность угольной кислоты образовывать кислые соли, которые растворимы.

      Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 (осадок выпадает)

      CaCO3 + H2O + CO2 → Ca(HCO3)2 (осадок растворяется)

    • Средние и кислые соли
    • Чтобы сделать из средней соли (карбоната) – кислую соль (гидрокарбонат) нужно добавить угольную кислоту. Однако написать ее формулу H2CO3 – ошибка. Ее следует записать в виде воды и углекислого газа.

      Li2CO3 + CO2 + H2O → LiHCO3 (средняя соль + кислота = кислая соль)

      Чтобы вернуть среднюю соль, следует добавить к кислой соли щелочь.

      LiHCO3 + LiOH → Li2CO3 + H2O

    • Нагревание солей угольной кислоты
    • При нагревании карбонаты распадаются на соответствующий оксид металла и углекислый газ, гидрокарбонаты – на карбонат металла, углекислый газ и воду.

      MgCO3 → (t) MgO + CO2

      KHCO3 → (t) K2CO3 + CO2↑ + H2O

    Источник: https://studarium.ru/article/166

    Ваш педагог
    Добавить комментарий

    ;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: