Структура алмаза (а) и графита (б)

Углерод (латинское Carboneum ) - С, химический элемент IV группы периодической системы Менделеева, атомный номер 6, атомная масса 12,011. Встречается в природе в виде кристаллов алмаза, графита или фуллерена и других форм и входит в состав органических (уголь, нефть, организмы животных и растений и др.) и неорганических веществ (известняк, пищевая сода и др.). Углерод широко распространен, но содержание его в земной коре всего 0,19%.

Углерод широко используется в виде простых веществ. Кроме драгоценных алмазов, являющихся предметом ювелирных украшений, большое значение имеют промышленные алмазы - для изготовления шлифовального и режущего инструмента. Древесный уголь и другие аморфные формы углерода применяются для обесцвечивания, очистки, адсорбции газов, в областях техники, где требуются адсорбенты с развитой поверхностью. Карбиды , соединения углерода с металлами , а также с бором и кремнием (например, Al 4 C 3 , SiC, B 4 C) отличаются высокой твердостью и используются для изготовления абразивного и режущего инструмента. Углерод входит в состав сталей и сплавов в элементном состоянии и в виде карбидов . Насыщение поверхности стальных отливок углеродом при высокой температуре (цементация) значительно увеличивает поверхностную твердость и износостойкость .

Историческая справка

Графит, алмаз и аморфный углерод известны с древности. Издавна известно, что графитом можно маркировать другой материал, и само название "графит", происходящее от греческого слова, означающего "писать", предложено А.Вернером в 1789. Однако история графита запутана, часто за него принимали вещества, обладающие сходными внешними физическими свойствами, например молибденит (сульфид молибдена), одно время считавшийся графитом. Среди других названий графита известны "черный свинец", "карбидное железо", "серебристый свинец".

В 1779 К.Шееле установил, что графит можно окислить воздухом с образованием углекислого газа . Впервые алмазы нашли применение в Индии, а в Бразилии драгоценные камни приобрели коммерческое значение в 1725; месторождения в Южной Африке были открыты в 1867.

В 20 в. основными производителями алмазов являются ЮАР, Заир, Ботсвана, Намибия, Ангола, Сьерра-Леоне, Танзания и Россия. Искусственные алмазы, технология которых была создана в 1970, производятся для промышленных целей.

Свойства

Известны четыре кристаллические модификации углерода:

• графит,
• алмаз,
• карбин,
• лонсдейлит.

Графит - серо-чёрная, непрозрачная, жирная на ощупь, чешуйчатая, очень мягкая масса с металлическим блеском. 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. При комнатной температуре и нормальном давлении алмаз метастабилен. 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 углерод может быть получен при давлениях выше 10,5 Мн/м 2 (105 кгс/см 2) и температурах выше 3700 °С. Для твёрдого углерода (кокс, сажа, древесный уголь) характерно также состояние с неупорядоченной структурой - так называемый «аморфный» углерод, который не представляет собой самостоятельной модификации; в основе его строения лежит структура мелкокристаллического графита. Нагревание некоторых разновидностей «аморфного» углерода выше 1500-1600 °С без доступа воздуха вызывает их превращение в графит.

Физические свойства «аморфного» углерода очень сильно зависят от дисперсности частиц и наличия примесей. Плотность , теплоёмкость , теплопроводность и электропроводность «аморфного» углерода 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.

Свойства углерода
Атомный номер		6
Атомная масса		12,011
Изотопы:	стабильные	12, 13
	нестабильные	8, 9, 10, 11, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22
Температура плавления		3550°С
Температура кипения		4200°С
Плотность		1,9-2,3 г/см 3 (графит) 3,5-3,53 г/см 3 (алмаз)
Твердость (по Моосу)		1-2
Содержание в земной коре (масс.)		0,19%
Степени окисления		-4; +2; +4

Сплавы

Сталь

Кокс применяют в металлургии, как восстановитель. Древесный уголь – в кузнечных горнах, для получения пороха (75%KNO 3 + 13%C + 12%S), для поглощения газов (адсорбция), а также в быту. Сажу применяют, как наполнитель резины, для изготовления черных красок – типографская краска и тушь, а также в сухих гальванических элементах. Стеклоуглерод применяют для изготовления аппаратуры для сильно агрессивных сред, а также в авиации и космонавтике.

Активированный уголь поглощает вредные вещества из газов и жидкостей: им заполняют противогазы, очистительные системы, его применяют в медицине при отравлениях.

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 СО 2 из атмосферы или воды. В результате фотосинтеза он попадает в биологические пищевые цепи, в которых живые существа поедают 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.

Применение радиоактивного изотопа 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.

Источники

Химические элементы и материалы
Химические элементы	Азот . Аргон . Водород . Гелий . Железо . Кальций . Кислород . Кремний . Магний . Марганец .

С (carboneum), неметаллический химический элемент IVA группы (C, Si, Ge, Sn, Pb) периодической системы элементов. Встречается в природе в виде кристаллов алмаза (рис. 1), графита или фуллерена и других форм и входит в состав органических (уголь, нефть, организмы животных и растений и др.) и неорганических веществ (известняк, пищевая сода и др.). Углерод широко распространен, но содержание его в земной коре всего 0,19% (см. также АЛМАЗ; ФУЛЛЕРЕНЫ).

Углерод широко используется в виде простых веществ. Кроме драгоценных алмазов, являющихся предметом ювелирных украшений, большое значение имеют промышленные алмазы – для изготовления шлифовального и режущего инструмента. Древесный уголь и другие аморфные формы углерода применяются для обесцвечивания, очистки, адсорбции газов, в областях техники, где требуются адсорбенты с развитой поверхностью. Карбиды, соединения углерода с металлами, а также с бором и кремнием (например, Al 4 C 3 , SiC, B 4 C) отличаются высокой твердостью и используются для изготовления абразивного и режущего инструмента. Углерод входит в состав сталей и сплавов в элементном состоянии и в виде карбидов. Насыщение поверхности стальных отливок углеродом при высокой температуре (цементация) значительно увеличивает поверхностную твердость и износостойкость. См. также СПЛАВЫ.

В природе существует множество различных форм графита; некоторые получены искусственно; имеются аморфные формы (например, кокс и древесный уголь). Сажа, костяной уголь, ламповая сажа, ацетиленовая сажа образуются при сжигании углеводородов при недостатке кислорода. Так называемый белый углерод получается сублимацией пиролитического графита при пониженном давлении – это мельчайшие прозрачные кристаллики графитовых листочков с заостренными кромками.

Сюняев З.И. Нефтяной углерод . М., 1980
Химия гиперкоординированного углерода . М., 1990

Найти "УГЛЕРОД " на

Его называют основой жизни. Он есть во всех органических соединениях. Только он способен формировать молекулы из миллионов атомов, такие, как ДНК.

Узнали героя ? Это углерод . Число его соединений, известных науке, приближается к 10 000 000.

Столько не наберется у всех остальных, вместе взятых элементов. Не удивительно, что один из двух разделов химии изучает исключительно соединения углерода и проходится в старших классах.

Предлагаем вспомнить школьную программу, а так же, дополнить ее новыми фактами.

Что такое углерод

Во-первых, элемент углерод – составная . В ее новом стандарте, вещество располагается в 14-ой группе.

В устаревшем варианте системы, углерод стоит в главной подгруппе 4-ой группы.

Обозначение элемента – буква С. Порядковый номер вещества – 6, относится к группе неметаллов.

Органический углерод соседствует в природе с минеральным. Так, , и камень фуллерен – 6-ой элемент в чистом виде.

Различия во внешности обусловлены несколькими типами строения кристаллической решетки. От нее зависят и полярные характеристики минерального углерода.

Графит, к примеру, мягок, не зря же добавляется в пишущие карандаши, а всех остальных на Земле. Поэтому, логично рассмотреть свойства самого углерода, а не его модификаций.

Свойства углерода

Начнем со свойств, общих для всех неметаллов. Они электроотрицательны, то есть, оттягивают на себя общие электронные пары, образованные с другими элементами.

Получается, углерод может восстановить оксиды неметаллов до состояния металлов.

Однако, делает это 6-ой элемент лишь при нагреве. В обычных условиях вещество химически инертно.

На внешних электронных уровнях неметаллов больше электронов, чем у металлов.

Именно поэтому, атомы 6-го элемента стремятся достроить толику собственных орбиталей, чем отдавать свои частицы кому-то.

Металлам же, с минимумом электронов на внешних оболочках проще отдать отдаленные частицы, чем перетягивать на себя чужие.

Главная форма 6-го вещества – атом. По идее, речь должна идти о молекуле углерода . Из молекул составлено большинство неметаллов.

Однако, углерод с и – исключения, имеют атомную структуру. Именно за счет нее соединения элементов отличаются высокими температурами плавления.

Еще одно отличительное свойство многих форм углерода – . У того же она максимальна, равна 10-ти баллам по .

Раз разговор зашел о формах 6-го вещества, укажем, что кристаллическая – лишь одна из.

Атомы углерода не всегда выстраиваются в кристаллическую решетку. Встречается аморфная разновидность.

Примеры таковой: — древесный , кокс, стеклоуглерод. Это соединения, но не имеющие упорядоченной структуры.

Если же вещество соединено с другими, могут получиться и газы. Кристаллический углерод переходит в них при температуре в 3700 градусов.

В обычных условиях элемент газообразен, если это, к примеру, оксид углерода .

В народе его именуют угарным газом. Однако, реакция его образования активнее и быстрее, если, все же, поддать жару.

Газообразных соединений углерода с кислородом несколько. Есть еще, к примеру, монооксид.

Этот газ бесцветный и ядовитый, причем, при обычных условиях. Такая окись углерода имеет тройную связь в молекуле.

Но, вернемся к чистому элементу. Будучи довольно инертным в химическом плане, он, все же, может взаимодействовать не только с металлами, но и их оксидами, , и как видно из разговора про газы, с кислородом.

Реакция возможна и с водородом. Углерод вступит во взаимодействие, если «сыграет» один из факторов, или все вместе: температура, аллотропное состояние, дисперсность.

Под последней, подразумевается отношение площади поверхности частиц вещества к занимаемому ими объему.

Аллотропия – возможность нескольких форм одного и того же вещества, то есть, имеется в виду кристаллический, аморфный, или газообразный углерод .

Однако, как не совпадай факторы, с кислотами и щелочами элемент не реагирует вовсе. Игнорирует углерод и почти все галогены.

Чаще всего, 6-ое вещество связывается само с собой, образовывая те самые масштабные молекулы из сотен и миллионов атомов.

Сформированные молекулы, углерода реагируют с еще меньшим числом элементов и соединений.

Применение углерода

Применение элемента и его производных столь же обширно, как их число. Содержание углерода в жизни человека больше, чем может казаться.

Активированный уголь из аптеки – 6-е вещество. в из – он же.

Графит в карандашах – тоже углерод, нужный, так же, в ядерных реакторах и контактах электрических машин.

Метановое топливо тоже в списке. Диоксид углерода нужен для производства и может быть сухим льдом, то есть, хладагентом.

Углекислый газ служит консервантом, заполняя овощные хранилища, а еще, нужен для получения карбонатов.

Последние, используют в строительстве, к примеру, . А карбонат пригождается в мыловарении и стекольном производстве.

Формула углерода соответствует еще и коксу. Он пригождается металлургам.

Кокс служит восстановителем во время переплавки руды, извлечения из нее металлов.

Даже обычная сажа – углерод, используемый в качестве удобрения и наполнителя .

Не задумывались, почему автомобильные шины цвета? Это сажа. Она придает резине прочность.

Сажа, так же, входит в крема для обуви, краски для печати, туши для ресниц. Народное название употребляется не всегда. Промышленники зовут сажу техническим углеродом .

Масса углерода начинает использоваться в сфере нанотехнологий. Сделаны сверхмалые транзисторы, а еще трубки, которые в 6-7 раз прочнее .

Вот вам и неметалл. К наноизысканиям, кстати, подключились ученые из . Из углеродных трубок и графена они создали аэрогель.

Это и прочный материал. Звучит увесисто. Но, на самом деле, аэрогель легче воздуха.

В железо углерод добавляют, чтобы получить так называемую углеродистую сталь. Она тверже обычной.

Однако, массовая доля 6-го элемента в не должна превышать пары, тройки процентов. Иначе, свойства стали идут на спад.

Список можно продолжать бесконечно. Но, где бесконечно брать углерод? Добывают его или синтезируют? На эти вопросы ответим в отдельной главе.

Добыча углерода

Двуокись углерода , метан, отдельно углерод, можно получать химическим путем, то есть, намеренным синтезом. Однако, это не выгодно.

Газ углерод и его твердые модификации проще и дешевле добывать попутно с каменным углем.

Из земных недр этого ископаемого извлекают примерно 2 миллиарда тонн ежегодно. Хватает, чтобы обеспечить мир техническим углеродом.

Что касается , их извлекают из кимбирлитовых трубок. Это вертикальные геологические тела, сцементированные лавой осколки породы.

Именно в таких встречаются . Поэтому, ученые предполагают, что минерал формируется на глубинах в тысячи километров, там же, где и магма.

Месторождения графита, напротив, горизонтальны, располагаются у поверхности.

Поэтому, добыча минерала довольно проста и не затратна. В год из недр извлекают около 500 000 тонн графита.

Чтобы получить активированный уголь, приходится нагреть каменный уголь и обработать струей водяного пара.

Ученые даже разобрались, как воссоздать белки человеческого тела. Их основа – тоже углерод. Азот и водород – аминогруппа, к нему примыкающая.

Нужен, так же, кислород. То есть, белки построены на аминокислоте. Она не у всех на слуху, но для жизни куда важнее остальных.

Популярные серная, азотная, соляная кислоты, к примеру, организму нужны куда меньше.

Так что, углерод – то, за что стоит платить. Узнаем, на сколько велик разброс цен на разные товары из 6-го элемента.

Цена углерода

Для жизни, как несложно понять, углерод бесценен. Что же касается остальных сфер бытия, ценник зависит от наименования продукции и ее качества.

За , к примеру, платят больше, если не содержат сторонних включений.

Образцы аэрогеля, пока, стоят десятки долларов за несколько квадратных сантиметров.

Но, в будущем, производители обещают поставлять материал рулонами и просить недорого.

Технический углерод, то есть, сажа, реализуется по 5-7 рублей за кило. За тонну, соответственно, отдают около 5000-7000 рублей.

Однако, углеродный налог, вводимый в большинстве развитых стран, может обеспечить рост цен.

Углеродную промышленность считают причиной парникового эффекта. Предприятия обязывают платить за выбросы, в частности, CO 2 .

Это главный парниковый газ и, одновременно, индикатор загрязнения атмосферы. Эта информация – ложка дегтя в бочке меда.

Она позволяет понять, что у углерода, как и всего в мире, есть обратная сторона, а не только плюсы.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

С+О 2 = СО 2 +97600 cal.

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

СО 2 +С = 2СО -38800 cal;

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

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

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

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

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

Углерод (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

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

CaCO 3 – t° = CaO + CO 2

1. 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.