Naturligt kulstof. Hurtigt!!! kemiske egenskaber af kulstof

Kulstof (lat. Carboneum) er et kemisk grundstof af den 14. gruppe af 2. periode af Mendeleevs periodiske system (gruppe IV i den gamle nummerering); atomnummer 6, atommasse 12.011.

Kulstof er et meget specielt kemisk grundstof. Fra kulstofkemien er der vokset et kraftfuldt træ af organisk kemi med dets mest komplekse synteser og en enorm række af undersøgte forbindelser. Nye grene af organisk kemi dukker op. Alle levende ting, der udgør biosfæren, er bygget af kulstofforbindelser. Og træerne, der for længst døde for millioner af år siden, blev til brændstof indeholdende kulstof - kul, tørv osv. Lad os tage den mest almindelige blyant - en genstand, som alle kender. Er det ikke fantastisk, at den ydmyge grafitstav er relateret til den funklende diamant, det hårdeste stof i naturen? Diamant, grafit, carbyne er allotropiske modifikationer af kulstof (se Allotropi). Struktur af grafit (1), diamant (2), karabin (3).

Historien om menneskets bekendtskab med dette stof går århundreder tilbage. Navnet på den person, der opdagede kulstof, er ukendt, og det vides ikke, hvilken form for rent kulstof - grafit eller diamant - der blev opdaget først. Først i slutningen af ​​1700-tallet. Det blev anerkendt, at kulstof er et uafhængigt kemisk grundstof.

Kulstofindholdet i jordskorpen er 0,023 vægtprocent. Kulstof er hovedbestanddelen af ​​plante- og dyreverdenen. Alle fossile brændstoffer - olie, gas, tørv, skifer - er bygget på kulstofbasis, kul er særligt rigt på kulstof. Det meste af kulstoffet er koncentreret i mineraler - kalksten CaCO 3 og dolomit CaMg(CO 3) 2, som er salte af jordalkalimetaller og svag kulsyre H 2 CO 3.

Blandt de vitale elementer er kulstof et af de vigtigste: livet på vores planet er bygget på kulstofbasis. Hvorfor? Svaret på dette spørgsmål findes i "Fundamentals of Chemistry" af D.I. Mendeleev: "Carbon findes i naturen både i en fri og en forbindende tilstand, i meget forskellige former og typer... Kulstofatomers evne til at forbinde med hver andre og give komplekse partikler kommer til udtryk i alle kulstofforbindelser... I ingen af ​​grundstofferne... udvikles evnen til kompleksitet i en sådan grad som i kulstof... Intet grundstofpar giver så mange forbindelser som kulstof og brint ."

Faktisk kan carbonatomer kombineres på en række forskellige måder med hinanden og med atomer af mange andre grundstoffer og danner en enorm række af stoffer. Deres kemiske bindinger kan dannes og ødelægges under påvirkning af naturlige faktorer. Sådan opstår kulstofkredsløbet i naturen: fra atmosfæren - ind i planter, fra planter - ind i dyreorganismer, fra dem - ind i den livløse natur osv. Hvor der er kulstof, er der en mangfoldighed af stoffer, hvor der er kulstof. der er de mest forskelligartede strukturer i molekylær arkitektur (se . Kulbrinter).

Ophobningen af ​​kulstof i jordskorpen er forbundet med ophobning af mange andre grundstoffer, udfældet i form af uopløselige karbonater osv. CO 2 og kulsyre spiller en vigtig geokemisk rolle i jordskorpen. Enorme mængder CO 2 frigives under vulkanismen - i Jordens historie var det den vigtigste kilde til kulstof til biosfæren.

Uorganiske kulstofforbindelser er meget mindre i mængde end organiske. Kulstof i form af diamant, grafit og kul kombineres kun ved opvarmning. Ved høje temperaturer kombineres det med metaller og nogle ikke-metaller, såsom bor, for at danne carbider.

Af de uorganiske kulstofforbindelser er de mest kendte kulsyresalte, kuldioxid CO 2 (kuldioxid) og kulilte CO. Meget mindre kendt er det tredje oxid, C 3 O 2 - en farveløs gas med en ubehagelig, stikkende lugt.

Jordens atmosfære indeholder 2,3 10 12 tons CO 2 dioxid, et produkt af respiration og forbrænding. Dette er den vigtigste kilde til kulstof til planteudvikling. Kulilte CO, kendt som kulilte, dannes ved ufuldstændig forbrænding af brændstof: i bilers udstødningsgas mv.

I industrien bruges kulilte CO som et reduktionsmiddel (for eksempel ved smeltning af støbejern i højovne) og til syntese af organiske stoffer (for eksempel methylalkohol ifølge reaktionen: CO + 2H 2 → CH 3 ( OH).

De mest berømte allotropiske modifikationer af elementært kulstof: diamant- uorganisk polymer med rumlig, volumetrisk struktur; grafit- polymer med plan struktur; karabin- en lineær polymer af carbon, der eksisterer i to former, der adskiller sig i arten og vekslen mellem kemiske bindinger; todimensionel modifikation grafen; kulstof nanorør cylindrisk struktur. (se Allotropi).

Diamant- en krystallinsk form for kulstof, et sjældent mineral, overlegen i hårdhed i forhold til alle naturlige og alle kunstige materialer undtagen krystallinsk bornitrid. Store diamantkrystaller bliver efter skæring til den mest ædle sten - diamanter.

I slutningen af ​​det 17. århundrede. Florentinske videnskabsmænd Averani og Tardgioni forsøgte at smelte flere små diamanter sammen til en stor, opvarmede dem med solens stråler ved hjælp af brændende glas. Diamanterne forsvandt, brændende i luften... Der gik omkring hundrede år, før den franske kemiker A. Lavoisier i 1772 ikke blot gentog dette eksperiment, men også forklarede årsagerne til diamantens forsvinden: en krystal af en ædel diamant brændte på samme måde som stykker brændt i andre forsøg fosfor og kul. Og først i 1797 beviste den engelske videnskabsmand S. Tennant identiteten af ​​arten af ​​diamant og kul. Han fandt ud af, at mængden af ​​kuldioxid efter forbrænding af lige store masser af kul og diamant viste sig at være den samme. Herefter blev der gjort mange forsøg på at opnå diamant kunstigt fra grafit, kul og kulstofholdige materialer ved høje temperaturer og tryk. Nogle gange blev der efter disse eksperimenter fundet små diamantlignende krystaller, men vellykkede eksperimenter var aldrig mulige.

Diamantsyntese blev mulig, efter at den sovjetiske fysiker O.I. Leypunsky i 1939 beregnede de betingelser, hvorunder grafit kunne blive til diamant (tryk ca. 60.000 atm, temperatur 1600-2000 °C). I 50'erne. århundrede, næsten samtidigt i flere lande, herunder USSR, blev kunstige diamanter produceret under industrielle forhold. I dag produceres der dagligt 2000 karat kunstige diamanter fra én industriinstallation i hjemmet (1 karat = 0,2 g). Diamantbits af borerigge, diamantskæreværktøjer, slibeskiver med diamantspåner fungerer pålideligt og i lang tid. Kunstige diamanter, ligesom naturlige krystaller, er meget udbredt i moderne teknologi.

En anden ren kulstofpolymer bruges endnu mere i praksis - grafit. I en grafitkrystal er carbonatomer, der ligger i samme plan, tæt bundet til regulære sekskanter. Sekskanter med fælles flader danner pakplaner. Bindingerne mellem carbonatomer i forskellige stakke er svage. Derudover er afstanden mellem carbonatomer i forskellige planer næsten 2,5 gange større end mellem naboatomer i samme plan. Derfor er en lille kraft nok til at spalte grafitkrystallen i individuelle flager. Det er grunden til, at blyantens grafitblyant efterlader et mærke på papiret. Det er uden sammenligning sværere at ødelægge bindingen mellem kulstofatomer, der ligger i samme plan. Styrken af ​​disse bindinger er årsagen til den høje kemiske modstand af grafit. Selv varme baser og syrer påvirker det ikke, med undtagelse af koncentreret salpetersyre.

Ud over høj kemisk resistens er grafit også kendetegnet ved høj varmebestandighed: produkter fremstillet af det kan bruges ved temperaturer op til 3700 °C. Evnen til at lede elektrisk strøm har bestemt mange anvendelsesområder for grafit. Det er nødvendigt inden for elektroteknik, metallurgi, krudtproduktion og nuklear teknologi. Grafit af højeste renhed bruges i reaktorkonstruktioner som en effektiv neutronmoderator.

Lineær carbonpolymer - karabin hidtil har det været brugt i praksis i begrænset omfang. I carbyn-molekylet er kulstofatomer forbundet i kæder skiftevis med tredobbelte og enkeltbindinger:

−C≡C−C≡C−C≡C−C≡C−C≡C−

Dette stof blev først opnået af sovjetiske kemikere V.V. Korshak, A.M. Sladkov, V.I. Kasatochkin og Yu.P. Kudryavtsev i begyndelsen af ​​60'erne. ved Institute of Organoelement Compounds fra USSR Academy of Sciences. Carbyne har halvledende egenskaber, og dets ledningsevne øges meget, når det udsættes for lys. Den første praktiske anvendelse er baseret på denne egenskab - i fotoceller.

I molekylet af en anden form for carbyn - polycumulen (β-carbyne), også først opnået i vores land, er carbonatomerne forbundet anderledes end i carbyne - kun ved dobbeltbindinger:

═C═C═C═C═C═C═C═C═C═

Antallet af organiske forbindelser, som videnskaben kender - kulstofforbindelser - overstiger 7 mio.. Polymerers kemi - naturlige og syntetiske - er også primært kulstofforbindelsernes kemi. Organiske kulstofforbindelser studeres af sådanne uafhængige videnskaber som organisk kemi, biokemi og kemi af naturlige forbindelser.

Betydningen af ​​kulstofforbindelser i menneskers liv er uvurderlig - fast kulstof omgiver os overalt: i atmosfæren og litosfæren, i planter og dyr, i vores tøj og mad.

Kommunal uddannelsesinstitution "Nikiforovskaya gymnasiet nr. 1"

Kulstof og dets vigtigste uorganiske forbindelser

Historie

Udført af: studerende af klasse 9B

Sidorov Alexander

Lærer: Sakharova L.N.

Dmitrievka 2009


Introduktion

Kapitel I. Alt om kulstof

1.1. Kulstof i naturen

1.2. Allotropiske modifikationer af kulstof

1.3. Kulstofs kemiske egenskaber

1.4. Anvendelse af kulstof

Kapitel II. Uorganiske kulstofforbindelser

Konklusion

Litteratur


Introduktion

Kulstof (lat. Carboneum) C er et kemisk grundstof i gruppe IV i Mendeleevs periodiske system: atomnummer 6, atommasse 12.011(1). Lad os overveje strukturen af ​​carbonatomet. Kulstofatomets ydre energiniveau indeholder fire elektroner. Lad os afbilde det grafisk:


Kulstof har været kendt siden oldtiden, og navnet på opdageren af ​​dette element er ukendt.

I slutningen af ​​det 17. århundrede. De florentinske videnskabsmænd Averani og Tardgioni forsøgte at smelte flere små diamanter sammen til en stor og opvarmede dem med et brændende glas ved hjælp af sollys. Diamanterne forsvandt og brændte i luften. I 1772 viste den franske kemiker A. Lavoisier, at når diamanter brænder, dannes der CO 2. Først i 1797 beviste den engelske videnskabsmand S. Tennant identiteten af ​​grafit og kuls natur. Efter afbrænding af lige store mængder kul og diamant viste mængderne af kulilte (IV) sig at være de samme.

Forskellige kulstofforbindelser, der forklares ved dets atomers evne til at kombinere med hinanden og atomerne af andre grundstoffer på forskellige måder, bestemmer kulstoffets særlige position blandt andre grundstoffer.


Kapitel jeg . Alt om kulstof

1.1. Kulstof i naturen

Kulstof findes i naturen, både i fri tilstand og i form af forbindelser.

Frit kulstof forekommer i form af diamant, grafit og carbyn.

Diamanter er meget sjældne. Den største kendte diamant, Cullinan, blev fundet i 1905 i Sydafrika, vejede 621,2 g og målte 10x6,5x5 cm.Diamantfonden i Moskva huser en af ​​de største og smukkeste diamanter i verden – "Orlov" (37,92 g). .

Diamant har fået sit navn fra det græske. "adamas" - uovervindelig, uforgængelig. De vigtigste diamantforekomster er placeret i Sydafrika, Brasilien og Yakutia.

Store forekomster af grafit er placeret i Tyskland, Sri Lanka, Sibirien og Altai.

De vigtigste kulstofholdige mineraler er: Magnesit MgCO 3, calcit (kalkspat, kalksten, marmor, kridt) CaCO 3, dolomit CaMg(CO 3) 2 osv.

Alle fossile brændstoffer - olie, gas, tørv, kul og brunkul, skifer - er bygget på kulstofbasis. Nogle fossile kul, der indeholder op til 99 % C, er i sammensætning tæt på kulstof.

Kulstof udgør 0,1 % af jordskorpen.

I form af kulilte (IV) CO 2 kommer kulstof ind i atmosfæren. En stor mængde CO 2 er opløst i hydrosfæren.

1.2. Allotropiske modifikationer af kulstof

Elementært kulstof danner tre allotropiske modifikationer: diamant, grafit, karabin.

1. Diamant er et farveløst, gennemsigtigt krystallinsk stof, der bryder lysstråler ekstremt kraftigt. Kulstofatomer i diamant er i en tilstand af sp 3 hybridisering. I den exciterede tilstand parres valenselektronerne i carbonatomerne, og der dannes fire uparrede elektroner. Når kemiske bindinger dannes, får elektronskyerne den samme aflange form og er placeret i rummet, så deres akser er rettet mod tetraederens spidser. Når toppen af ​​disse skyer overlapper med skyer af andre carbonatomer, opstår der kovalente bindinger i en vinkel på 109°28", og der dannes et atomisk krystalgitter, der er karakteristisk for diamant.

Hvert kulstofatom i diamant er omgivet af fire andre, placeret fra det i retninger fra midten af ​​tetraedrene til hjørnerne. Afstanden mellem atomer i tetraedre er 0,154 nm. Styrken af ​​alle forbindelser er den samme. Således er atomerne i diamant "pakket" meget tæt. Ved 20°C er densiteten af ​​diamant 3,515 g/cm3. Dette forklarer dens exceptionelle hårdhed. Diamant er en dårlig leder af elektricitet.

I 1961 begyndte Sovjetunionen industriel produktion af syntetiske diamanter fra grafit.

I den industrielle syntese af diamanter anvendes tryk på tusindvis af MPa og temperaturer fra 1500 til 3000°C. Processen udføres i nærværelse af katalysatorer, som kan være nogle metaller, for eksempel Ni. Hovedparten af ​​de dannede diamanter er små krystaller og diamantstøv.

Når den opvarmes uden adgang til luft over 1000°C, bliver diamant til grafit. Ved 1750°C sker omdannelsen af ​​diamant til grafit hurtigt.

Diamant struktur

2. Grafit er et grå-sort krystallinsk stof med en metallisk glans, fedtet at røre ved og dårligere hårdhed selv i forhold til papir.

Kulstofatomer i grafitkrystaller er i en tilstand af sp2-hybridisering: hver af dem danner tre kovalente σ-bindinger med naboatomer. Vinklerne mellem bindingsretningerne er 120°. Resultatet er et gitter bestående af regulære sekskanter. Afstanden mellem tilstødende kerner af carbonatomer inde i laget er 0,142 nm. Den fjerde elektron i det ydre lag af hvert carbonatom i grafit optager en p-orbital, der ikke deltager i hybridisering.

Ikke-hybride elektronskyer af carbonatomer er orienteret vinkelret på lagplanet og danner overlappende hinanden delokaliserede σ-bindinger. Tilstødende lag i en grafitkrystal er placeret i en afstand af 0,335 nm fra hinanden og er svagt forbundet med hinanden, hovedsageligt af van der Waals-kræfter. Derfor har grafit lav mekanisk styrke og spaltes let i flager, som i sig selv er meget stærke. Bindingen mellem lag af carbonatomer i grafit er delvist metallisk i naturen. Dette forklarer det faktum, at grafit leder elektricitet godt, men ikke så godt som metaller.

Grafit struktur

Fysiske egenskaber i grafit varierer meget i retninger - vinkelret og parallelt med lagene af carbonatomer.

Ved opvarmning uden luftadgang undergår grafit ingen ændringer op til 3700°C. Ved den angivne temperatur sublimerer den uden at smelte.

Kunstig grafit fremstilles af de bedste kulkvaliteter ved 3000°C i elektriske ovne uden luftadgang.

Grafit er termodynamisk stabilt over en lang række temperaturer og tryk, så det accepteres som standardtilstand for kulstof. Densiteten af ​​grafit er 2,265 g/cm3.

3. Carbin er et fint krystallinsk sort pulver. I sin krystalstruktur er carbonatomer forbundet med vekslende enkelt- og tredobbeltbindinger i lineære kæder:

−С≡С−С≡С−С≡С−

Dette stof blev først opnået af V.V. Korshak, A.M. Sladkov, V.I. Kasatochkin, Yu.P. Kudryavtsev i begyndelsen af ​​60'erne af det XX århundrede.

Det blev efterfølgende vist, at carbyn kan eksistere i forskellige former og indeholder både polyacetylen- og polycumulenkæder, hvor carbonatomerne er forbundet med dobbeltbindinger:

C=C=C=C=C=C=

Senere blev carbyne fundet i naturen – i meteoritstof.

Carbyne har halvledende egenskaber; når den udsættes for lys, øges dens ledningsevne meget. På grund af eksistensen af ​​forskellige typer bindinger og forskellige måder at lægge kæder af kulstofatomer på i krystalgitteret, kan de fysiske egenskaber af carbyn variere inden for vide grænser. Ved opvarmning uden adgang til luft over 2000°C er karabinen stabil, ved temperaturer omkring 2300°C observeres dens overgang til grafit.

Naturligt kulstof består af to isotoper (98,892%) og (1,108%). Desuden blev der fundet mindre blandinger af en radioaktiv isotop, som fremstilles kunstigt, i atmosfæren.

Tidligere mente man, at trækul, sod og koks i sammensætning ligner rent kulstof og adskiller sig i egenskaber fra diamant og grafit, hvilket repræsenterer en uafhængig allotrop modifikation af kulstof ("amorft kulstof"). Man fandt dog ud af, at disse stoffer består af bittesmå krystallinske partikler, hvori kulstofatomerne er bundet på samme måde som i grafit.

4. Kul – fintmalet grafit. Det dannes under den termiske nedbrydning af kulstofholdige forbindelser uden luftadgang. Kul varierer betydeligt i egenskaber afhængigt af stoffet, hvorfra de er fremstillet, og produktionsmetoden. De indeholder altid urenheder, der påvirker deres egenskaber. De vigtigste kultyper er koks, trækul og sod.

Koks fremstilles ved opvarmning af kul uden adgang til luft.

Trækul dannes, når træ opvarmes uden adgang til luft.

Sod er et meget fint grafitkrystallinsk pulver. Dannet ved forbrænding af kulbrinter (naturgas, acetylen, terpentin osv.) med begrænset luftadgang.

Aktivt kul er porøse industrielle adsorbenter, der hovedsageligt består af kul. Adsorption er absorption af gasser og opløste stoffer af overfladen af ​​faste stoffer. Aktivt kul opnås fra fast brændsel (tørv, brun- og stenkul, antracit), træ og dets forarbejdede produkter (kul, savsmuld, papiraffald), læderindustriaffald og animalske materialer, såsom knogler. Kul, kendetegnet ved høj mekanisk styrke, fremstilles af skaller af kokosnødder og andre nødder og fra frugtfrø. Strukturen af ​​kul er repræsenteret af porer i alle størrelser, dog bestemmes adsorptionskapaciteten og adsorptionshastigheden af ​​indholdet af mikroporer pr. masseenhed eller volumen af ​​granulat. Ved fremstilling af aktivt kul udsættes udgangsmaterialet først for varmebehandling uden adgang til luft, hvilket resulterer i, at fugt og delvist harpiks fjernes fra det. I dette tilfælde dannes en storporøs struktur af kul. For at opnå en mikroporøs struktur udføres aktivering enten ved oxidation med gas eller damp eller ved behandling med kemiske reagenser.

1.3. Kulstofs kemiske egenskaber

Ved almindelige temperaturer er diamant, grafit og kul kemisk inerte, men ved høje temperaturer øges deres aktivitet. Som det fremgår af strukturen af ​​de vigtigste kulstofformer, reagerer kul lettere end grafit og især diamant. Grafit er ikke kun mere reaktivt end diamant, men når det reagerer med visse stoffer, kan det danne produkter, som diamant ikke danner.

1. Som et oxidationsmiddel reagerer carbon med visse metaller ved høje temperaturer og danner carbider:

ZS + 4Al = Al 4 C 3 (aluminiumcarbid).

2. Med brint danner kul og grafit kulbrinter. Den enkleste repræsentant - methan CH 4 - kan opnås i nærvær af en Ni-katalysator ved høj temperatur (600-1000 ° C):

C + 2H2CH4.

3. Når det interagerer med oxygen, udviser kulstof reducerende egenskaber. Ved fuldstændig forbrænding af carbon af enhver allotrop modifikation dannes carbonmonoxid (IV):

C + O 2 = CO 2.

Ufuldstændig forbrænding producerer kulilte (II) CO:

C + O2 = 2CO.

Begge reaktioner er eksoterme.

4. Kuls reducerende egenskaber er især udtalte, når de interagerer med metaloxider (zink, kobber, bly osv.), for eksempel:

C + 2CuO = CO 2 + 2Cu,

C + 2ZnO = CO2 + 2Zn.

Den vigtigste proces inden for metallurgi - smeltning af metaller fra malme - er baseret på disse reaktioner.

I andre tilfælde, for eksempel, når de interagerer med calciumoxid, dannes karbider:

CaO + 3S = CaC2 + CO.

5. Kul oxideres med varm koncentreret svovlsyre og salpetersyre:

C + 2H 2 SO 4 = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O,

3S + 4HNO3 = 3S02 + 4NO + 2H2O.

Enhver form for kulstof er modstandsdygtig over for alkalier!

1.4. Anvendelse af kulstof

Diamanter bruges til forarbejdning af forskellige hårde materialer, til skæring, slibning, boring og gravering af glas og til boring af sten. Diamanter, efter at være blevet poleret og skåret, omdannes til diamanter, der bruges som smykker.

Grafit er det mest værdifulde materiale til moderne industri. Grafit bruges til fremstilling af støbeforme, smeltedigler og andre ildfaste produkter. På grund af sin høje kemiske resistens anvendes grafit til fremstilling af rør og apparater beklædt med grafitplader på indersiden. Der bruges betydelige mængder grafit i den elektriske industri, for eksempel ved fremstilling af elektroder. Grafit bruges til at lave blyanter og nogle malinger, og som smøremiddel. Meget ren grafit bruges i atomreaktorer til at moderere neutroner.

En lineær carbonpolymer, carbyne, tiltrækker videnskabsmænds opmærksomhed som et lovende materiale til fremstilling af halvledere, der kan fungere ved høje temperaturer og ultrastærke fibre.

Trækul bruges i den metallurgiske industri og i smedearbejde.

Koks bruges som reduktionsmiddel ved smeltning af metaller fra malme.

Carbon black bruges som gummifyld for at øge styrken, hvorfor bildæk er sorte. Sod bruges også som en komponent i trykfarver, blæk og skosværte.

Aktivt kul bruges til at rense, udvinde og adskille forskellige stoffer. Aktivt kul bruges som fyldstof i gasmasker og som sorbent i medicin.


Kapitel II . Uorganiske kulstofforbindelser

Kulstof danner to oxider - carbonmonoxid (II) CO og carbonmonoxid (IV) CO 2.

Kulilte (II) CO er en farveløs, lugtfri gas, let opløselig i vand. Det kaldes kulilte, fordi det er meget giftigt. Når det kommer ind i blodet under vejrtrækningen, kombineres det hurtigt med hæmoglobin og danner en stærk forbindelse carboxyhæmoglobin, og derved fratager hæmoglobin evnen til at transportere ilt.

Hvis luft indeholdende 0,1 % CO inhaleres, kan en person pludselig miste bevidstheden og dø. Kulilte dannes ved ufuldstændig forbrænding af brændstof, hvorfor for tidlig lukning af skorstene er så farligt.

Kulilte (II), som du allerede ved, er klassificeret som et ikke-saltdannende oxid, da det, da det er et ikke-metaloxid, bør reagere med alkalier og basiske oxider for at danne salt og vand, men dette er ikke observeret .

2CO + O 2 = 2CO 2.

Kulilte (II) er i stand til at fjerne ilt fra metaloxider, dvs. Reducer metaller fra deres oxider.

Fe 2 O 3 + ZSO = 2Fe + ZSO 2.

Det er denne egenskab af kulstof (II) oxid, der bruges i metallurgi ved smeltning af støbejern.

Kulilte (IV) CO 2 - almindeligvis kendt som kuldioxid - er en farveløs, lugtfri gas. Den er cirka halvanden gang tungere end luft. Under normale forhold opløses 1 volumen kuldioxid i 1 volumen vand.

Ved et tryk på cirka 60 atm bliver kuldioxid til en farveløs væske. Når flydende kuldioxid fordamper, bliver en del af det til en fast snelignende masse, som presses i industrien - det er "tørisen", du kender, som bruges til opbevaring af mad. Du ved allerede, at fast kuldioxid har et molekylært gitter og er i stand til at sublimere.

Kuldioxid CO 2 er et typisk surt oxid: det interagerer med alkalier (det forårsager f.eks. uklarhed i kalkvand), med basiske oxider og vand.

Det brænder ikke og understøtter ikke forbrænding og bruges derfor til at slukke brande. Magnesium fortsætter dog med at brænde i kuldioxid, danner et oxid og frigiver kulstof i form af sod.

CO 2 + 2Mg = 2MgO + C.

Kuldioxid produceres ved at reagere kulsyresalte - karbonater med opløsninger af saltsyre, salpetersyre og endda eddikesyrer. I laboratoriet produceres kuldioxid ved indvirkning af saltsyre på kridt eller marmor.

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H20 + C02.

I industrien produceres kuldioxid ved afbrænding af kalksten:

CaCO 3 = CaO + C0 2.

Ud over den allerede nævnte anvendelse bruges kuldioxid også til fremstilling af sodavand og sodavand.

Når kulilte (IV) opløses i vand, dannes kulsyre H 2 CO 3, som er meget ustabil og let nedbrydes til sine oprindelige komponenter - kuldioxid og vand.

Som en dibasisk syre danner kulsyre to serier af salte: medium - carbonater, for eksempel CaCO 3, og sure - hydrocarbonater, for eksempel Ca(HCO 3) 2. Af karbonaterne er kun kalium-, natrium- og ammoniumsalte opløselige i vand. Syresalte er generelt opløselige i vand.

Når der er et overskud af kuldioxid i nærvær af vand, kan karbonater blive til bikarbonater. Så hvis kuldioxid ledes gennem kalkvand, vil det først blive uklart på grund af udfældningen af ​​vanduopløseligt calciumcarbonat, men med yderligere passage af kuldioxid forsvinder uklarheden som følge af dannelsen af ​​opløseligt calciumbicarbonat:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2.

Det er tilstedeværelsen af ​​dette salt, der forklarer vandets midlertidige hårdhed. Hvorfor midlertidigt? For når det opvarmes, bliver opløseligt calciumbicarbonat tilbage til uopløseligt carbonat:

Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 0 + C0 2.

Denne reaktion fører til dannelse af kalk på væggene i kedler, dampvarmerør og hjemmekedler, og i naturen dannes der som følge af denne reaktion bizarre drypsten, der hænger ned i huler, mod hvilke stalagmitter vokser nedefra.

Andre calcium- og magnesiumsalte, især chlorider og sulfater, giver vand permanent hårdhed. Vandets konstante hårdhed kan ikke elimineres ved kogning. Du skal bruge en anden karbonat - sodavand.

Na 2 CO 3, som omdanner disse Ca 2+ ioner til sediment, for eksempel:

CaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + 2 NaCl.

Bagepulver kan også bruges til at eliminere midlertidig vandhårdhed.

Carbonater og bikarbonater kan påvises ved hjælp af sure opløsninger: Når de udsættes for syrer, observeres en karakteristisk "kogning" på grund af frigivelsen af ​​kuldioxid.

Denne reaktion er en kvalitativ reaktion på kulsyresalte.


Konklusion

Alt liv på jorden er baseret på kulstof. Hvert molekyle i en levende organisme er bygget på basis af et kulstofskelet. Kulstofatomer migrerer konstant fra én del af biosfæren (den smalle skal på Jorden, hvor der findes liv) til en anden. Ved at bruge eksemplet med kulstofkredsløbet i naturen kan vi spore dynamikken i livet på vores planet.

De vigtigste kulstofreserver på Jorden er i form af kuldioxid indeholdt i atmosfæren og opløst i verdenshavet, det vil sige kuldioxid (CO 2). Lad os først overveje kuldioxidmolekylerne i atmosfæren. Planter absorberer disse molekyler, og derefter, gennem fotosynteseprocessen, omdannes kulstofatomet til en række organiske forbindelser og dermed inkorporeret i plantestrukturen. Der er flere muligheder nedenfor:

1. Kulstof kan forblive i planterne, indtil planterne dør. Derefter vil deres molekyler gå ind i mad til nedbrydere (organismer, der lever af dødt organisk stof og samtidig ødelægger det til simple uorganiske forbindelser), såsom svampe og termitter. Til sidst vil kulstoffet vende tilbage til atmosfæren som CO2;

2. Planter kan spises af planteædere. I dette tilfælde vil kulstoffet enten vende tilbage til atmosfæren (i forbindelse med dyrs respiration og under deres nedbrydning efter døden), eller planteæderne vil blive spist af kødædere (i hvilket tilfælde kulstoffet igen vil vende tilbage til atmosfæren i samme måder);

3. planter kan dø og ende under jorden. Så vil de i sidste ende blive til fossile brændstoffer såsom kul.

I tilfælde af opløsning af det originale CO 2 molekyle i havvand er flere muligheder også mulige:

Kuldioxid kan simpelthen vende tilbage til atmosfæren (denne type gensidig gasudveksling mellem Verdenshavet og atmosfæren forekommer konstant);

Kulstof kan trænge ind i væv fra marine planter eller dyr. Så vil det gradvist samle sig i form af sedimenter på bunden af ​​verdenshavene og til sidst blive til kalksten eller fra sedimenterne igen vil gå over i havvand.

Hvis kulstof inkorporeres i sedimenter eller fossile brændstoffer, fjernes det fra atmosfæren. Igennem Jordens eksistens blev det fjernede kulstof på denne måde erstattet af kuldioxid frigivet til atmosfæren under vulkanudbrud og andre geotermiske processer. Under moderne forhold er disse naturlige faktorer også suppleret med emissioner fra menneskelig forbrænding af fossile brændstoffer. På grund af CO 2's indflydelse på drivhuseffekten er studiet af kulstofkredsløbet blevet en vigtig opgave for forskere, der er involveret i studiet af atmosfæren.

En del af denne søgning er at bestemme mængden af ​​CO 2 fundet i plantevæv (for eksempel i en nyplantet skov) - forskere kalder dette en kulstofdræn. Efterhånden som regeringer forsøger at nå frem til en international aftale om at begrænse CO 2 -emissioner, er spørgsmålet om balancering af kulstofdræn og emissioner i de enkelte lande blevet et stort stridspunkt for de industrialiserede lande. Forskere tvivler dog på, at ophobningen af ​​kuldioxid i atmosfæren kan stoppes ved skovplantning alene.

Kulstof cirkulerer konstant i jordens biosfære langs lukkede indbyrdes forbundne veje. I øjeblikket føjes konsekvenserne af afbrænding af fossile brændstoffer til naturlige processer.


Litteratur:

1. Akhmetov N.S. Kemi 9. klasse: lærebog. til almen uddannelse lærebog virksomheder. – 2. udg. – M.: Uddannelse, 1999. – 175 s.: ill.

2. Gabrielyan O.S. Kemi 9. klasse: lærebog. til almen uddannelse lærebog virksomheder. – 4. udg. – M.: Bustard, 2001. – 224 s.: ill.

3. Gabrielyan O.S. Kemi klassetrin 8-9: metode. godtgørelse. – 4. udg. – M.: Bustard, 2001. – 128 s.

4. Eroshin D.P., Shishkin E.A. Metoder til at løse problemer i kemi: lærebog. godtgørelse. – M.: Uddannelse, 1989. – 176 s.: ill.

5. Kremenchugskaya M. Kemi: Et skolebarns opslagsbog. – M.: Philol. Society "WORD": LLC "AST Publishing House", 2001. - 478 s.

6. Kritsman V.A. Læsebog om uorganisk kemi. – M.: Uddannelse, 1986. – 273 s.



I denne bog optræder ordet "kulstof" ret ofte: i historier om grønne blade og jern, om plastik og krystaller og i mange andre. Kulstof - "fødende kul" - er et af de mest fantastiske kemiske grundstoffer. Dens historie er historien om livets opståen og udvikling på Jorden, fordi det er en del af alt levende på Jorden.

Hvordan ser kulstof ud?

Lad os lave nogle eksperimenter. Lad os tage sukker og varme det op uden luft. Det vil først smelte, blive brunt og derefter blive sort og blive til kul og frigive vand. Hvis du nu opvarmer dette kul i nærværelse af , vil det brænde uden rester og blive til . Derfor bestod sukker af kul og vand (sukker kaldes i øvrigt et kulhydrat), og "sukker" kul er tilsyneladende rent kulstof, fordi kuldioxid er en forbindelse af kulstof med oxygen. Det betyder, at kulstof er et sort, blødt pulver.

Lad os tage en grå blød grafitsten, som er velkendt for dig takket være blyanter. Hvis du opvarmer det i ilt, vil det også brænde uden rester, dog lidt langsommere end kul, og kuldioxid vil forblive i apparatet, hvor det brændte. Betyder det, at grafit også er rent kulstof? Selvfølgelig, men det er ikke alt.

Hvis en diamant, en gennemsigtig glitrende ædelsten og det hårdeste af alle mineraler, opvarmes i ilt i den samme enhed, vil den også brænde og blive til kuldioxid. Opvarmer man en diamant uden adgang til ilt, bliver den til grafit, og ved meget høje tryk og temperaturer kan man få en diamant af grafit.

Så kul, grafit og diamant er forskellige former for eksistens af det samme element - kulstof.

Endnu mere forbløffende er carbons evne til at "deltage" i et stort antal forskellige forbindelser (hvilket er grunden til, at ordet "carbon" optræder så ofte i denne bog).

De 104 elementer i det periodiske system danner mere end fyrre tusinde undersøgte forbindelser. Og over en million forbindelser er allerede kendt, hvis grundlag er kulstof!

Årsagen til denne mangfoldighed er, at kulstofatomer kan forbindes med hinanden og til andre atomer ved stærke bindinger, der danner komplekse i form af kæder, ringe og andre former. Intet element i tabellen undtagen kulstof er i stand til dette.

Der er et uendeligt antal former, der kan bygges af kulstofatomer, og derfor et uendeligt antal mulige forbindelser. Det kan være meget simple stoffer, for eksempel den lysende gas metan, i et molekyle, hvoraf fire atomer er bundet til et kulstofatom, og så komplekse, at strukturen af ​​deres molekyler endnu ikke er fastlagt. Sådanne stoffer omfatter

KULSTOF, C, kemisk grundstof af gruppe IV i det periodiske system, atomvægt 12,00, atomnummer 6. Indtil for nylig blev kulstof anset for at have ingen isotoper; Først for nylig har det været muligt ved hjælp af særligt følsomme metoder at påvise eksistensen af ​​C 13 isotopen. Kulstof er et af de vigtigste elementer med hensyn til dets udbredelse, antallet og mangfoldigheden af ​​dets forbindelser, dets biologiske betydning (som et organogen), den omfattende tekniske brug af selve kulstof og dets forbindelser (som råmaterialer og som kilde til energi til industrielle og huslige behov), og endelig, hvad angår dens rolle i udviklingen af ​​kemisk videnskab. Kulstof i fri tilstand udviser et udtalt fænomen allotropi, kendt i mere end halvandet århundrede, men stadig ikke fuldt ud undersøgt, både på grund af de ekstreme vanskeligheder med at opnå kulstof i en kemisk ren form, og fordi de fleste af konstanterne i allotropiske modifikationer af kulstof varierer meget afhængigt af morfologiske træk ved deres struktur, bestemt af metoden og produktionsbetingelserne.

Kulstof danner to krystallinske former - diamant og grafit og kendes også i amorf tilstand i form af den såkaldte. amorft kul. Sidstnævntes individualitet er blevet omstridt som et resultat af nyere forskning: kul blev identificeret med grafit, idet begge blev betragtet som morfologiske varianter af samme form - "sort kulstof", og forskellen i deres egenskaber blev forklaret af den fysiske struktur og grad spredning af stoffet. Men for ganske nylig er der opnået fakta, der bekræfter eksistensen af ​​kul som en speciel allotrop form (se nedenfor).

Naturlige kilder og lagre af kulstof. Med hensyn til udbredelse i naturen rangerer kulstof 10. blandt grundstofferne, der udgør 0,013% af atmosfæren, 0,0025% af hydrosfæren og omkring 0,35% af den samlede masse af jordskorpen. Det meste af kulstoffet er i form af iltforbindelser: atmosfærisk luft indeholder ~800 milliarder tons kulstof i form af CO 2 dioxid; i havenes og havenes vand - op til 50.000 milliarder tons kulstof i form af CO 2, kulsyreioner og bikarbonater; i bjergarter - uopløselige carbonater (calcium, magnesium og andre metaller), og andelen af ​​CaCO 3 alene tegner sig for ~160·10 6 milliarder tons kulstof. Disse kolossale reserver repræsenterer imidlertid ikke nogen energiværdi; meget mere værdifulde er brændbare kulholdige materialer - fossile kul, tørv, derefter olie, kulbrintegasser og andre naturlige bitumener. Reserven af ​​disse stoffer i jordskorpen er også ret betydelig: den samlede masse af kulstof i fossile kul når op på ~6000 milliarder tons, i olie ~10 milliarder tons osv. I den frie stat er kulstof ret sjældent (diamant og del). af grafitstoffet). Fossile kul indeholder næsten eller intet frit kulstof: de består af Ch. arr. med høj molekylvægt (polycyklisk) og meget stabile forbindelser af kulstof med andre grundstoffer (H, O, N, S) er stadig meget lidt undersøgt. Kulstofforbindelser af levende natur (klodens biosfære), syntetiseret i plante- og dyreceller, er kendetegnet ved en ekstraordinær variation af egenskaber og sammensætningsmængder; de mest almindelige stoffer i planteverdenen - fibre og lignin - spiller også en rolle som energiressourcer. Kulstof opretholder en konstant fordeling i naturen takket være en kontinuerlig cyklus, hvis cyklus består af syntesen af ​​komplekse organiske stoffer i plante- og dyreceller og omvendt nedbrydning af disse stoffer under deres oxidative nedbrydning (forbrænding, henfald, respiration), hvilket fører til til dannelsen af ​​CO 2, som igen bruges planter til syntese. Den generelle ordning for denne cyklus kunne være præsenteret i følgende form:

Kulstofproduktion. Kulholdige forbindelser af plante- og animalsk oprindelse er ustabile ved høje temperaturer og, når de opvarmes til mindst 150-400°C uden adgang til luft, nedbrydes de, frigiver vand og flygtige kulstofforbindelser og efterlader en fast, ikke-flygtig rest rig på kulstof og sædvanligvis kaldet kul. Denne pyrolytiske proces kaldes forkulning, eller tør destillation, og er meget udbredt inden for teknologi. Højtemperaturpyrolyse af fossile kul, olie og tørv (ved en temperatur på 450-1150°C) fører til frigivelse af kulstof i grafitform (koks, retortkul). Jo højere forkulningstemperaturen af ​​udgangsmaterialerne er, jo tættere er det resulterende kul eller koks på frit kulstof i sammensætning og grafit i egenskaber.

Amorft kul, dannet ved temperaturer under 800°C, kan ikke. vi betragter det som frit kulstof, fordi det indeholder betydelige mængder af kemisk bundne andre grundstoffer, Ch. arr. brint og oxygen. Af de tekniske produkter er aktivt kul og sod nærmest amorft kul i egenskaber. Det reneste kul kan være opnået ved forkulning af rent sukker eller piperonal, specialbehandling af gassod osv. Kunstig grafit, opnået ved elektrotermiske midler, er næsten rent kulstof i sammensætning. Naturlig grafit er altid forurenet med mineralske urenheder og indeholder også en vis mængde bundet brint (H) og oxygen (O); i en forholdsvis ren tilstand kan det måske. opnås kun efter en række specielle behandlinger: mekanisk berigelse, vask, behandling med oxidationsmidler og kalcinering ved høje temperaturer, indtil flygtige stoffer er fuldstændig fjernet. I kulstofteknologi beskæftiger man sig aldrig med helt rent kulstof; Dette gælder ikke kun for naturlige kulstofråmaterialer, men også for produkterne fra dets berigelse, opgradering og termiske nedbrydning (pyrolyse). Nedenfor er kulstofindholdet i nogle kulstofholdige materialer (i %):

Kulstofs fysiske egenskaber. Frit kulstof er næsten fuldstændigt usmelteligt, ikke-flygtigt og ved almindelige temperaturer uopløseligt i nogen af ​​de kendte opløsningsmidler. Det opløses kun i nogle smeltede metaller, især ved temperaturer, der nærmer sig sidstnævntes kogepunkt: i jern (op til 5 %), sølv (op til 6 %) | ruthenium (op til 4%), kobolt, nikkel, guld og platin. I mangel af oxygen er kulstof det mest varmebestandige materiale; Den flydende tilstand for rent kulstof er ukendt, og dens omdannelse til damp begynder kun ved temperaturer over 3000°C. Derfor blev bestemmelsen af ​​carbons egenskaber udelukkende udført for den faste aggregeringstilstand. Af kulstofmodifikationerne har diamant de mest konstante fysiske egenskaber; egenskaberne af grafit i dets forskellige prøver (selv de reneste) varierer betydeligt; Egenskaberne af amorft kul er endnu mere variable. De vigtigste fysiske konstanter for forskellige kulstofmodifikationer sammenlignes i tabellen.

Diamant er et typisk dielektrikum, mens grafit og kulstof har metallisk elektrisk ledningsevne. I absolut værdi varierer deres ledningsevne over et meget bredt område, men for kul er det altid lavere end for grafitter; i grafitter nærmer ledningsevnen af ​​rigtige metaller sig. Varmekapaciteten af ​​alle kulstofmodifikationer ved temperaturer >1000°C har en tendens til en konstant værdi på 0,47. Ved temperaturer under -180°C bliver diamantens varmekapacitet forsvindende lille og ved -27°C bliver den praktisk talt nul.

Kulstofs kemiske egenskaber. Ved opvarmning over 1000°C omdannes både diamant og kul gradvist til grafit, som derfor bør betragtes som den mest stabile (ved høje temperaturer) monotrope form for kulstof. Omdannelsen af ​​amorft kul til grafit begynder tilsyneladende omkring 800°C og slutter ved 1100°C (på dette sidste punkt mister kul sin adsorptionsaktivitet og evne til at reaktivere, og dets elektriske ledningsevne stiger kraftigt og forbliver næsten konstant i fremtiden). Frit kulstof er karakteriseret ved inertitet ved almindelige temperaturer og betydelig aktivitet ved høje temperaturer. Amorft kul er det mest kemisk aktive, mens diamant er det mest modstandsdygtige. For eksempel reagerer fluor med kul ved en temperatur på 15°C, kun med grafit ved 500°C og med diamant ved 700°C. Når det opvarmes i luft, begynder porøst kul at oxidere under 100°C, grafit ved omkring 650°C og diamant over 800°C. Ved temperaturer på 300°C og derover kombineres kul med svovl for at danne kulstofdisulfid CS 2. Ved temperaturer over 1800°C begynder kulstof (kul) at interagere med nitrogen og danner (i små mængder) cyanogen C 2 N 2. Interaktionen mellem kulstof og brint begynder ved 1200°C, og i temperaturområdet 1200-1500°C dannes kun methan CH 4; over 1500°C - en blanding af methan, ethylen (C2H4) og acetylen (C2H2); ved temperaturer af størrelsesordenen 3000°C opnås næsten udelukkende acetylen. Ved temperaturen af ​​den elektriske lysbue indgår kulstof i direkte kombination med metaller, silicium og bor og danner de tilsvarende karbider. Direkte eller indirekte måder kan evt. kulstofforbindelser med alle kendte grundstoffer blev opnået, undtagen gasser fra nulgruppen. Kulstof er et ikke-metallisk grundstof, der udviser nogle tegn på amfotericitet. Kulstofatomet har en diameter på 1,50 Ᾰ (1Ᾰ = 10 -8 cm) og indeholder i den ydre sfære 4 valenselektroner, som lige så let opgives eller lægges til 8; derfor er den normale valens af kulstof, både oxygen og brint, fire. I langt de fleste af dets forbindelser er kulstof tetravalent; kun et lille antal forbindelser af divalent carbon (carbonmonoxid og dets acetaler, isonitriler, fulminatsyre og dets salte) og trivalent carbon (det såkaldte "frie radikal") er kendt.

Med oxygen danner kulstof to normale oxider: sur kuldioxid CO 2 og neutral kulilte CO. Derudover er der en række kulstofsuboxider indeholdende mere end 1 C-atom og uden teknisk betydning; Af disse er den bedst kendte suboxid med sammensætning C 3 O 2 (en gas med et kogepunkt på +7 ° C og et smeltepunkt på -111 ° C). Det første produkt af forbrænding af kulstof og dets forbindelser er CO 2, dannet ifølge ligningen:

C+O2 = CO2 +97600 kal.

Dannelsen af ​​CO under ufuldstændig forbrænding af brændstof er resultatet af en sekundær reduktionsproces; Reduktionsmidlet er i dette tilfælde selve kulstoffet, som ved temperaturer over 450°C reagerer med CO 2 ifølge ligningen:

CO2+C = 2СО -38800 cal;

denne reaktion er reversibel; over 950°C bliver omdannelsen af ​​CO 2 til CO næsten fuldstændig, hvilket udføres i gasproducerende ovne. Kulstoffets energetiske reducerende evne ved høje temperaturer bruges også i produktionen af ​​vandgas (H 2 O + C = CO + H 2 -28380 cal) og i metallurgiske processer for at opnå frit metal fra dets oxid. Allotrope former for kulstof reagerer forskelligt på virkningen af ​​nogle oxidationsmidler: for eksempel har en blanding af KCIO 3 + HNO 3 ingen effekt på diamant overhovedet, amorft kul oxideres fuldstændigt til CO 2, mens grafit producerer aromatiske forbindelser - grafitsyrer med den empiriske formel (C 2 OH) x og fremefter mellitinsyre C6(COOH)6. Forbindelser af kulstof med brint - kulbrinter - er ekstremt talrige; af dem fremstilles de fleste andre organiske forbindelser genetisk, som ud over kulstof oftest omfatter H, O, N, S og halogener.

Den usædvanlige mangfoldighed af organiske forbindelser, hvoraf op til 2 millioner er kendt, skyldes visse træk ved kulstof som grundstof. 1) Kulstof er karakteriseret ved en stærk kemisk binding med de fleste andre grundstoffer, både metalliske og ikke-metalliske, på grund af hvilken det danner ret stabile forbindelser med begge. Når det kombineres med andre grundstoffer, har kulstof meget lille tendens til at danne ioner. De fleste organiske forbindelser er af den homøopolære type og dissocierer ikke under normale forhold; At bryde intramolekylære bindinger i dem kræver ofte forbrug af en betydelig mængde energi. Når man skal vurdere styrken af ​​forbindelser, bør man dog skelne; a) absolut bindingsstyrke, målt termokemisk, og b) bindingens evne til at bryde under påvirkning af forskellige reagenser; disse to karakteristika falder ikke altid sammen. 2) Kulstofatomer binder sig til hinanden med enestående lethed (ikke-polær), og danner kulstofkæder, åbne eller lukkede. Længden af ​​sådanne kæder er tilsyneladende ikke underlagt nogen restriktioner; Der kendes således ret stabile molekyler med åbne kæder på 64 carbonatomer. Forlængelsen og kompleksiteten af ​​åbne kæder påvirker ikke styrken af ​​forbindelsen mellem deres forbindelser med hinanden eller med andre elementer. Blandt lukkede kæder dannes 6- og 5-leddede ringe lettest, selvom der kendes ringkædede kæder indeholdende fra 3 til 18 carbonatomer. Kulstofatomers evne til at forbinde godt forklarer grafittens særlige egenskaber og mekanismen for forkulningsprocesser; det gør også klart, at kulstof er ukendt i form af diatomiske C2-molekyler, hvilket ville forventes i analogi med andre lette ikke-metalliske grundstoffer (i dampform består kulstof af monoatomiske molekyler). 3) På grund af bindingernes ikke-polære natur har mange kulstofforbindelser kemisk inertitet ikke kun eksternt (reaktionslangsomhed), men også internt (vanskeligheder ved intramolekylære omlejringer). Tilstedeværelsen af ​​store "passive modstande" komplicerer i høj grad den spontane transformation af ustabile former til stabile, hvilket ofte reducerer hastigheden af ​​en sådan transformation til nul. Resultatet af dette er muligheden for at realisere et stort antal isomere former, der er næsten lige stabile ved almindelige temperaturer.

Allotropi og atomstruktur af kulstof . Røntgenanalyse gjorde det muligt pålideligt at fastslå atomstrukturen af ​​diamant og grafit. Den samme forskningsmetode belyser spørgsmålet om eksistensen af ​​en tredje allotrop modifikation af kulstof, som i bund og grund er et spørgsmål om kuls amorfe eller krystallinske karakter: hvis kul er en amorf formation, så kan det ikke. identificeret hverken med grafit eller med diamant, men må betragtes som en særlig form for kulstof, som et individuelt simpelt stof. I diamant er kulstofatomer arrangeret på en sådan måde, at hvert atom ligger i midten af ​​et tetraeder, hvis toppunkter er 4 tilstødende atomer; hver af de sidstnævnte er igen centrum for et andet lignende tetraeder; afstandene mellem tilstødende atomer er 1,54 Ᾰ (kanten af ​​en elementær terning af krystalgitteret er 3,55 Ᾰ). Denne struktur er den mest kompakte; det svarer til diamantens høje hårdhed, tæthed og kemiske inerthed (ensartet fordeling af valenskræfter). Den indbyrdes forbindelse af carbonatomer i diamantgitteret er den samme som i molekylerne i de fleste organiske forbindelser i fedtserien (tetraedrisk model af carbon). I grafitkrystaller er carbonatomer arrangeret i tætte lag med en afstand på 3,35-3,41 Ᾰ fra hinanden; retningen af ​​disse lag falder sammen med spaltningsplanerne og glideplanerne under mekaniske deformationer. I hvert lags plan danner atomerne et gitter med sekskantede celler (virksomheder); siden af ​​en sådan sekskant er 1,42-1,45 Ᾰ. I tilstødende lag ligger sekskanterne ikke under hinanden: deres lodrette sammenfald gentages først efter 2 lag i det tredje. De tre bindinger af hvert carbonatom ligger i samme plan og danner vinkler på 120°; Den 4. binding er rettet skiftevis i den ene eller anden retning fra planet til atomerne i nabolag. Afstandene mellem atomer i et lag er strengt konstante, men afstanden mellem individuelle lag kan være ændret af ydre påvirkninger: for eksempel når den presses under tryk op til 5000 atm, falder den til 2,9 Ᾰ, og når grafit svulmer i koncentreret HNO 3, stiger den til 8 Ᾰ. I et lags plan er carbonatomer bundet homøopolært (som i carbonhydridkæder), men bindingerne mellem atomer i tilstødende lag er temmelig metalliske af natur; dette fremgår af det faktum, at den elektriske ledningsevne af grafitkrystaller i retningen vinkelret på lagene er ~100 gange højere end ledningsevnen i lagets retning. At. grafit har egenskaberne af et metal i den ene retning og egenskaberne af et ikke-metal i den anden. Arrangementet af carbonatomer i hvert lag af grafitgitteret er nøjagtigt det samme som i molekylerne af komplekse nukleare aromatiske forbindelser. Denne konfiguration forklarer godt den skarpe anisotropi af grafit, usædvanligt udviklet spaltning, antifriktionsegenskaber og dannelsen af ​​aromatiske forbindelser under dets oxidation. Den amorfe modifikation af sort kulstof eksisterer tilsyneladende som en uafhængig form (O. Ruff). For den er den mest sandsynlige en skumlignende cellulær struktur, blottet for enhver regelmæssighed; væggene i sådanne celler er dannet af lag af aktive atomer kulstof omkring 3 atomer tyk. I praksis ligger det aktive stof i kul normalt under en skal af tæt anbragte inaktive kulstofatomer, orienteret grafisk, og gennemtrænges af indeslutninger af meget små grafitkrystallitter. Der er sandsynligvis ikke noget specifikt punkt for transformation af kul → grafit: mellem begge modifikationer er der en kontinuerlig overgang, hvor den tilfældigt overfyldte masse af C-atomer af amorft kul omdannes til et regulært krystalgitter af grafit. På grund af deres tilfældige arrangement udviser kulstofatomer i amorft kul en maksimal restaffinitet, som (ifølge Langmuirs ideer om identiteten af ​​adsorptionskræfter med valenskræfter) svarer til den høje adsorption og katalytiske aktivitet, der er så karakteristisk for kul. Kulstofatomer orienteret i krystalgitteret bruger al deres affinitet (i diamant) eller det meste af den (i grafit) på gensidig adhæsion; Dette svarer til et fald i kemisk aktivitet og adsorptionsaktivitet. I diamant er adsorption kun mulig på overfladen af ​​en enkelt krystal, mens i grafit kan restvalens forekomme på begge overflader af hvert fladt gitter (i "revnerne" mellem lagene af atomer), hvilket bekræftes af det faktum, at grafit kan svulme i væsker (HNO 3) og mekanismen for dets oxidation til grafitsyre.

Teknisk betydning af kulstof. Hvad angår b. eller m. frit kulstof opnået under processerne med forkulning og koksdannelse, så er dets anvendelse i teknologi baseret på både dets kemiske (inerthed, reducerende evne) og dets fysiske egenskaber (varmemodstand, elektrisk ledningsevne, adsorptionskapacitet). Således bruges koks og trækul, ud over deres delvise direkte udnyttelse som flammefrit brændstof, til fremstilling af gasformigt brændstof (generatorgasser); i metallurgi af jernholdige og ikke-jernholdige metaller - til reduktion af metaloxider (Fe, Cu, Zn, Ni, Cr, Mn, W, Mo, Sn, As, Sb, Bi); i kemisk teknologi - som reduktionsmiddel ved fremstilling af sulfider (Na, Ca, Ba) fra sulfater, vandfri chloridsalte (Mg, Al), fra metaloxider, ved fremstilling af opløseligt glas og fosfor - som råmateriale til produktion af calciumcarbid, carborundum og andre carbider carbondisulfid osv.; i byggebranchen - som varmeisolerende materiale. Retortkul og koks tjener som materialer til elektroder i elektriske ovne, elektrolysebade og galvaniske celler, til fremstilling af lysbuekul, reostater, kommutatorbørster, smeltedigler osv., og også som dyse i kemisk udstyr af tårntype. Ud over de ovennævnte applikationer bruges trækul til at fremstille koncentreret carbonmonoxid, cyanidsalte til cementering af stål, bruges i vid udstrækning som adsorbent, som katalysator for nogle syntetiske reaktioner og indgår endelig i sortkrudt og andet sprængstof og pyrotekniske sammensætninger.

Analytisk bestemmelse af kulstof. Kulstof bestemmes kvalitativt ved at forkulle en prøve af et stof uden adgang til luft (hvilket ikke er egnet til alle stoffer) eller, hvilket er meget mere pålideligt, ved dets udtømmende oxidation, for eksempel ved kalcinering i en blanding med kobberoxid, og dannelsen af ​​CO 2 er bevist ved almindelige reaktioner. For at kvantificere kulstof brændes en prøve af stoffet i en oxygenatmosfære; den resulterende CO 2 opfanges af en alkaliopløsning og bestemmes efter vægt eller volumen ved anvendelse af konventionelle metoder til kvantitativ analyse. Denne metode er velegnet til at bestemme kulstof ikke kun i organiske forbindelser og tekniske kul, men også i metaller.

Kemiske egenskaber Kovalent radius 77 kl Ion radius 16 (+4e) 260 (-4e) kl Elektronegativitet 2,55 (Pauling-skala) Oxidationstilstande 4 , 3 , 2, 1 , , , , , -4 Ioniseringsenergi
(første elektron) 1085,7 (11,25) kJ/mol (eV) Termodynamiske egenskaber af et simpelt stof Massefylde (ved normale forhold) 2,25 (grafit) g/cm³ Smeltetemperatur 3550 °C Kogetemperatur 5003 K; 4830 °C Kritisk punkt 4130, 12 MPa Molær varmekapacitet 8,54 (grafit) J/(K mol) Molært volumen 5,3 cm3/mol Krystalgitter af et simpelt stof Gitterstruktur sekskantet (grafit), kubisk (diamant) Gitterparametre a=2,46; c = 6,71 (grafit); a=3,567 (diamant) Holdning c/-en 2,73 (grafit) Debye temperatur 1860 (diamant) Andre egenskaber Varmeledningsevne (300 K) 1,59 W/(m K) CAS nummer 7440-44-0 Emissionsspektrum

Kulstofs evne til at danne polymerkæder giver anledning til en enorm klasse af kulstofbaserede forbindelser kaldet organiske stoffer, som er meget mere talrige end uorganiske og er studiet af organisk kemi.

Historie

Ved overgangen til XVII-XVIII århundreder. opstod flogistonteorien, fremsat af Johann Becher og Georg Stahl. Denne teori anerkendte tilstedeværelsen i hvert brændbart legeme af et særligt elementært stof - en vægtløs væske - phlogiston, som fordamper under forbrændingsprocessen. Siden når en stor mængde kul brændes, er der kun lidt aske tilbage, mente flogistiken, at kul var næsten ren flogiston. Dette er, hvad der især forklarede kuls "flogistikerende" effekt - dets evne til at genoprette metaller fra "kalk" og malme. Den senere flogistik, Reaumur, Bergman og andre, var allerede begyndt at forstå, at kul var et elementært stof. Men "rent kul" blev først anerkendt som sådan af Antoine Lavoisier, som studerede processen med forbrænding af kul og andre stoffer i luft og ilt. I bogen "Method of Chemical Nomenclature" (1787) af Guiton de Morveau, Lavoisier, Berthollet og Fourcroix optrådte navnet "carbon" (carbone) i stedet for det franske "rent coal" (charbone pur). Under samme navn optræder kulstof i "Table of Simple Bodies" i Lavoisiers "Elementary Textbook of Chemistry".

navnets oprindelse

I begyndelsen af ​​det 19. århundrede blev udtrykket "kulstofopløsning" nogle gange brugt i russisk kemisk litteratur (Scherer, 1807; Severgin, 1815); Siden 1824 introducerede Solovyov navnet "carbon". Kulstofforbindelser har en del i deres navn kulhydrat (han)- fra lat. carbō (n. carbōnis) "kul".

Fysiske egenskaber

Kulstof findes i en række allotroper med meget forskellige fysiske egenskaber. De mange forskellige modifikationer skyldes carbons evne til at danne kemiske bindinger af forskellige typer.

Kulstofisotoper

Naturligt kulstof består af to stabile isotoper - 12 C (98,93%) og 13 C (1,07%) og en radioaktiv isotop 14 C (β-emitter, T ½ = 5730 år), koncentreret i atmosfæren og den øvre del af jorden bark. Det dannes konstant i de nederste lag af stratosfæren som et resultat af neutronernes påvirkning fra kosmisk stråling på nitrogenkerner ifølge reaktionen: 14 N (n, p) 14 C, og også siden midten af ​​1950'erne, som et menneskeskabt produkt af atomkraftværker og som et resultat af test af brintbomber .

Allotropiske modifikationer af kulstof

Krystallinsk kulstof

Amorft kulstof

  • Fossilt kul: Antracit og fossilt kul.
  • Kulkoks, petroleumskoks mv.

I praksis er de ovennævnte amorfe former som regel kemiske forbindelser med et højt kulstofindhold snarere end den rene allotrope form af kulstof.

Klyngeformer

Struktur

Flydende kul eksisterer kun ved et vist ydre tryk. Tredobbelte punkter: grafit - væske - damp T= 4130 K, R= 10,7 MPa og grafit - diamant - væske T≈ 4000 K, R≈ 11 GPa. Ligevægtslinje grafit - væske på fase R, T- diagrammet har en positiv hældning, som bliver negativ, når den nærmer sig tredobbelt grafit - diamant - væske, som er forbundet med carbonatomers unikke egenskaber for at skabe carbonmolekyler bestående af et forskelligt antal atomer (fra to til syv) . Hældningen af ​​diamant-væske ligevægtslinjen, i fravær af direkte eksperimenter i området med meget høje temperaturer (>4000-5000 K) og tryk (>10-20 GPa), blev betragtet som negativ i mange år. Direkte eksperimenter udført af japanske forskere og behandling af de opnåede eksperimentelle data, under hensyntagen til diamantens unormale højtemperaturvarmekapacitet, viste, at hældningen af ​​diamant-væske ligevægtslinjen er positiv, dvs. diamant er tungere end dens væske (i smelten vil den synke og ikke flyde som is i vand) .

Ultradisperse diamanter (nanodiamanter)

I 1980'erne i USSR blev det opdaget, at under forhold med dynamisk belastning af kulstofholdige materialer, kan diamantlignende strukturer, kaldet ultrafine diamanter (UDD), dannes. I øjeblikket bruges udtrykket "nanodiamanter" i stigende grad. Partikelstørrelsen i sådanne materialer er nogle få nanometer. Betingelserne for dannelsen af ​​UDD kan realiseres under detonation af sprængstoffer med en betydelig negativ iltbalance, for eksempel blandinger af TNT med hexogen. Sådanne forhold kan også realiseres under påvirkninger af himmellegemer på jordens overflade i nærværelse af kulstofholdige materialer (organisk materiale, tørv, kul osv.). I Tunguska-meteorittens faldzone blev UDA'er således opdaget i skovbunden.

Carbin

Den krystallinske modifikation af kulstof i det sekskantede system med en kædestruktur af molekyler kaldes carbyn. Kæderne har enten en polyenstruktur (−C≡C−) eller en polycumulenstruktur (=C=C=). Der kendes adskillige former for carbyn, der adskiller sig i antallet af atomer i enhedscellen, cellestørrelser og tæthed (2,68-3,30 g/cm³). Carbyne forekommer i naturen i form af mineralet chaoit (hvide årer og indeslutninger i grafit) og opnås kunstigt ved oxidativ dehydropolykondensation af acetylen, virkningen af ​​laserstråling på grafit, fra kulbrinter eller CCl 4 i lavtemperaturplasma.

Carbyne er et fint krystallinsk sort pulver (densitet 1,9-2 g/cm³) og har halvlederegenskaber. Opnået under kunstige forhold fra lange kæder af kulstofatomer lagt parallelt med hinanden.

Carbyne er en lineær polymer af kulstof. I carbynmolekylet er carbonatomerne forbundet i kæder skiftevis enten ved tripel- og enkeltbindinger (polyenstruktur), eller permanent med dobbeltbindinger (polycumulenstruktur). Dette stof blev først opnået af sovjetiske kemikere V.V. Korshak, A.M. Sladkov, V.I. Kasatochkin og Yu.P. Kudryavtsev i begyndelsen af ​​1960'erne ved USSR Academy of Sciences. Carbyne har halvledende egenskaber, og dets ledningsevne øges meget, når det udsættes for lys. Den første praktiske anvendelse er baseret på denne egenskab - i fotovoltaiske celler.

Fullerener og kulstof nanorør

Kulstof kendes også i form af klyngepartikler C 60, C 70, C 80, C 90, C 100 og lignende (fullerener), samt grafener, nanorør og komplekse strukturer - astralener.

Amorft kulstof (struktur)

Strukturen af ​​amorft kulstof er baseret på den uordnede struktur af enkeltkrystallinsk (indeholder altid urenheder) grafit. Disse er koks, brun- og stenkul, kønrøg, sod, aktivt kul.

Grafen

Grafen er en todimensionel allotrop modifikation af kulstof, dannet af et lag af kulstofatomer på et atom tykt, forbundet gennem sp²-bindinger til et sekskantet todimensionelt krystalgitter.

At være i naturen

Det er blevet anslået, at Jorden som helhed er sammensat af 730 ppm kulstof, med 2000 ppm i kernen og 120 ppm i kappen og skorpen. Da Jordens masse er 5,972⋅10 24 kg, indebærer dette tilstedeværelsen af ​​4360 millioner gigaton kulstof.