Углерод

Углерод

Углерод
Углерод – химический элемент с атомным номером 6. Обозначается символом – C (лат. Carboneum).
  Углерод может существовать по крайней мере в шести кристаллических формах, не считая недавно синтезированных фуллеренов. Это α- и β-графит, алмаз, лонедейлит (гексагональный алмаз), чаоит и углерод(VI).

При нормальных температуре и давлении наиболее термодинамически устойчив α-графит (гексагональный). Модификации различаются либо по координационному окружению атомов углерода, либо по порядку расположения слоев в кристалле. Эти различия оказывают существенное влияние и на физические, и на химические свойства углерода. Атомы углерода в графите образуют плоские гексагональные слои: Рис.

8.2. Структуры α-(гексагональной) и β-(ромбоэдрической) форм графита
В обычном α-графите слои чередуются в порядке •••ABAB•••, причем атомы углерода в слоях через один расположены друг над другом. В β-графите слои располагаются в порядке •••ABCABC•••. В обеих формах расстояние C-C внутри слоя равно 0,1415 нм, расстояние между слоями значительно больше – 0,3354 нм.

Эти две формы переходят друг в друга при растирании (α→β) иди при нагревании выше 1025°С (β→α). Частичное превращение приводит к увеличению среднего расстояния между слоями; оно достигает максимума в 0,344 нм в турбостратическом графите, в котором чередование слоев носит случайный характер. Разница энтальпий образования α- и β-форм составляет всего 0,59±0,17 кДж•моль-1.

  Структура алмаза, демонстрирующая тетраэдрическую координацию атомов С; пунктирными линиями обозначена кубическая элементарная ячейка, содержащая 8 атомов углерода.В алмазе каждый атом углерода тетраэдрически окружен четырьмя равноудаленными соседними атомами углерода с межатомным расстоянием 0,15445 нм; тетраэдры образуют кубическую элементарную ячейку с параметром a0=0,35668 нм.

Следует обратить внимание, что хотя структура алмаза в целом не является плотнейшей упаковкой, она построена из двух взаимопроникающих гранецентрированных кубических решеток, сдвинутых вдоль объемной диагонали ячейки на четверть ее длины.

Почти все встречающиеся в природе алмазы (~98%) имеют такую структуру, но содержат также небольшое количество атомов азота (0,05-0,25%), входящих в «пластиночки» приблизительною состава C3N (тип Iа) или, что крайне редко (~1%), рассеянных по объему кристалла (тип Iб).

Совсем немного природных алмазов практически не содержит атомов N (тип IIа) и лишь малая часть таких камней (включая особо ценные голубые алмазы, тип IIб) содержит Al. Алмаз исключительно редкой гексагональной модификации – лонедейлит – был впервые обнаружен в метеоритном кратера Каньон Дьявола (Аризона) в 1967 г.

: каждый атом С в нем имеет тетраэдрическую координацию, но тетраэдры образуют гексагональную решетку, подобную решетке вюрцита, а не кубическую решетку типа сфалерита, как в обычном алмазе. Лонедейлит можно получить из монокристалла α-графита при комнатной температуре статическим сжатием вдоль оси г, для стабилизации он должен быть, однако, нагрет до 1000°С под давлением (параметры решетки: a0 = 0,252 нм, c0 = 0,412 нм, dнабл = 3,3 г·см-3, dрасч = 3,51 г·см-3).

Две другие кристаллические формы углерода были открыты недавно. Чаоит, новая аллотропная модификация белого цвета, была впервые обнаружена в 1968 г. в графитовом гнейсе, сплавленном под ударом (Исполинский кратер, Бавария).

Чаоит может быть получен искусственно в виде белых дендритов гексагональной симметрии путем возгонки пирографита в условиях свободного испарения при температуре выше ~2000°С и низком давлении (~10-4 мм рт. ст.). Кристаллы имеют 0,5 мкм в толщину и 5-10 мкм в длину; параметры ячейки до = 0,8945 нм, c0 = 1,4071 нм, dрасч = 3,43 г·см-3. Наконец, в 1972 г.

вместе с чаоитом была получена новая аллотропная форма углерода – гексагональный углерод(VI). Он был получен при нагревании графита до ~2300 °С под действием электрического тока или облучения. Процесс осуществляли в атмосфере аргона при практически любом давлении в диапазоне от 10-4 мм рт. ст.

до 1 атм; лазерное облучение было даже более эффективно (параметры кристаллов a0 = 0,533 нм, c0 =1,22 нм, d > 2,9 г·см-3). Структуры чаоита и углерода(VI) еще до конца не изучены; полагают, что они включают цепочки типа карбина -C=C-C=C-. Обе эти модификации значительно более устойчивы к окислению и восстановлению, чем графит, по свойствам они ближе к алмазу.

В настоящее время существует предположение, что в диапазоне от условий существования стабильного графита до его температуры плавления существует последовательность по крайней мере из шести стабильных аллотропных форм карбина.

 

Физические свойства

Модификацияалмазграфит
Молярная масса, г/моль12,011 
Температура плавления, °C4440 (12,4 ГПа)4489 (10,3 ГПа)
Температура кипения, °C3825 сублимация
Плотность, г/см33,5132,2

 
 

Химические свойства и методы получения

Искать химические свойства и методы получения в базе химических реакций. 
 

Аморфный углерод

Аморфный углерод, получаемый в промышленности и в лабораториях, обычно содержит соединения углерода (с атомами H, O, N, S), зольные компоненты и адсорбированные газы или пары. Углерод очень высокой чистоты необходим при работах с высоковакуумной аппаратурой.

Для обычиых целей достаточно чистоты углерода 99%. Этому требованию отвечают коксующиеся угли, сажа, активированный уголь и графит, очищенные с помощью следующих методов.

Очистка от зольных компонентов. Многократное кипячение с разб.

HNO3; прокаливание в потоке хлора при 900-1000°С; обработка плавиковой кислотой для удаления силикатов; многочасовое прокаливание при 2000-3000 *С в вакууме, в атмосфере СО или инертных газов (при этом происходит, правда, изменение структуры – графитизация, т. е.

переход к структуре графита).

Очистка от соединений углерода («коксование»). Соединения углерода не совсем полностью удается удалить при обработке растворителями. Для более полной очистки используют многочасовое прокаливание при 900-1000 °С в вакууме или атмосфере H2, N2 и инертных газов.

Если содержание соединений углерода в препарате перед прокаливанием достигает нескольких процентов, то при прокаливании происходят изменения структуры, обусловленные образованием из этих углеродсодсржащих соединений атомов углерода.

Подобные структурные изменения, как правило, ухудшают адсорбционные свойства препарата; устранить неблагоприятные последствия можно с помощью активирования, которое ие влияет на чистоту углерода.

Для разрушения кислородсодержащих соединений, адсорбированных на поверхности, препарат углерюда выдерживают при 1000°С; при этом кислород удаляется в виде CO или CO2.

Очистка от адсорбированных газов и паров. Необходимо иметь в виду, что активированный углерод при комнатной температуре может адсорбировать CO2, H2O и другие газы в количествах до нескольких процентов (по массе). Для очистки необходимо нагревание в течение нескольких часов при 300°С в высоком вакууме.

 

Препараты углерода для специальных целей

Сажа из монооксида углерода. Интерес, проявляемый к этому препарату, вызван тем, что сажа используется для выращивания кристаллов графита среднего размера, которые лишь незначительно слипаются в более крупные агрегаты. Для получения препарата над тонкодисперсным чистым железом (например, из карбонилов железа) пропускают CO при 400-700 °С.

В зависимости от температуры получают кристаллы определенного размера: ~5 нм (400°С), ~10 нм (500°С), 20 нм (700°С). Следует иметь в виду, что соединения железа, загрязняющие препараты, удается удалить дополнительной очисткой.

Графитированная сажа.

При многочасовом прокаливании сажи при 2000-3000°С в вакууме или в атмосфере инертного газа образуется графитированная сажа, в которой содержится определенное количество кристаллов графита, незначительно отличающихся по размеру от частиц исходной сажи (из газовой сажи вырастают кристаллы (термическая сажа) размером ~20 нм, из пламенной сажи ~50-200 нм, из термакса ~30 нм).

Возникшие кристаллы графита имеют форму полиэдров, состоящих из нескольких сросшихся вершинами пирамид; грани полиэдра образованы базисными плоскостями (001) графита.

Сажа из оксида графита состоит из тончайших графитовых чешуек толщиной ~2-5 нм, диаметр которых может доходить до нескольких сотых долей миллиметра, что зависит от природы исходного графита.

Для получения этой сажи графит оксидируют. Оксид графита разлагается при быстром нагревании до 300-400 °С.

Поскольку при этом освобождается кислород, связанный в виде CO и CO2 в оксиде графита, не исключено, что в решетке графита возникают пустоты атомарных размеров.

Хороший продукт с подобными свойствами можно получить по следующей методике. Щелочную суспензию оксида графита восстанавливают гидроксиламином при 80°С. Чтобы предотвратить слипание чешуек сажи при фильтровании и высушивании, обессоленную путем диализа суспензию вымораживают. Сажа, полученная по обеим методикам, содержит всего ~80% C (наряду с O, H и другими примесями). Для очистки продукт можно тотчас подвергнуть коксованию, а также освободить от зольных компонентов.

Блестящий углерод. Хрупкая фольга (пленка) с совершенной отражательной поверхностью; образуется в результате ориентации базисных плоскостей кристаллического графита параллельно плоскости фольги.

Диаметр кусочков фольги может достигать нескольких сантиметров, а толщина – десятых долей миллиметра. Пленки из блестящего углерода, нанесенные на керамический материал, используются в качестве высокоомных сопротивлений.

Размер кристаллов составляет ~2,5 нм.

Блестящий углерод получают путем разложения углеводородов (крекинга) при низком давлении (например, паров пропана при ~10 мм рт. ст.) или паров бензина, разбавленных азотом (через бензин при комнатной температуре пропускают N2). Разложение производят на гладких поверхностях (например, фарфор или кварц) при 800—1000°С.

Целесообразно к углеводороду добавлять немного O2 или водяных паров для того, чтобы избежать потерь наиболее реакционноспособного углерода из-за осаждения на шероховатой поверхности. По достижении толщины нескольких сотых миллиметра пленки углерода отслаиваются сами (их легко также отделить после охлаждения).

Покрытие лучшего качества получается на не совсем гладких поверхностях.

 

Получение пленки из графита

Способ 1. Золь, приготовленный путем встряхивания или перемешивания 1-2 г оксида графита в 100 г воды, концентрируют путем испарения. При этом на дне сосуда образуется пленка оксида графита. При очень медленном и осторожном нагревании происходит выделение CO, CO2 и H2O.

При 1000°С образуется пленка графита, которая, однако, содержит несколько процентов кислорода и водорода.

Размеры полученной пленки и ее толщина соответствуют размерам исходной пленки из оксида графита; их можно регулировать, изменяя количество и концентрацию взятого золя оксида графита, а также размеры сосуда, в котором производили концентрирование последнего. Можно получить пленку графита с поверхностью, например, 50 см2.

Способ 2. Очень чистую графитовую пленку можно получить при многочасовом отжиге фольги блестящего графита в вакууме или в атмосфере CO при 2000-3000 °С. Размеры полученной пленки такие же, как исходной из блестящего углерода, например 1 см в диаметре.

 

Активированный уголь. Получение

Повышение адсорбционной способности достигается разрыхлением кристаллической структуры углерода путем осторожного окисления.

Углерод с высокой адсорбционной способностью при комнатной температуре, например, при контакте с полунасыщенным паром тетрахлорида углерода адсорбирует количество CCl4, равное собственной массе угля.

Разрыхление проще всего провести путем отжига в потоке CO2 или водяных паров при 950°С; отжиг продолжают до тех пор, пока углерод не выгорит наполовину. Для этого следует медленно пропускать CO2 над углеродом, распределенным тонким слоем в лодочке.

Можно рекомендовать дополнительную очистку от адсорбированного CO2 или H2O путем многочасового нагревания при 300°С в высоком вакууме. При доступе воздуха на поверхности образуются оксиды, которые можно удалить при коксовании.

  Список использованной литературы

  1. Волков, А.И., Жарский, И.М. Большой химический справочник / А.И. Волков, И.М. Жарский. – Мн.: Современная школа, 2005. – 608 с ISBN 985-6751-04-7. [c. 124]
  2. Гофман У., Рюдорф В., Хаас А., Шенк П. В., Губер Ф., Шмайсер М., Баудлер М., Бехер Х.-Й., Дёнгес Э., Шмидбаур Х., Эрлих П., Зайферт Х. И. Руководство по неорганическому синтезу: В 6-ти томах. Т.3. Пер. с. нем./Под ред. Г. Брауэра. – М.: Мир, 1985. – 392 с., ил. [с. 669-671]
  3. Гинвуд Н. Химия элементов: в 2 т. Т.1 / Н. Гринвуд, А. Эрншо ; пер. с англ. – 3-е изд. – М. : БИНОМ. Лаборатория знаний, 2015. – 607 с. : ил. ISBN 978-5-9963-1733-2 (Т. 1), ISBN 978-5-9963-1732-5 [c. 260-261]

Источник: https://chemiday.com/ru/encyclopedia/c

Модификации и свойства углерода

Известны 4 кристаллические модификации углерода: графит, алмаз, карбин и лонсдейлит, сильно различающиеся по своим свойствам.

Карбин — искусственно полученная разновидность углерода, представляющая собой мелкокристаллический порошок чёрного цвета, кристаллическая структура которого характеризуется наличием длинных цепочек атомов углерода, расположенных параллельно друг другу.

Плотность 3230-3300 кг/м3, теплоёмкость 11,52 Дж/моль•К. Лонсдейлит обнаружен в метеоритах и получен искусственно; его структура и физические свойства окончательно не установлены. Для углерода характерно также состояние с неупорядоченной структурой — т.н.

аморфный углерод (сажа, кокс, древесный уголь). Физические свойства “аморфного” углерода в сильной степени зависят от дисперсности частиц и от наличия примесей.

Химические свойства углерода

В соединениях углерод имеет степени окисления +4 (наиболее распространённая), +2 и +3. При обычных условиях углерод химически инертен, при высоких температурах соединяется со многими элементами, проявляя сильные восстановительные свойства.

Химическая активность углерода убывает в ряду “аморфный” углерод, графит, алмаз; взаимодействие с кислородом воздуха у этих разновидностей углерода происходит соответственно при температурах 300-500°С, 600-700°С и 850-1000°С с образованием диоксида (CO2) и монооксида (CO) углерода. Диоксид растворяется в воде с образованием угольной кислоты.

Все формы углерода устойчивы к щелочам и кислотам. С галогенами углерод практически не взаимодействует (кроме графита, который с F2 выше 900°С реагирует), поэтому его галогениды получают косвенным путём. Среди азотсодержащих соединений важное практическое значение имеют цианистый водород HCN (синильная кислота) и его многочисленные производные.

При температурах выше 1000°С углерод взаимодействует со многими металлами, образуя карбиды. Все формы углерода нерастворимы в обычных неорганических и органических растворителях.

Важнейшее свойство углерода — способность его атомов образовывать прочные химические связи между собой, а также между собой и другими элементами.

Способность углерода образовывать 4 равнозначные валентные связи с другими атомами углерода позволяет строить углеродные скелеты разных типов (линейные, разветвлённые, циклические); именно этими свойствами и объясняется исключительная роль углерода в строении всех органических соединений и, в частности, всех живых организмов.

Углерод в природе

Среднее содержание углерода в земной коре 2,3•10 % (по массе); при этом основная масса углерода концентрируется в осадочных горных породах (1%), тогда как в других горных породах существенно более низкие и примерно одинаковые (1-3•10%) концентрации этого элемента.

Углерод накапливается в верхней части земной коры, где его присутствие связано в основном с живым веществом (18%), древесиной (50%), каменным углём (80%), нефтью (85%), антрацитом (96%), а также с доломитами и известняками.

Известно свыше 100 минералов углерода, из которых наиболее распространены карбонаты кальция, магния и железа (кальцит CaCO3, доломит (Ca, Mg)CO3 и сидерит FeCO3).

С накоплением углерода в земной коре часто связано и накопление других элементов, сорбируемых органическим веществом и осаждающихся после его захоронения на дне водоёмов в виде нерастворимых соединений.

Большие количества диоксида CO2 выделяются в атмосферу из недр Земли при вулканической деятельности и при сжигании органических топлив. Из атмосферы CO2 усваивается растениями в процессе фотосинтеза и растворяется в морской воде, слагая тем самым важнейшие звенья общего круговорота углерода на Земле. Важную роль играет углерод и в космосе; на Солнце углерод занимает 4-е место по распространённости после водорода, гелия и кислорода, участвуя в ядерных процессах.

Применение и использование

Важнейшее народно-хозяйственное значение углерода определяется тем, что около 90% всех первичных источников энергии, потребляемой человеком, приходится на органическое топливо. Наблюдается тенденция использовать нефть и газ не как топливо, а как сырьё для разнообразных химических производств.

Меньшую, но тем не менее весьма существенную роль в народном хозяйстве играет углерод, добываемый в виде карбонатов (металлургия, строительство, химические производства), алмазов (ювелирные украшения, техника) и графита (ядерная техника, жаропрочные тигли, карандаши, некоторые виды смазок и т.д.).

По удельной активности изотопа 14С в остатках биогенного происхождения определяют их возраст (радиоуглеродный метод датирования). 14С широко используется в качестве радиоактивного индикатора.

Важное значение имеет наиболее распространённый изотоп 12С — одна двенадцатая часть массы атома этого изотопа принята за единицу атомной массы химических элементов.

Источник: http://www.mining-enc.ru/u/uglerod

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 — 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.

https://www.youtube.com/watch?v=FYELOVc2eDo

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/

Поделиться:
Нет комментариев

    Добавить комментарий

    Ваш e-mail не будет опубликован. Все поля обязательны для заполнения.