Углерод (англ. Carbon, франц. Carbone, нем. Kohlenstoff) в виде угля, копоти и сажи известен человечеству с незапамятных времен; около 100 тыс. лет назад, когда наши предки овладели огнем, они каждодневно имели дело с углем и сажей. Вероятно, очень рано люди познакомились и с аллотропическими видоизменениями углерода - алмазом и графитом, а также с ископаемым каменным углем. Не удивительно, что горение углеродсодержащих веществ было одним из первых химических процессов, заинтересовавших человека. Так как горящее вещество исчезало, пожираемое огнем, горение рассматривали как процесс разложения вещества, и поэтому уголь (или углерод) не считали элементом. Элементом был огонь - явление, сопровождающее горение; в учениях об элементах древности огонь обычно фигурирует в качестве одного из элементов. На рубеже XVII - XVIII вв. возникла теория флогистона, выдвинутая Бехером и Шталем. Эта теория признавала наличие в каждом горючем теле особого элементарного вещества - невесомого флюида - флогистона, улетучивающегося в процессе горения. Так как при сгорании большого количества угля остается лишь немного золы, флогистики полагали, что уголь - это почти чистый флогистон. Именно этим объясняли, в частности, "флогистирующее" действие угля, - его способность восстанавливать металлы из "известей" и руд. Позднейшие флогистики, Реомюр, Бергман и др., уже начали понимать, что уголь представляет собой элементарное вещество. Однако впервые таковым "чистый уголь" был признан Лавуазье, исследовавшим процесс сжигания в воздухе и кислороде угля и других веществ. В книге Гитона де Морво, Лавуазье, Бертолле и Фуркруа "Метод химической номенклатуры" (1787) появилось название "углерода" (carbone) вместо французского "чистый уголь" (charbone pur). Под этим же названием углерод фигурирует в "Таблице простых тел" в "Элементарном учебнике химии" Лавуазье. В 1791 г. английский химик Теннант первым получил свободный углерод; он пропускал пары фосфора над прокаленным мелом, в результате чего образовывался фосфат кальция и углерод. То, что алмаз при сильном нагревании сгорает без остатка, было известно давно. Еще в 1751 г. французский король Франц I согласился дать алмаз и рубин для опытов по сжиганию, после чего эти опыты даже вошли в моду. Оказалось, что сгорает лишь алмаз, а рубин (окись алюминия с примесью хрома) выдерживает без повреждения длительное нагревание в фокусе зажигательной линзы. Лавуазье поставил новый опыт по сжиганию алмаза с помощью большой зажигательной машины, пришел к выводу, что алмаз представляет собой кристаллический углерод. Второй аллотроп углерода - графит в алхимическом периоде считался видоизмененным свинцовым блеском и назывался plumbago; только в 1740 г. Потт обнаружил отсутствие в графите какой-либо примеси свинца. Шееле исследовал графит (1779) и будучи флогистиком счел его сернистым телом особого рода, особым минеральным углем, содержащим связанную "воздушную кислоту" (СО 2 ,) и большое количество флогистона.
Двадцать лет спустя Гитон де Морво путем осторожного нагревания превратил алмаз в графит, а затем в угольную кислоту.
Международное название Carboneum происходит от лат. carbo (уголь). Слово это очень древнего происхождения. Его сопоставляют с cremare - гореть; корень саг, cal, русское гар, гал, гол, санскритское ста означает кипятить, варить. Со словом "carbo" связаны названия углерода и на других европейских языках (carbon, charbone и др.). Немецкое Kohlenstoff происходит от Kohle - уголь (старогерманское kolo, шведское kylla - нагревать). Древнерусское угорати, или угарати (обжигать, опалять) имеет корень гар, или гор, с возможным переходом в гол; уголь по-древнерусски югъль, или угъль, того же происхождения. Слово алмаз (Diamante) происходит от древнегреческого - несокрушимый, непреклонный, твердый, а графит от греческого - пишу.
Углерод (латинское carboneum), С, химический элемент iv группы периодической системы Менделеева, атомный номер 6, атомная масса 12,011. Известны два стабильных изотопа: 12 c (98,892%) и 13 c (1,108%). Из радиоактивных изотопов наиболее важен 14 c с периодом полураспада (Т = 5,6 ? 10 3 лет). Небольшие количества 14 c (около 2 ? 10 -10 % по массе) постоянно образуются в верхних слоях атмосферы при действии нейтронов космического излучения на изотоп азота 14 n. По удельной активности изотопа 14 c в остатках биогенного происхождения определяют их возраст. 14 c широко используется в качестве .
Историческая справка . У. известен с глубокой древности. Древесный уголь служил для восстановления металлов из руд, алмаз - как драгоценный камень. Значительно позднее стали применять графит для изготовления тиглей и карандашей.
В 1778 К. Шееле, нагревая графит с селитрой, обнаружил, что при этом, как и при нагревании угля с селитрой, выделяется углекислый газ. Химический состав алмаза был установлен в результате опытов А. Лавуазье (1772) по изучению горения алмаза на воздухе и исследований С. Теннанта (1797), доказавшего, что одинаковые количества алмаза и угля дают при окислении равные количества углекислого газа. У. был признан химическим элементом в 1789 Лавуазье. Латинское название carboneum У. получил от carbo - уголь.
Распространение в природе. Среднее содержание У. в земной коре 2,3 ? 10 -2 % по массе (1 ? 10 -2 в ультраосновных, 1 ? 10 -2 - в основных, 2 ? 10 -2 - в средних, 3 ? 10 -2 - в кислых горных породах). У. накапливается в верхней части земной коры (биосфере): в живом веществе 18% У., древесине 50%, каменном угле 80%, нефти 85%, антраците 96%. Значительная часть У. литосферы сосредоточена в известняках и доломитах.
Число собственных минералов У. - 112; исключительно велико число органических соединений У. - углеводородов и их производных.
С накоплением У. в земной коре связано накопление и многих др. элементов, сорбируемых органическим веществом и осаждающихся в виде нерастворимых карбонатов, и т.д. Большую геохимическую роль в земной коре играют co 2 и угольная кислота. Огромное количество co 2 выделяется при вулканизме - в истории Земли это был основной источник У. для биосферы.
По сравнению со средним содержанием в земной коре человечество в исключительно больших количествах извлекает У. из недр (уголь, нефть, природный газ), так как эти ископаемые - основной источник энергии.
Огромное геохимическое значение имеет круговорот У.
У. широко распространён также в космосе; на Солнце он занимает 4-е место после водорода, гелия и кислорода.
Физико и химические свойства. Известны четыре кристаллические модификации У.: графит, алмаз, карбин и лонсдейлит. Графит - серо-чёрная, непрозрачная, жирная на ощупь, чешуйчатая, очень мягкая масса с металлическим блеском. Построен из кристаллов гексагональной структуры: а=2,462 a , c=6,701 a . При комнатной температуре и нормальном давлении (0,1 Мн/м 2 , или 1 кгс/см 2 ) графит термодинамически стабилен. Алмаз - очень твёрдое, кристаллическое вещество. Кристаллы имеют кубическую гранецентрированную решётку: а = 3,560 a . При комнатной температуре и нормальном давлении алмаз метастабилен (подробно о структуре и свойствах алмаза и графита см. в соответствующих статьях). Заметное превращение алмаза в графит наблюдается при температурах выше 1400 °С в вакууме или в инертной атмосфере. При атмосферном давлении и температуре около 3700 °С графит возгоняется. Жидкий У. может быть получен при давлениях выше 10,5 Мн/м 2 (105 кгс/см 2 ) и температурах выше 3700 °С. Для твёрдого У. (кокс, сажа, древесный уголь ) характерно также состояние с неупорядоченной структурой - так называемый «аморфный» У., который не представляет собой самостоятельной модификации; в основе его строения лежит структура мелкокристаллического графита. Нагревание некоторых разновидностей «аморфного» У. выше 1500-1600 °С без доступа воздуха вызывает их превращение в графит. Физические свойства «аморфного» У. очень сильно зависят от дисперсности частиц и наличия примесей. Плотность, теплоёмкость, теплопроводность и электропроводность «аморфного» У. всегда выше, чем графита. Карбин получен искусственно. Он представляет собой мелкокристаллический порошок чёрного цвета (плотность 1,9-2 г/см 3 ) . Построен из длинных цепочек атомов С, уложенных параллельно друг другу. Лонсдейлит найден в метеоритах и получен искусственно; его структура и свойства окончательно не установлены.
Конфигурация внешней электронной оболочки атома У. 2s 2 2p 2 . Для У. характерно образование четырёх ковалентных связей, обусловленное возбуждением внешней электронной оболочки до состояния 2 sp 3 . Поэтому У. способен в равной степени как притягивать, так и отдавать электроны. Химическая связь может осуществляться за счёт sp 3 -, sp 2 - и sp -гибридных орбиталей, которым соответствуют координационные числа 4, 3 и 2. Число валентных электронов У. и число валентных орбиталей одинаково; это одна из причин устойчивости связи между атомами У.
Уникальная способность атомов У. соединяться между собой с образованием прочных и длинных цепей и циклов привела к возникновению громадного числа разнообразных соединений У., изучаемых органической химией.
В соединениях У. проявляет степени окисления -4; +2; +4. Атомный радиус 0,77 a , ковалентные радиусы 0,77 a , 0,67 a , 0,60 a соответственно в одинарной, двойной и тройной связях; ионный радиус c 4- 2,60 a , c 4+ 0,20 a . При обычных условиях У. химически инертен, при высоких температурах он соединяется со многими элементами, проявляя сильные восстановительные свойства. Химическая активность убывает в ряду: «аморфный» У., графит, алмаз; взаимодействие с кислородом воздуха (горение) происходит соответственно при температурах выше 300-500 °С, 600-700 °С и 850-1000 °С с образованием двуокиси углерода co 2 и окиси углерода co.
co 2 растворяется в воде с образованием угольной кислоты. В 1906 О. Дильс получил недоокись У. c 3 o 2 . Все формы У. устойчивы к щелочам и кислотам и медленно окисляются только очень сильными окислителями (хромовая смесь, смесь концентрированных hno 3 и kclo 3 и др.). «Аморфный» У. реагирует с фтором при комнатной температуре, графит и алмаз - при нагревании. Непосредственное соединение У. с хлором происходит в электрической дуге; с бромом и иодом У. не реагирует, поэтому многочисленные углерода галогениды синтезируют косвенным путём. Из оксигалогенидов общей формулы cox 2 (где Х - галоген) наиболее известна хлорокись cocl 2 (фосген ) . Водород с алмазом не взаимодействует; с графитом и «аморфным» У. реагирует при высоких температурах в присутствии катализаторов (ni, pt): при 600-1000 °С образуется в основном метан ch 4 , при 1500- 2000 °С - ацетилен c 2 h 2 , в продуктах могут присутствовать также др. углеводороды, например этан c 2 h 6 , бензол c 6 h 6 . Взаимодействие серы с «аморфным» У. и графитом начинается при 700-800 °С, с алмазом при 900-1000 °С; во всех случаях образуется сероуглерод cs 2 . Др. соединения У., содержащие серу (тиоокись cs, тионедоокись c 3 s 2 , сероокись cos и тиофосген cscl 2), получают косвенным путём. При взаимодействии cs 2 с сульфидами металлов образуются тиокарбонаты - соли слабой тиоугольной кислоты. Взаимодействие У. с азотом с получением циана (cn) 2 происходит при пропускании электрического разряда между угольными электродами в атмосфере азота. Среди азотсодержащих соединений У. важное практическое значение имеют цианистый водород hcn и его многочисленные производные: цианиды, гало-генцианы, нитрилы и др. При температурах выше 1000 °С У. взаимодействует со многими металлами, давая карбиды. Все формы У. при нагревании восстанавливают окислы металлов с образованием свободных металлов (zn, cd, cu, pb и др.) или карбидов (cac 2 , mo 2 c, wo, tac и др.). У. реагирует при температурах выше 600- 800 °С с водяным паром и углекислым газом. Отличительной особенностью графита является способность при умеренном нагревании до 300-400 °С взаимодействовать со щелочными металлами и галогенидами с образованием соединений включения типа c 8 me, c 24 me, c 8 x (где Х - галоген, me - металл). Известны соединения включения графита с hno 3 , h 2 so 4 , fecl 3 и др. (например, бисульфат графита c 24 so 4 h 2). Все формы У. нерастворимы в обычных неорганических и органических растворителях, но растворяются в некоторых расплавленных металлах (например, fe, ni, co).
Народнохозяйственное значение У. определяется тем, что свыше 90% всех первичных источников потребляемой в мире энергии приходится на органическое топливо, главенствующая роль которого сохранится и на ближайшие десятилетия, несмотря на интенсивное развитие ядерной энергетики. Только около 10% добываемого топлива используется в качестве сырья для основного органического синтеза и нефтехимического синтеза, для получения пластических масс и др.
Б. А. Поповкин.
У. в организме . У. - важнейший биогенный элемент, составляющий основу жизни на Земле, структурная единица огромного числа органических соединений, участвующих в построении организмов и обеспечении их жизнедеятельности (биополимеры, а также многочисленные низкомолекулярные биологически активные вещества - витамины, гормоны, медиаторы и др.). Значительная часть необходимой организмам энергии образуется в клетках за счёт окисления У. Возникновение жизни на Земле рассматривается в современной науке как сложный процесс эволюции углеродистых соединений.
Уникальная роль У. в живой природе обусловлена его свойствами, которыми в совокупности не обладает ни один др. элемент периодической системы. Между атомами У., а также между У. и др. элементами образуются прочные химические связи, которые, однако, могут быть разорваны в сравнительно мягких физиологических условиях (эти связи могут быть одинарными, двойными и тройными). Способность У. образовывать 4 равнозначные валентные связи с др. атомами У. создаёт возможность для построения углеродных скелетов различных типов - линейных, разветвленных, циклических. Показательно, что всего три элемента - С, О и Н - составляют 98% общей массы живых организмов. Этим достигается определённая экономичность в живой природе: при практически безграничном структурном разнообразии углеродистых соединений небольшое число типов химических связей позволяет намного сократить количество ферментов, необходимых для расщепления и синтеза органических веществ. Особенности строения атома У. лежат в основе различных видов изомерии органических соединений (способность к оптической изомерии оказалась решающей в биохимической эволюции аминокислот, углеводов и некоторых алкалоидов).
Согласно общепринятой гипотезе А. И. Опарина, первые органические соединения на Земле имели абиогенное происхождение. Источниками У. служили метан (ch 4) и цианистый водород (hcn), содержавшиеся в первичной атмосфере Земли. С возникновением жизни единственным источником неорганического У., за счёт которого образуется всё органическое вещество биосферы, является углерода двуокись (co 2), находящаяся в атмосфере, а также растворённая в природных водах в виде hco - 3 . Наиболее мощный механизм усвоения (ассимиляции) У. (в форме co 2) - фотосинтез - осуществляется повсеместно зелёными растениями (ежегодно ассимилируется около 100 млрд. т co 2). На Земле существует и эволюционно более древний способ усвоения co 2 путём хемосинтеза; в этом случае микроорганизмы-хемосинтетики используют не лучистую энергию Солнца, а энергию окисления неорганических соединений. Большинство животных потребляют У. с пищей в виде уже готовых органических соединений. В зависимости от способа усвоения органических соединений принято различать автотрофные организмы и гетеротрофные организмы. Применение для биосинтеза белка и др. питательных веществ микроорганизмов, использующих в качестве единственного источника У. углеводороды нефти,- одна из важных современных научно-технических проблем.
Содержание У. в живых организмах в расчёте на сухое вещество составляет: 34,5-40% у водных растений и животных, 45,4-46,5% у наземных растений и животных и 54% у бактерий. В процессе жизнедеятельности организмов, в основном за счёт тканевого дыхания, происходит окислительный распад органических соединений с выделением во внешнюю среду co 2 . У. выделяется также в составе более сложных конечных продуктов обмена веществ. После гибели животных и растений часть У. вновь превращается в co 2 в результате осуществляемых микроорганизмами процессов гниения. Таким образом происходит круговорот У. в природе. Значительная часть У. минерализуется и образует залежи ископаемого У.: каменные угли, нефть, известняки и др. Помимо основные функции - источника У.- co 2 , растворённая в природных водах и в биологических жидкостях, участвует в поддержании оптимальной для жизненных процессов кислотности среды. В составе caco 3 У. образует наружный скелет многих беспозвоночных (например, раковины моллюсков), а также содержится в кораллах, яичной скорлупе птиц и др. Такие соединения У., как hcn, co, ccl 4 , преобладавшие в первичной атмосфере Земли в добиологический период, в дальнейшем, в процессе биологической эволюции, превратились в сильные антиметаболиты обмена веществ.
Помимо стабильных изотопов У., в природе распространён радиоактивный 14 c (в организме человека его содержится около 0,1 мккюри ) . С использованием изотопов У. в биологических и медицинских исследованиях связаны многие крупные достижения в изучении обмена веществ и круговорота У. в природе. Так, с помощью радиоуглеродной метки была доказана возможность фиксации h 14 co - 3 растениями и тканями животных, установлена последовательность реакций фотосинтеза, изучен обмен аминокислот, прослежены пути биосинтеза многих биологически активных соединений и т.д. Применение 14 c способствовало успехам молекулярной биологии в изучении механизмов биосинтеза белка и передачи наследственной информации. Определение удельной активности 14 c в углеродсодержащих органических остатках позволяет судить об их возрасте, что используется в палеонтологии и археологии.
Н. Н. Чернов.
Лит.: Шафрановский И. И., Алмазы, М. - Л., 1964; Уббелоде А. Р., Льюис Ф. А., Графит и его кристаллические соединения, пер. с англ., М., 1965; Реми Г., Курс неорганической химии, пер. с нем., т. 1, М., 1972; Перельман А. И., Геохимия элементов в зоне гипергенеза, М., 1972; Некрасов Б. В., Основы общей химии, 3 изд., М., 1973; Ахметов Н. С., Неорганическая химия, 2 изд., М., 1975; Вернадский В. И., Очерки геохимии, 6 изд., М., 1954; Рогинский С. З., Шноль С. Э., Изотопы в биохимии, М., 1963; Горизонты биохимии, пер. с англ., М., 1964; Проблемы эволюционной и технической биохимии, М., 1964; Кальвин М., Химическая эволюция, пер. с англ., М., 1971; Лёви А., Сикевиц Ф., Структура и функции клетки, пер. с англ., 1971, гл. 7; Биосфера, пер. с англ., М., 1972.
Скачать реферат
Диоксид углерода, оксид углерода, углекислота – все эти названия одного вещества, известного нам, как углекислый газ. Так какими же свойствами обладает этот газ, и каковы области его применения?
Углекислый газ и его физические свойства
Углекислый газ состоит из углерода и кислорода. Формула углекислого газа выглядит так – CO₂. В природе он образуется при сжигании или гниении органических веществ. В воздухе и минеральных источниках содержание газа также достаточно велико. кроме того люди и животные также выделяют диоксид углерода при выдыхании.
Рис. 1. Молекула углекислого газа.
Диоксид углерода является абсолютно бесцветным газом, его невозможно увидеть. Также он не имеет и запаха. Однако при его большой концентрации у человека может развиться гиперкапния, то есть удушье. Недостаток углекислого газа также может причинить проблемы со здоровьем. В результате недостатка это газа может развиться обратное состояние к удушью – гипокапния.
Если поместить углекислый газ в условия низкой температуры, то при -72 градусах он кристаллизуется и становится похож на снег. Поэтому углекислый газ в твердом состоянии называют «сухой снег».
Рис. 2. Сухой снег – углекислый газ.
Углекислый газ плотнее воздуха в 1,5 раза. Его плотность составляет 1,98 кг/м³ Химическая связь в молекуле углекислого газа ковалентная полярная. Полярной она является из-за того, что у кислорода больше значение электроотрицательности.
Важным понятием при изучении веществ является молекулярная и молярная масса. Молярная масса углекислого газа равна 44. Это число формируется из суммы относительных атомных масс атомов, входящих в состав молекулы. Значения относительных атомных масс берутся из таблицы Д.И. Менделеева и округляются до целых чисел. Соответственно, молярная масса CO₂ = 12+2*16.
Чтобы вычислить массовые доли элементов в углекислом газе необходимо следовать формулерасчета массовых долей каждого химического элемента в веществе.
n
– число атомов или молекул.
Ar
– относительная атомная масса химического элемента.
Mr
– относительная молекулярная масса вещества.
Рассчитаем относительную молекулярную массу углекислого газа.
Mr(CO₂) = 14 + 16 * 2 = 44 w(C) = 1 * 12 / 44 = 0,27 или 27 % Так как в формулу углекислого газа входит два атома кислорода, то n = 2 w(O) = 2 * 16 / 44 = 0,73 или 73 %
Ответ: w(C) = 0,27 или 27 %; w(O) = 0,73 или 73 %
Химические и биологические свойства углекислого газа
Углекислый газ обладает кислотными свойствами, так как является кислотным оксидом, и при растворении в воде образует угольную кислоту:
CO₂+H₂O=H₂CO₃
Вступает в реакцию со щелочами, в результате чего образуются карбонаты и гидрокарбонаты. Этот газ не подвержен горению. В нем горят только некоторые активные металлы, например, магний.
При нагревании углекислый газ распадается на угарный газ и кислород:
2CO₃=2CO+O₃.
Как и другие кислотные оксиды, данный газ легко вступает в реакцию с другими оксидами:
СaO+Co₃=CaCO₃.
Углекислый газ входит в состав всех органических веществ. Круговорот этого газа в природе осуществляется с помощью продуцентов, консументов и редуцентов. В процессе жизнедеятельности человек вырабатывает примерно 1 кг углекислого газа в сутки. При вдохе мы получаем кислород, однако в этот момент в альвеолах образуется углекислый газ. В этот момент происходит обмен: кислород попадает в кровь, а углекислый газ выходит наружу.
Получение углекислого газа происходит при производстве алкоголя. Также этот газ является побочным продуктом при получении азота, кислорода и аргона. Применение углекислого газа необходимо в пищевой промышленности, где углекислый газ выступает в качестве консерванта, а также углекислый газ в виде жидкости содержится в огнетушителях.
Рис. 3. Огнетушитель.
Что мы узнали?
Углекислый газ – вещество, которое в нормальных условиях не имеет цвета и запаха. помимо своего обычного названия – углекислый газ, его также называют оксидом углерода или диоксидом углерода.
Тест по теме
Оценка доклада
Средняя оценка: 4.3 . Всего получено оценок: 116.
Углерод С находится в периодической таблице Менделеева под номером 6. Еще первобытные люди обратили внимание, что после сжигания древесины образуется уголь, которым можно рисовать на стенах пещеры. В составе любых органических соединений есть углерод. Наиболее изучены две аллотропные модификации углерода: графит и алмаз.
Углерод в органической химии
Углерод занимает особое место в периодической cистеме. Благодаря своему строению он образует длинные цепочки связей линейной или циклической структуры. Известно более 10 миллионов органических соединений. Несмотря на свое разнообразие, на воздухе и под действием температуры они всегда будут превращаться в углекислый газ и .
Роль углерода в нашей повседневной жизни огромна. Без углекислого газа не будет происходить фотосинтез - один из основных биологических процессов.
Применение углерода
Углерод широко применяется в медицине для создания различных лекарств органической природы. Изотопы углерода позволяют проводить радиоуглеродный анализ. Без углерода невозможна работа металлургической промышленности. Уголь, сгорающий в твердотопливных пиролизных котлах, служит источником энергии. В нефтеперерабатывающей промышленности из органических соединений углерода производят бензин и дизельное топливо. В значительной мере углерод необходим для производства сахара. Также он применяется в синтезе органических соединений, важных для всех сфер повседневной жизни.
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: 1s 2 2s 2 2p 2 . 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 2р х, а другой, либо 2р у , либо 2р z -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 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . Именно такое состояние атома углерода характерно для решетки алмаза — тетраэдрическое пространственное расположение гибридных орбиталей, одинаковая длина и энергия связей.
Это явление, как известно, называют sp 3 -гибридизацией, а возникающие функции – sp 3 -гибридными. Образование четырех sp 3 -cвязeй обеспечивает атому углерода более устойчивое состояние, чем три р-р- и одна s-s-связи. Помимо sp 3 -гибридизации у атома углерода наблюдается также sp 2 — и sp-гибридизация. В первом случае возникает взаимное наложение s- и двух р-орбиталей. Образуются три равнозначные sp 2 — гибридных орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу. Третья орбиталь р неизменна и направлена перпендикулярно плоскости sp 2 .
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 sp 2 -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 .
Химические свойства углерода
Наиболее характерные степени окисления: +4, +2.
При низких температурах углерод инертен, но при нагревании его активность возрастает.
Углерод как восстановитель:
— с кислородом
C 0 + O 2 – t° = CO 2 углекислый газ
при недостатке кислорода — неполное сгорание:
2C 0 + O 2 – t° = 2C +2 O угарный газ
— со фтором
С + 2F 2 = CF 4
— с водяным паром
C 0 + H 2 O – 1200° = С +2 O + H 2 водяной газ
— с оксидами металлов. Таким образом выплавляют металл из руды.
C 0 + 2CuO – t° = 2Cu + C +4 O 2
— с кислотами – окислителями:
C 0 + 2H 2 SO 4 (конц.) = С +4 O 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
С 0 + 4HNO 3 (конц.) = С +4 O 2 + 4NO 2 + 2H 2 O
— с серой образует сероуглерод:
С + 2S 2 = СS 2 .
Углерод как окислитель:
— с некоторыми металлами образует карбиды
4Al + 3C 0 = Al 4 C 3
Ca + 2C 0 = CaC 2 -4
— с водородом — метан (а также огромное количество органических соединений)
C 0 + 2H 2 = CH 4
— с кремнием, образует карборунд (при 2000 °C в электропечи):
Нахождение углерода в природе
Ссвободный углерод встречается в виде алмаза и графита. В виде соединений углерод находится в составе минералов: мела, мрамора, известняка – СаСО 3 , доломита – MgCO 3 *CaCO 3 ; гидрокарбонатов – Mg(НCO 3) 2 и Са(НCO 3) 2 , СО 2 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 С 4+ , ни С 4- ‑ 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.
Получение
1) В промышленности (в газогенераторах):
C + O 2 = CO 2
2) В лаборатории — термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H 2 SO 4 (конц.):
HCOOH = H 2 O + CO
H 2 C 2 O 4 = CO + CO 2 + H 2 O
Химические свойства
При обычных условиях CO инертен; при нагревании – восстановитель; несолеобразующий оксид.
1) с кислородом
2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2
2) с оксидами металлов
C +2 O + CuO = Сu + C +4 O 2
3) с хлором (на свету)
CO + Cl 2 – hn = COCl 2 (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) СO
2
Углекислый газ, бесцветный, без запаха, растворимость в воде — в 1V H 2 O растворяется 0,9V CO 2 (при нормальных условиях); тяжелее воздуха; t°пл.= -78,5°C (твёрдый CO 2 называется «сухой лёд»); не поддерживает горение.
Получение
- Термическим разложением солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка:
CaCO 3 – t° = CaO + CO 2
- Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:
CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2
NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2
Химические
свойства
СO
2
Кислотный оксид: реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты
Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3
2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O
NaOH + CO 2 = NaHCO 3
При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства
С +4 O 2 + 2Mg – t° = 2Mg +2 O + C 0
Качественная реакция
Помутнение известковой воды:
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ¯(белый осадок) + H 2 O
Оно исчезает при длительном пропускании CO 2 через известковую воду, т.к. нерастворимый карбонат кальция переходит в растворимый гидрокарбонат:
CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Сa(HCO 3) 2
Угольная кислота и её соли
H 2 CO 3 — Кислота слабая, существует только в водном растворе:
CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3
Двухосновная:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 — Кислые соли — бикарбонаты, гидрокарбонаты
HCO 3 — ↔ H + + CO 3 2- Cредние соли — карбонаты
Характерны все свойства кислот.
Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:
2NaHCO 3 – t° = Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2
Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 = 2NaHCO 3
Карбонаты металлов (кроме щелочных металлов) при нагревании декарбоксилируются с образованием оксида:
CuCO 3 – t° = CuO + CO 2
Качественная реакция — «вскипание» при действии сильной кислоты:
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2
CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2
Карбиды
Карбид кальция:
CaO + 3 C = CaC 2 + CO
CaC 2 + 2 H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2 .
Ацетилен выделяется при реакции с водой карбидов цинка, кадмия, лантана и церия:
2 LaC 2 + 6 H 2 O = 2La(OH) 3 + 2 C 2 H 2 + H 2 .
Be 2 C и Al 4 C 3 разлагаются водой с образованием метана:
Al 4 C 3 + 12 H 2 O = 4 Al(OH) 3 = 3 CH 4 .
В технике применяют карбиды титана TiC, вольфрама W 2 C (твердые сплавы), кремния SiC (карборунд – в качестве абразива и материала для нагревателей).
Цианиды
получают при нагревании соды в атмосфере аммиака и угарного газа:
Na 2 CO 3 + 2 NH 3 + 3 CO = 2 NaCN + 2 H 2 O + H 2 + 2 CO 2
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 + H 2 O + 0,5 O 2 = 2 K + 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 + O 2 = 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: NH 4 OCN = CO(NH 2) 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):
CO 2 + 2 NH 3 = CO(NH 2) 2 + H 2 O. При 130 0 С и 100 атм.
Мочевина является амидом угольной кислоты, существует и ее «азотный аналог» – гуанидин.
Карбонаты
Важнейшие неорганические соединения углерода – соли угольной кислоты (карбонаты). H 2 CO 3 – слабая кислота (К 1 =1,3·10 -4 ; К 2 =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:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 — .
При понижении кислотности происходит дополнительное поглощение углекислого газа из атмосферы с образованием кислоты:
CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .
При повышении кислотности происходит растворение карбонатных пород (раковины, меловые и известняковые отложения в океане); этим компенсируется убыль гидрокарбонатных ионов:
H + + CO 3 2- ↔ HCO 3 —
CaCO 3 (тв.) ↔ Ca 2+ + CO 3 2-
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 Na 2 CO 3) используется в производстве стекла.