Јаглеродот (хемиски симбол - C) е хемиски елемент од 4-та група од главната подгрупа од вториот период на периодичниот систем Менделеев, сериски број 6, атомска маса на природна мешавина на изотопи 12,0107 g/mol.
На обични температури, јаглеродот е хемиски инертен, при доволно високи температури се комбинира со многу елементи и покажува силни намалувачки својства. Хемиската активност на различните форми на јаглерод се намалува по следниот редослед: аморфен јаглерод, графит, дијамант; во воздухот тие се палат на температури над 300-500 °C, 600-700 °C и 850-1000 °C.
Изотопи:
Природниот јаглерод се состои од два стабилни изотопи - 12C (98,892%) и 13C (1,108%) и еден радиоактивен изотоп 14C (β-емитер, T½ = 5730 години), концентрирани во атмосферата и горниот дел од земјината кора. Постојано се формира во долните слоеви на стратосферата како резултат на влијанието на неутроните од космичкото зрачење врз азотните јадра според реакцијата: 14N (n, p) 14C, а исто така, од средината на 1950-тите, како човек -произведен производ од нуклеарни централи и како резултат на тестирање на водородни бомби.
Формирањето и распаѓањето на 14C е основата на методот на радиојаглеродно датирање, кој е широко користен во квартерната геологија и археологија.
Алотропија:
Електронските орбитали на јаглеродниот атом може да имаат различни геометрии, во зависност од степенот на хибридизација на неговите електронски орбитали. Постојат три основни геометрии на јаглеродниот атом.
Tetrahedral, формиран со мешање на еден s- и три p-електрони (sp3 хибридизација). Јаглеродниот атом се наоѓа во центарот на тетраедронот, поврзан со четири еквивалентни σ-врски со јаглерод или други атоми на темињата на тетраедарот. Јаглеродните алотропни модификации дијамант и лонсдалеит одговараат на оваа геометрија на јаглеродниот атом. Јаглеродот покажува таква хибридизација, на пример, во метанот и другите јаглеводороди.
Тригонална, формирана со мешање на една s- и две p-електронски орбитали (sp²-хибридизација). Јаглеродниот атом има три еквивалентни σ врски лоцирани во иста рамнина под агол од 120° една до друга. П-орбиталата која не е вклучена во хибридизацијата, лоцирана нормално на рамнината на σ врски, се користи за формирање π врска со други атоми. Оваа јаглеродна геометрија е карактеристична за графитот, фенолот итн.
- дигонална, формирана со мешање на еден s- и еден p-електрони (sp-хибридизација). Во овој случај, два електронски облаци се издолжени по една насока и изгледаат како асиметрични тегови. Другите два p електрони прават π врска. Јаглеродот со таква атомска геометрија формира посебна алотропна модификација - карбин.
Состојби на оксидација +4, −4, ретко +2 (CO, метални карбиди), +3 (C2N2, халоцијанати); афинитет на електрони 1,27 eV; Енергијата на јонизација за време на секвенцијалниот премин од C0 во C4+ е 11,2604, 24,383, 47,871 и 64,19 eV, соодветно.
Хемиски својства на јаглеродот
Интеракција со флуор
Јаглеродот има мала реактивност; од халогените, тој реагира само со флуор:
C + 2F2 = CF4.
Интеракција со кислород
Кога се загрева, реагира со кислород:
2C + O2 = 2CO,
C + O2 = CO2,
формирајќи оксиди CO и CO2.
Интеракција со други неметали
Реагира со сулфур:
не комуницира со азот и фосфор.
Реагира со водород во присуство на никел катализатор, формирајќи метан:
Интеракција со метали
Способни да комуницираат со метали, формирајќи карбиди:
Ca + 2C = CaC2.
Интеракција со вода
Кога водена пареа поминува низ врел јаглен, се формираат јаглерод моноксид (II) и водород:
C + H2O = CO + H2.
Ресторативни својства
Јаглеродот е способен да редуцира многу метали од нивните оксиди:
2ZnO + C = 2Zn + CO2.
Концентрираните сулфурни и азотни киселини, кога се загреваат, го оксидираат јаглеродот до јаглерод моноксид (IV):
C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O;
C + 4HNO3 = CO2 + 4NO2 + 2H2O.
ЈАГЛЕР, C, хемиски елемент од групата IV на периодичниот систем, атомска тежина 12,00, атомски број 6. До неодамна, јаглеродот се сметаше дека нема изотопи; Само неодамна беше можно, користејќи особено чувствителни методи, да се открие постоењето на изотоп C 13. Јаглеродот е еден од најважните елементи во однос на неговата распространетост, бројот и разновидноста на неговите соединенија, неговото биолошко значење (како органоген), широката техничка употреба на самиот јаглерод и неговите соединенија (како суровини и како извор на енергија за индустриски и домашни потреби), и конечно, во однос на нејзината улога во развојот на хемиската наука. Јаглеродот во слободна состојба покажува изразен феномен на алотропија, познат повеќе од еден и пол век, но сè уште не е целосно проучен, како поради екстремната тешкотија да се добие јаглерод во хемиски чиста форма, така и поради повеќето константи на алотропните модификации на јаглеродот варираат во голема мера во зависност од морфолошките карактеристики на нивната структура, утврдени со методот и условите на производство.
Јаглеродот формира две кристални форми - дијамант и графит и е познат и во аморфна состојба во форма на т.н. аморфен јаглен. Индивидуалноста на второто е оспорена како резултат на неодамнешните истражувања: јагленот беше идентификуван со графитот, сметајќи ги и двете како морфолошки сорти со иста форма - „црн јаглерод“, а разликата во нивните својства беше објаснета со физичката структура и степенот. на дисперзија на супстанцијата. Меѓутоа, многу неодамна се добиени факти кои го потврдуваат постоењето на јагленот како посебна алотропна форма (види подолу).
Природни извори и залихи на јаглерод. Во однос на распространетоста во природата, јаглеродот е рангиран на 10-то место меѓу елементите, што сочинува 0,013% од атмосферата, 0,0025% од хидросферата и околу 0,35% од вкупната маса на земјината кора. Поголемиот дел од јаглеродот е во форма на кислородни соединенија: атмосферскиот воздух содржи ~ 800 милијарди тони јаглерод во форма на CO 2 диоксид; во водата на океаните и морињата - до 50.000 милијарди тони јаглерод во форма на CO 2, јони на јаглеродна киселина и бикарбонати; во карпите - нерастворливи карбонати (калциум, магнезиум и други метали), а само учеството на CaCO 3 изнесува ~160·10 6 милијарди тони јаглерод. Овие колосални резерви, сепак, не претставуваат никаква енергетска вредност; многу повредни се запаливите јаглеродни материјали - фосилни јаглени, тресет, потоа нафта, јаглеводородни гасови и други природни битумени. Резервата на овие супстанции во земјината кора е исто така доста значајна: вкупната маса на јаглерод во фосилните јаглени достигнува ~ 6000 милијарди тони, во нафтата ~ 10 милијарди тони итн. Во слободна состојба, јаглеродот е доста редок (дијамант и дел на графитната супстанција). Фосилните јаглени содржат речиси или никаков слободен јаглерод: тие се состојат од гл. arr. со висока молекуларна тежина (полициклични) и многу стабилни соединенија на јаглерод со други елементи (H, O, N, S) сè уште се многу малку проучувани. Јаглеродните соединенија од жива природа (биосферата на земјината топка), синтетизирани во растителни и животински клетки, се одликуваат со извонредна разновидност на својства и количини на составот; најчестите супстанции во растителниот свет - влакна и лигнин - исто така играат улога како енергетски ресурси. Јаглеродот одржува постојана дистрибуција во природата благодарение на континуираниот циклус, чиј циклус се состои од синтеза на сложени органски материи во растителните и животинските клетки и обратна деагрегација на овие супстанции при нивното оксидативно распаѓање (согорување, распаѓање, дишење), што доведува до до формирање на CO 2, кој повторно се користи растенијата за синтеза. Општата шема на овој циклус би можела да биде претставени во следнава форма:
Производство на јаглерод. Јаглеродните соединенија од растително и животинско потекло се нестабилни на високи температури и кога се загреваат на најмалку 150-400°C без пристап до воздух, се распаѓаат, ослободувајќи вода и испарливи јаглеродни соединенија и оставајќи цврст неиспарлив остаток богат со јаглерод и обично наречен јаглен. Овој пиролитички процес се нарекува јагленисување, или сува дестилација и е широко користен во технологијата. Високотемпературната пиролиза на фосилните јаглени, маслото и тресетот (на температура од 450-1150°C) доведува до ослободување на јаглерод во форма на графит (кокс, ретортен јаглен). Колку е поголема температурата на јагленисување на почетните материјали, толку е поблиску добиениот јаглен или кокс до слободниот јаглерод во составот и до графитот во својствата.
Аморфниот јаглен, формиран на температури под 800°C, не може. го сметаме за слободен јаглерод, бидејќи содржи значителни количини на хемиски врзани други елементи, Гл. arr. водород и кислород. Од техничките производи, активниот јаглерод и саѓи се најблиску по својства до аморфниот јаглерод. Најчистиот јаглен може да биде добиен со јагленисување чист шеќер или пиперонал, посебен третман на гасна саѓи итн. Природниот графит е секогаш контаминиран со минерални нечистотии и исто така содржи одредена количина врзан водород (H) и кислород (O); во релативно чиста состојба би можело. се добива само по голем број специјални третмани: механичко збогатување, миење, третман со оксидирачки агенси и калцинирање на високи температури додека испарливите материи целосно не се отстранат. Во јаглеродната технологија никогаш не се работи со целосно чист јаглерод; Ова се однесува не само на природните јаглеродни суровини, туку и на производите од неговото збогатување, надградба и термичко распаѓање (пиролиза). Подолу е содржината на јаглерод во некои јаглеродни материјали (во %):
Физички својства на јаглеродот. Слободниот јаглерод е речиси целосно нетоплив, неиспарлив и на обични температури нерастворлив во кој било од познатите растворувачи. Се раствора само во некои стопени метали, особено на температури кои се приближуваат до точката на вриење на вториот: во железо (до 5%), сребро (до 6%) | рутениум (до 4%), кобалт, никел, злато и платина. Во отсуство на кислород, јаглеродот е најотпорниот материјал на топлина; Течната состојба на чистиот јаглерод е непозната, а неговата трансформација во пареа започнува само на температури над 3000°C. Затоа, определувањето на својствата на јаглеродот беше спроведено исклучиво за цврстата состојба на агрегација. Од модификациите на јаглеродот, дијамантот има најконстантни физички својства; својствата на графитот во неговите различни примероци (дури и најчистите) значително се разликуваат; Својствата на аморфниот јаглен се уште попроменливи. Најважните физички константи на различните модификации на јаглеродот се споредени во табелата.
Дијамантот е типичен диелектрик, додека графитот и јаглеродот имаат метална електрична спроводливост. Во апсолутна вредност, нивната спроводливост варира во многу широк опсег, но за јаглен секогаш е помала отколку за графитите; кај графитите се приближува спроводливоста на реалните метали. Топлинскиот капацитет на сите модификации на јаглеродот на температури >1000°C се стреми кон константна вредност од 0,47. На температури под -180°C, топлинскиот капацитет на дијамантот станува многу мал, а на -27°C практично станува нула.
Хемиски својства на јаглеродот. Кога се загреваат над 1000°C, и дијамантот и јагленот постепено се трансформираат во графит, што затоа треба да се смета за најстабилна (на високи температури) монотропна форма на јаглерод. Трансформацијата на аморфниот јаглен во графит очигледно започнува околу 800°C и завршува на 1100°C (во овој последен момент, јагленот ја губи својата адсорпциона активност и способноста да се реактивира, а неговата електрична спроводливост нагло се зголемува, останувајќи речиси константна во иднина). Слободниот јаглерод се карактеризира со инертност на обични температури и значителна активност на високи температури. Аморфниот јаглен е хемиски најактивен, додека дијамантот е најотпорен. На пример, флуорот реагира со јаглен на температура од 15°C, со графит само на 500°C и со дијамант на 700°C. Кога се загрева во воздух, порозниот јаглен почнува да оксидира под 100°C, графитот на околу 650°C и дијамантот над 800°C. На температури од 300°C и повеќе, јагленот се комбинира со сулфур за да формира јаглерод дисулфид CS 2. На температури над 1800°C, јаглеродот (јагленот) почнува да комуницира со азот, формирајќи (во мали количини) цијаноген C 2 N 2. Интеракцијата на јаглеродот со водородот започнува на 1200°C, а во температурниот опсег 1200-1500°C се формира само метан CH 4; над 1500°C - мешавина од метан, етилен (C2H4) и ацетилен (C2H2); на температури од редот на 3000°C се добива речиси исклучиво ацетилен. На температурата на електричниот лак, јаглеродот влегува во директна комбинација со метали, силициум и бор, формирајќи ги соодветните карбиди. Директни или индиректни начини може. добиени се соединенија на јаглерод со сите познати елементи, освен гасови од нултата група. Јаглеродот е неметален елемент кој покажува некои знаци на амфотеричност. Јаглеродниот атом има дијаметар од 1,50 Ᾰ (1Ᾰ = 10 -8 cm) и содржи во надворешната сфера 4 валентни електрони, кои подеднакво лесно се откажуваат или се додаваат на 8; затоа, нормалната валентност на јаглеродот, и кислородот и водородот, е четири. Во огромното мнозинство од неговите соединенија, јаглеродот е четиривалентен; Познати се само мал број соединенија на двовалентен јаглерод (јаглерод моноксид и неговите ацетали, изонитрили, фулминатна киселина и нејзините соли) и тривалентен јаглерод (т.н. „слободен радикал“).
Со кислород, јаглеродот формира два нормални оксиди: кисел јаглерод диоксид CO 2 и неутрален јаглерод моноксид CO. Покрај тоа, постојат голем број јаглеродни субоксидикои содржат повеќе од 1 атом C и немаат техничко значење; Од нив, најпознат е субоксид со состав C 3 O 2 (гас со точка на вриење од +7 ° C и точка на топење од -111 ° C). Првиот производ од согорувањето на јаглеродот и неговите соединенија е CO 2, формиран според равенката:
C+O 2 = CO 2 +97600 кал.
Формирањето на CO при нецелосно согорување на горивото е резултат на секундарен процес на редукција; Редуцирачкиот агенс во овој случај е самиот јаглерод, кој на температури над 450°C реагира со CO 2 според равенката:
CO 2 +C = 2СО -38800 кал;
оваа реакција е реверзибилна; над 950°C, конверзијата на CO 2 во CO станува речиси завршена, што се врши во печки за генерирање гас. Енергетската редуцирачка способност на јаглеродот на високи температури се користи и во производството на воден гас (H 2 O + C = CO + H 2 -28380 cal) и во металуршките процеси за добивање слободен метал од неговиот оксид. Алотропните форми на јаглерод реагираат различно на дејството на некои оксидирачки агенси: на пример, мешавината од KCIO 3 + HNO 3 воопшто нема ефект врз дијамантот, аморфниот јаглен целосно се оксидира во CO 2, додека графитот произведува ароматични соединенија - графитни киселини. со емпириската формула (C 2 OH) x наваму мелитинска киселина C 6 (COOH) 6 . Соединенијата на јаглерод со водород - јаглеводороди - се исклучително многубројни; од нив генетски се произведуваат повеќето други органски соединенија кои покрај јаглеродот најчесто вклучуваат H, O, N, S и халогени.
Исклучителната разновидност на органски соединенија, од кои се познати до 2 милиони, се должи на одредени карактеристики на јаглеродот како елемент. 1) Јаглеродот се карактеризира со силна хемиска врска со повеќето други елементи, метални и неметални, поради што формира прилично стабилни соединенија со двата. Кога се комбинира со други елементи, јаглеродот има многу мала тенденција да формира јони. Повеќето органски соединенија се од хомеополарен тип и не се дисоцираат во нормални услови; Раскинувањето на интрамолекуларните врски во нив често бара трошење на значителна количина на енергија. Кога се оценува силата на врските, сепак треба да се разликува; а) апсолутна јачина на врската, мерена термохемиски, и б) способност на врската да се прекине под влијание на различни реагенси; овие две карактеристики не секогаш се совпаѓаат. 2) Јаглеродните атоми се поврзуваат едни со други со исклучителна леснотија (неполарна), формирајќи јаглеродни синџири, отворени или затворени. Должината на таквите синџири очигледно не подлежи на никакви ограничувања; Така, познати се доста стабилни молекули со отворени синџири од 64 јаглеродни атоми. Издолжувањето и сложеноста на отворените синџири не влијае на силата на поврзувањето на нивните врски едни со други или со други елементи. Меѓу затворените синџири, најлесно се формираат 6- и 5-члени прстени, иако се познати прстенести синџири кои содржат од 3 до 18 јаглеродни атоми. Способноста на атомите на јаглеродот добро да се поврзуваат ги објаснува посебните својства на графитот и механизмот на процесите на јагленисување; исто така јасно го покажува фактот дека јаглеродот е непознат во форма на дијатомски C 2 молекули, што може да се очекува по аналогија со други лесни неметални елементи (во форма на пареа, јаглеродот се состои од монатомски молекули). 3) Поради неполарната природа на врските, многу јаглеродни соединенија имаат хемиска инертност не само надворешно (бавност на реакцијата), туку и внатрешно (тешкотии на интрамолекуларните преуредувања). Присуството на големи „пасивни отпори“ во голема мера ја комплицира спонтаната трансформација на нестабилните форми во стабилни, честопати намалувајќи ја стапката на таква трансформација на нула. Резултатот од ова е можноста за реализација на голем број изомерни форми кои се речиси подеднакво стабилни на обични температури.
Алотропија и атомска структура на јаглеродот . Анализата на Х-зраци овозможи со сигурност да се утврди атомската структура на дијамантот и графитот. Истиот метод на истражување фрли светлина врз прашањето за постоењето на трета алотропна модификација на јаглеродот, што во суштина е прашање за аморфноста или кристалноста на јагленот: ако јагленот е аморфна формација, тогаш не може. не се идентификува ниту со графит ниту со дијамант, туку мора да се смета како посебна форма на јаглерод, како индивидуална едноставна супстанција. Во дијамантот, јаглеродните атоми се распоредени на таков начин што секој атом лежи во центарот на тетраедар, чии темиња се 4 соседни атоми; секој од вторите за возврат е центар на друг сличен тетраедар; растојанијата помеѓу соседните атоми се 1,54 Ᾰ (работ на елементарната коцка на кристалната решетка е 3,55 Ᾰ). Оваа структура е најкомпактна; тоа одговара на високата цврстина, густина и хемиска инертност на дијамантот (еднаква дистрибуција на валентни сили). Меѓусебното поврзување на јаглеродните атоми во дијамантската решетка е исто како и во молекулите на повеќето органски соединенија од масната серија (тетраедарски модел на јаглерод). Во графитните кристали, јаглеродните атоми се распоредени во густи слоеви, оддалечени 3,35-3,41 Ᾰ еден од друг; насоката на овие слоеви се совпаѓа со рамнините на расцепување и лизгачките рамнини при механички деформации. Во рамнината на секој слој, атомите формираат мрежа со хексагонални ќелии (компании); страната на таквиот шестоаголник е 1,42-1,45 Ᾰ. Во соседните слоеви, шестоаголниците не лежат еден под друг: нивната вертикална совпаѓање се повторува само по 2 слоја во третиот. Трите врски на секој јаглероден атом лежат во иста рамнина, формирајќи агли од 120°; Четвртата врска е насочена наизменично во една или друга насока од рамнината до атомите на соседните слоеви. Растојанието помеѓу атомите во слојот е строго константно, но растојанието помеѓу поединечните слоеви може да биде променето од надворешни влијанија: на пример, кога ќе се притисне под притисок до 5000 атм, се намалува на 2,9 Ᾰ, а кога графитот отекува во концентриран HNO 3, се зголемува на 8 Ᾰ. Во рамнината на еден слој, јаглеродните атоми се врзани хомеополарно (како во јаглеводородните синџири), но врските помеѓу атомите на соседните слоеви се прилично метални по природа; тоа е очигледно од фактот дека електричната спроводливост на кристалите на графит во правец нормална на слоевите е ~ 100 пати поголема од спроводливоста во насока на слојот. Тоа. Графитот има својства на метал во една насока и својства на неметал во другата насока. Распоредот на јаглеродните атоми во секој слој на графитната решетка е потполно ист како кај молекулите на сложените нуклеарни ароматични соединенија. Оваа конфигурација добро ја објаснува острата анизотропија на графитот, исклучително развиеното расцепување, антифрикционите својства и формирањето на ароматични соединенија при неговата оксидација. Аморфната модификација на црниот јаглерод очигледно постои како независна форма (О. Руф). За него, најверојатна е клеточна структура слична на пена, лишена од каква било регуларност; ѕидовите на таквите клетки се формираат од слоеви на активни атомијаглерод дебели околу 3 атоми. Во пракса, активната супстанција на јагленот обично лежи под обвивка од тесно распоредени атоми на неактивен јаглерод, ориентирани графички и во неа се пробиваат инклузии на многу мали графитни кристалити. Веројатно не постои специфична точка на трансформација на јагленот → графит: помеѓу двете модификации постои континуирана транзиција, при што случајно преполната маса на С-атоми на аморфен јаглен се трансформира во редовна кристална решетка од графит. Поради нивниот случаен распоред, јаглеродните атоми во аморфниот јаглен покажуваат максимален резидуален афинитет, кој (според идеите на Лангмуир за идентитетот на силите на адсорпција со валентни сили) одговара на високата адсорпција и каталитичка активност толку карактеристична за јагленот. Јаглеродните атоми ориентирани во кристалната решетка го трошат целиот свој афинитет (во дијамант) или поголемиот дел од него (во графит) на меѓусебна адхезија; Ова одговара на намалување на хемиската активност и активноста на адсорпција. Кај дијамантот, адсорпцијата е можна само на површината на еден кристал, додека кај графитот, резидуалната валентност може да се појави на двете површини на секоја рамна решетка (во „пукнатините“ помеѓу слоевите на атомите), што се потврдува со фактот дека графитот може да отече во течности (HNO 3) и механизмот на неговата оксидација во графитна киселина.
Техничко значење на јаглеродот. Што се однесува до б. или м слободен јаглерод добиен при процесите на јагленисување и коксирање, тогаш неговата употреба во технологијата се заснова и на неговите хемиски (инертност, редуцирачка способност) и на неговите физички својства (отпорност на топлина, електрична спроводливост, капацитет на адсорпција). Така, коксот и јагленот, покрај нивното делумно директно искористување како гориво без пламен, се користат и за производство на гасовито гориво (генераторски гасови); во металургијата на црни и обоени метали - за редукција на метални оксиди (Fe, Cu, Zn, Ni, Cr, Mn, W, Mo, Sn, As, Sb, Bi); во хемиската технологија - како редукционо средство во производството на сулфиди (Na, Ca, Ba) од сулфати, безводни хлоридни соли (Mg, Al), од метални оксиди, во производството на растворливо стакло и фосфор - како суровина за производство на калциум карбид, карборунд и други карбиди јаглерод дисулфид, итн.; во градежната индустрија - како термоизолационен материјал. Јагленот и коксот служат како материјали за електроди на електрични печки, електролитски бањи и галвански ќелии, за производство на лак јаглен, реостати, четки со комутатори, ролни за топење итн., а исто така и како млазница во хемиска опрема од типот на кула. Во прилог на горенаведените апликации, јагленот се користи за производство на концентриран јаглерод моноксид, цијанидни соли, за цементирање на челик, широко се користи како адсорбент, како катализатор за некои синтетички реакции и конечно е вклучен во црн прав и други експлозивни материи. и пиротехнички композиции.
Аналитичко определување на јаглерод. Јаглеродот квалитативно се одредува со јагленисување на примерок од супстанција без пристап до воздух (што не е погодно за сите супстанции) или, што е многу посигурно, со неговата исцрпна оксидација, на пример, со калцинирање во мешавина со бакар оксид, и формирањето на CO 2 се докажува со обични реакции. За да се измери јаглеродот, примерок од супстанцијата се согорува во кислородна атмосфера; добиениот CO 2 се заробува со алкален раствор и се одредува по тежина или волумен користејќи конвенционални методи на квантитативна анализа. Овој метод е погоден за одредување на јаглеродот не само во органски соединенија и технички јаглен, туку и во метали.
Органската хемија е хемија на јаглеродниот атом. Бројот на органски соединенија е десетици пати поголем од неорганските, што може само да се објасни карактеристики на јаглеродниот атом :
а) тој е внатре средината на скалата на електронегативност и вториот период, затоа е неисплатливо да ги подарува своите и да прифаќа туѓи електрони и да стекне позитивен или негативен полнеж;
б) посебна структура на електронската обвивка – нема електронски парови и слободни орбитали (има само уште еден атом со слична структура – водород, па веројатно затоа јаглеродот и водородот формираат толку многу соединенија – јаглеводороди).
Електронска структура на јаглеродниот атом
C – 1s 2 2s 2 2p 2 или 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 0
Во графичка форма:
Јаглеродниот атом во возбудена состојба ја има следната електронска формула:
*C – 1s 2 2s 1 2p 3 или 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1
Во форма на клетки:
Облик на s- и p-орбитали
Атомска орбитала - регионот на просторот каде што најверојатно ќе се најде електрон, со соодветни квантни броеви.
Тоа е тродимензионална електронска „контурна карта“ во која брановата функција ја одредува релативната веројатност да се најде електрон во таа одредена точка во орбиталата.
Релативните големини на атомските орбитали се зголемуваат како што се зголемуваат нивните енергии ( главен квантен број- n), а нивната форма и ориентација во просторот се одредува со квантните броеви l и m. Електроните во орбиталите се карактеризираат со спин квантен број. Секоја орбитала може да содржи не повеќе од 2 електрони со спротивни спинови.
Кога формира врски со други атоми, јаглеродниот атом ја трансформира својата електронска обвивка така што се формираат најсилните врски и, следствено, се ослободува што е можно повеќе енергија, а системот стекнува најголема стабилност.
Промената на електронската обвивка на атомот бара енергија, која потоа се компензира со формирање на посилни врски.
Трансформацијата на електронската обвивка (хибридизација) може да биде главно од 3 типа, во зависност од бројот на атоми со кои јаглеродниот атом формира врски.
Видови на хибридизација:
сп 3 – атомот формира врски со 4 соседни атоми (тетраедрална хибридизација):
Електронска формула на sp 3 – хибриден јаглероден атом:
*С –1s 2 2(sp 3) 4 во форма на ќелии
Аголот на врската помеѓу хибридните орбитали е ~109°.
Стереохемиска формула на јаглеродниот атом:
сп 2 – Хибридизација (валентна состојба)– атомот формира врски со 3 соседни атоми (тригонална хибридизација):
Електронска формула на sp 2 – хибриден јаглероден атом:
*С –1s 2 2(sp 2) 3 2p 1 во форма на клетки
Аголот на врската помеѓу хибридните орбитали е ~120°.
Стереохемиска формула на sp 2 - хибриден јаглероден атом:
сп– Хибридизација (валентна состојба) – атом формира врски со 2 соседни атоми (линеарна хибридизација):
Електронска формула на sp – хибриден јаглероден атом:
*С –1s 2 2(sp) 2 2p 2 во форма на ќелии
Аголот на врската помеѓу хибридните орбитали е ~180°.
Стереохемиска формула:
С-орбиталата е вклучена во сите видови на хибридизација, бидејќи има минимална енергија.
Преструктуирањето на електронскиот облак овозможува формирање на најсилните можни врски и минимална интеракција на атомите во добиената молекула. При што хибридните орбитали можеби не се идентични, но аглите на врската може да бидат различни, на пример CH 2 Cl 2 и CCl 4
2. Ковалентни врски во јаглеродни соединенија
Ковалентни врски, својства, методи и причини за формирање - училишна програма.
Само да те потсетам:
1. Образовни комуникации помеѓу атомите може да се смета како резултат на преклопување на нивните атомски орбитали и колку е поефективен (колку е поголем интегралот на преклопување), толку е посилна врската.
Според пресметаните податоци, релативната ефикасност на преклопување на атомските орбитали S rel се зголемува на следниов начин:
Затоа, користењето хибридни орбитали, како што се јаглеродните орбитали sp 3, за да се формираат врски со четири атоми на водород резултира со посилни врски.
2. Ковалентните врски во јаглеродните соединенија се формираат на два начина:
А)Ако две атомски орбитали се преклопуваат долж нивните главни оски, добиената врска се нарекува - σ врска.
Геометрија.Така, кога се формираат врски со атоми на водород во метан, четири хибридни sp 3 ~ орбитали на јаглеродниот атом се преклопуваат со s-орбиталите на четири атоми на водород, формирајќи четири идентични силни σ врски лоцирани под агол од 109°28" на секоја друго (стандарден тетраедарски агол) Слична строго симетрична тетраедрална структура исто така се јавува, на пример, за време на формирањето на CCl 4; ако атомите што формираат врски со јаглеродот се нееднакви, на пример во случајот со CH 2 C1 2, просторната структура ќе малку се разликува од целосно симетрично, иако во суштина останува тетраедрално.
σ должина на врскатапомеѓу јаглеродните атоми зависи од хибридизацијата на атомите и се намалува при преминот од sp 3 - хибридизација во сп. Ова се објаснува со фактот дека орбиталата s е поблиску до јадрото од орбиталата p, затоа, колку е поголем нејзиниот удел во хибридната орбитала, толку е пократка, и затоа е пократка формираната врска
Б) Ако две атомски стр -орбиталите лоцирани паралелно една на друга вршат странично преклопување над и под рамнината каде што се наоѓаат атомите, тогаш добиената врска се нарекува - π (пи) -комуникација
Странично преклопувањеатомските орбитали се помалку ефикасни од преклопувањето по главната оска, па π - врските се помалку силни од σ - врски. Ова се манифестира, особено, во фактот дека енергијата на двојната врска јаглерод-јаглерод е помала од двапати поголема од енергијата на една единствена врска. Така, енергијата на врската C-C во етанот е 347 kJ/mol, додека енергијата на врската C = C во етенот е само 598 kJ/mol, а не ~ 700 kJ/mol.
Степен на странично преклопување на две атомски 2p орбитали , а со тоа и сила π -врските се максимални ако има два јаглеродни атоми и четири врзани за нив атомите се наоѓаат строго во една рамнина, односно ако тие компланарни , бидејќи само во овој случај атомските орбитали 2p се точно паралелни една со друга и затоа се способни за максимално преклопување. Секое отстапување од компланарната состојба поради ротација наоколу σ - врската што поврзува два јаглеродни атоми ќе доведе до намалување на степенот на преклопување и, соодветно, до намалување на јачината π -врска, која на тој начин помага да се одржи плошноста на молекулата.
Ротацијаоколу двојна врска јаглерод-јаглерод не е можна.
Дистрибуција π -електрони над и под рамнината на молекулата значи постоење области со негативен полнеж, подготвен за интеракција со какви било реагенси со недостаток на електрони.
Атомите на кислород, азот итн., исто така, имаат различни валентни состојби (хибридизација), а нивните електронски парови можат да бидат и во хибридни и во p-орбитали.
Јаглеродот во периодниот систем на елементи се наоѓа во вториот период во групата IVA. Електронска конфигурација на јаглеродниот атом ls 2 2s 2 2p 2 .Кога е возбуден, лесно се постигнува електронска состојба во која има четири неспарени електрони во четирите надворешни атомски орбитали:
Ова објаснува зошто јаглеродот во соединенијата обично е четиривалентен. Еднаквоста на бројот на валентни електрони во јаглеродниот атом со бројот на валентни орбитали, како и уникатниот сооднос на полнежот на јадрото и радиусот на атомот, му дава можност подеднакво лесно да се прикачува и да се откаже од електроните , во зависност од својствата на партнерот (Дел 9.3.1). Како резултат на тоа, јаглеродот се карактеризира со различни оксидациски состојби од -4 до +4 и леснотија на хибридизација на неговите атомски орбитали според типот sp 3, sp 2И сп 1за време на формирањето на хемиски врски (дел 2.1.3):
Сето ова му дава можност на јаглеродот да формира единечни, двојни и тројни врски не само едни со други, туку и со атоми на други органогени елементи. Молекулите формирани во овој случај може да имаат линеарна, разгранета или циклична структура.
Поради подвижноста на обичните електрони -МО формирани со учество на атоми на јаглерод, тие се поместуваат кон атомот на поелектронегативен елемент (индуктивен ефект), што доведува до поларитетот на не само оваа врска, туку и молекулата како целина. Меѓутоа, јаглеродот, поради просечната вредност на електронегативност (0E0 = 2,5), формира слабо поларни врски со атоми на други органогени елементи (Табела 12.1). Ако има системи на конјугирани врски во молекулите (Дел 2.1.3), делокализацијата на мобилните електрони (MO) и осамените електронски парови се случува со изедначување на густината на електроните и должината на врските во овие системи.
Од гледна точка на реактивноста на соединенијата, поларизираноста на врските игра важна улога (Дел 2.1.3). Колку е поголема поларизираноста на врската, толку е поголема нејзината реактивност. Зависноста на поларизираноста на врските што содржат јаглерод од нивната природа се рефлектира во следните серии:
Сите разгледани податоци за својствата на врските што содржат јаглерод укажуваат дека јаглеродот во соединенијата формира, од една страна, прилично силни ковалентни врски меѓу себе и со други органогени, а од друга страна, заедничките електронски парови на овие врски се доста лабилен. Како резултат на тоа, може да дојде и до зголемување на реактивноста на овие врски и стабилизација. Токму овие карактеристики на соединенијата што содржат јаглерод го прават јаглеродот органоген број еден.
Киселинско-базните својства на јаглеродните соединенија.Јаглерод моноксид (4) е кисел оксид, а неговиот соодветен хидроксид - јаглеродна киселина H2CO3 - е слаба киселина. Молекулата на јаглерод моноксид (4) е неполарна и затоа е слабо растворлива во вода (0,03 mol/l на 298 К). Во овој случај, прво, во растворот се формира хидрат CO2 H2O, во кој CO2 се наоѓа во шуплината на асоцијацијата на молекулите на водата, а потоа овој хидрат полека и реверзибилно се претвора во H2CO3. Поголемиот дел од јаглерод моноксидот (4) растворен во вода е во форма на хидрат.
Во телото, во црвените крвни зрнца, под дејство на ензимот карбоанхидраза, многу брзо се воспоставува рамнотежа помеѓу CO2 хидрат H2O и H2CO3. Ова ни овозможува да го занемариме присуството на CO2 во форма на хидрат во еритроцитите, но не и во крвната плазма, каде што нема јаглеродна анхидраза. Добиениот H2CO3 се дисоцира во физиолошки услови на хидрокарбонат анјон, а во поалкална средина до карбонат анјон:
Јаглеродна киселина постои само во раствор. Формира две серии на соли - хидрокарбонати (NaHCO3, Ca(HC0 3)2) и карбонати (Na2CO3, CaCO3). Хидрокарбонатите се порастворливи во вода од карбонатите. Во водени раствори, солите на јаглеродната киселина, особено карбонатите, лесно се хидролизираат во анјонот, создавајќи алкална средина:
Супстанции како сода бикарбона NaHC03; креда CaCO3, бела магнезија 4MgC03 * Mg(OH)2 * H2O, хидролизирани за да формираат алкална средина, се користат како антациди (киселински неутрализатори) за намалување на зголемената киселост на желудечниот сок:
Комбинацијата на јаглеродна киселина и бикарбонат јон (H2CO3, HCO3(-)) формира бикарбонат пуферски систем (дел 8.5) - убав пуферски систем на крвната плазма, кој обезбедува постојана pH на крвта при pH = 7,40 ± 0,05.
Присуството на калциум и магнезиум хидрокарбонати во природните води предизвикува нивна привремена цврстина. Кога таквата вода се варат, нејзината тврдост се елиминира. Ова се случува поради хидролиза на HCO3(-) анјонот, термичко распаѓање на јаглеродна киселина и таложење на катјони на калциум и магнезиум во форма на нерастворливи соединенија CaC03 и Mg(OH)2:
Формирањето на Mg(OH)2 е предизвикано од целосна хидролиза на катјонот на магнезиум, што се случува во овие услови поради помалата растворливост на Mg(0H)2 во споредба со MgC03.
Во медицинската и биолошката пракса, покрај јаглеродната киселина, треба да се работи и со други киселини што содржат јаглерод. Ова е првенствено голема разновидност на различни органски киселини, како и цијановодородна киселина HCN. Од гледна точка на киселинските својства, јачината на овие киселини е различна:
Овие разлики се должат на взаемното влијание на атомите во молекулата, природата на дисоцирачката врска и стабилноста на анјонот, т.е., неговата способност да го делокализира полнежот.
Цијановодородна киселина или водород цијанид, HCN - безбојна, многу испарлива течност (Т кип = 26 °C) со мирис на горчлив бадем, се меша со вода во кој било сооднос. Во водените раствори се однесува како многу слаба киселина, чии соли се нарекуваат цијаниди. Цијанидите на алкалните и земноалкалните метали се растворливи во вода, но тие се хидролизираат во анјонот, поради што нивните водени раствори мирисаат на цијановодородна киселина (мирис на горчливи бадеми) и имаат pH >12:
Со продолжена изложеност на CO2 содржан во воздухот, цијанидот се распаѓа и ослободува цијановодородна киселина:
Како резултат на оваа реакција, калиум цијанид (калиум цијанид) и неговите раствори ја губат својата токсичност при долгорочно складирање. Цијанидниот анјон е еден од најмоќните неоргански отрови, бидејќи е активен лиганд и лесно формира стабилни комплексни соединенија со ензими кои содржат Fe 3+ и Cu2(+) како комплексни јони (оддел. 10.4).
Редокс својства.Бидејќи јаглеродот во соединенијата може да покаже каква било оксидациска состојба од -4 до +4, за време на реакцијата, слободниот јаглерод може и да донира и да добие електрони, дејствувајќи како редукционо или оксидирачко средство, соодветно, во зависност од својствата на вториот реагенс:
Кога силните оксидирачки агенси комуницираат со органски материи, може да дојде до нецелосна или целосна оксидација на јаглеродните атоми на овие соединенија.
Во услови на анаеробна оксидација со недостаток или отсуство на кислород, јаглеродните атоми на органското соединение, во зависност од содржината на атомите на кислород во овие соединенија и надворешните услови, може да се претворат во C0 2, CO, C, па дури и CH 4, и други органогените се претвораат во H2O, NH3 и H2S.
Во телото, целосната оксидација на органските соединенија со кислород во присуство на ензими на оксидаза (аеробна оксидација) е опишана со равенката:
Од дадените равенки на реакции на оксидација јасно се гледа дека во органските соединенија само јаглеродните атоми ја менуваат оксидационата состојба, додека атомите на другите органогени ја задржуваат својата оксидациска состојба.
За време на реакциите на хидрогенизација, т.е., додавањето на водород (редукционо средство) на повеќекратна врска, јаглеродните атоми што ја формираат ја намалуваат нивната оксидациска состојба (дејствуваат како оксидирачки агенси):
Реакциите на органска супституција со појавата на нова меѓујаглеродна врска, на пример во Вурцовата реакција, се исто така редокс реакции во кои атомите на јаглерод дејствуваат како оксидирачки агенси, а атомите на металот делуваат како редуцирачки агенси:
Слично е забележано и во реакциите на формирање на органометални соединенија:
Во исто време, во реакциите на алкилација со појавата на нова меѓујаглеродна врска, улогата на оксидатор и редуктор ја играат атомите на јаглерод на подлогата и реагенсот, соодветно:
Како резултат на реакциите на додавање на поларен реагенс во подлогата преку повеќекратна меѓујаглеродна врска, еден од атомите на јаглерод ја намалува оксидациската состојба, покажувајќи својства на оксидирачки агенс, а другиот го зголемува степенот на оксидација, дејствувајќи како средство за намалување:
Во овие случаи, се одвива интрамолекуларна реакција на оксидација-редукција на јаглеродни атоми на подлогата, т.е. дисмутација,под влијание на реагенс кој не покажува редокс својства.
Типични реакции на интрамолекуларна дисмутација на органски соединенија поради нивните јаглеродни атоми се реакциите на декарбоксилација на амино киселините или кето киселините, како и реакциите на преуредување и изомеризација на органските соединенија, кои беа дискутирани во делот. 9.3. Наведените примери на органски реакции, како и реакции од Одд. 9.3 убедливо укажува дека атомите на јаглеродот во органските соединенија можат да бидат и оксидирачки и редукциони агенси.
Јаглероден атом во соединение- оксидирачки агенс, ако како резултат на реакцијата се зголеми бројот на неговите врски со атоми на помалку електронегативни елементи (водород, метали), бидејќи со привлекување на заедничките електрони од овие врски кон себе, јаглеродниот атом ја намалува неговата оксидација. држава.
Јаглероден атом во соединение- редукционо средство, ако како резултат на реакцијата се зголеми бројот на неговите врски со атоми на повеќе електронегативни елементи(C, O, N, S), бидејќи со потиснување на заедничките електрони на овие врски, јаглеродниот атом за кој станува збор ја зголемува својата оксидациска состојба.
Така, многу реакции во органската хемија, поради редокс двојноста на јаглеродните атоми, се редокс. Меѓутоа, за разлика од сличните реакции во неорганската хемија, прераспределбата на електроните помеѓу оксидирачкиот агенс и редукциониот агенс во органските соединенија може да биде придружена само со поместување на заедничкиот електронски пар на хемиската врска до атомот кој дејствува како оксидирачки агенс. Во овој случај, оваа врска може да се зачува, но во случаи на силна поларизација може да се прекине.
Комплексни својства на јаглеродни соединенија.Јаглеродниот атом во соединенијата нема единствени електронски парови, и затоа само јаглеродните соединенија што содржат повеќе врски со негово учество можат да дејствуваат како лиганди. Особено активни во сложените процеси на формирање се електроните на поларната тројна врска на јаглерод моноксид (2) и анјонот на цијановодородна киселина.
Во молекулата на јаглерод моноксид (2), атомите на јаглерод и кислород формираат една и една врска поради меѓусебното преклопување на нивните две 2p-атомски орбитали според механизмот на размена. Третата врска, т.е. друга врска, се формира според механизмот донор-акцептор. Акцепторот е слободната 2p атомска орбитала на јаглеродниот атом, а донаторот е атом на кислород, кој обезбедува осамен пар електрони од орбиталата 2p:
Зголемениот сооднос на врската и обезбедува на оваа молекула висока стабилност и инертност во нормални услови во однос на киселинско-базните (CO е оксид што не формира сол) и својствата на редокс (CO е редукционо средство при Т > 1000 К). Во исто време, го прави активен лиганд во реакциите на сложеност со атоми и катјони на d-метали, првенствено со железо, со што формира железо пентакарбонил, испарлива токсична течност:
Способноста да се формираат сложени соединенија со d-метални катјони е причината за токсичноста на јаглерод моноксидот (H) за живите системи (Дел. 10.4) поради појавата на реверзибилни реакции со хемоглобин и оксихемоглобин кој го содржи катјонот Fe 2+, со формирање на карбоксихемоглобин:
Овие рамнотежи се поместуваат кон формирање на карбоксихемоглобин ННbСО, чија стабилност е 210 пати поголема од онаа на оксихемоглобинот ННbО2. Ова доведува до акумулација на карбоксихемоглобин во крвта и, следствено, до намалување на неговата способност да носи кислород.
Анјонот на цијановодородна киселина CN-, исто така, содржи лесно поларизирани електрони, поради што ефикасно формира комплекси со d-метали, вклучувајќи ги и животните метали кои се дел од ензимите. Затоа, цијанидите се високо токсични соединенија (Дел 10.4).
Циклус на јаглерод во природата.Јаглеродниот циклус во природата главно се заснова на реакциите на оксидација и редукција на јаглеродот (сл. 12.3).
Растенијата асимилираат (1) јаглерод моноксид (4) од атмосферата и хидросферата. Дел од растителната маса ја консумираат (2) луѓето и животните. Дишењето на животните и распаѓањето на нивните остатоци (3), како и дишењето на растенијата, гниењето на мртвите растенија и согорувањето на дрвото (4) го враќаат CO2 во атмосферата и хидросферата. Процесот на минерализација на остатоците од растенија (5) и животни (6) со формирање на тресет, фосилни јаглени, нафта, гас доведува до транзиција на јаглеродот во природни ресурси. Киселинско-базните реакции (7) работат во иста насока, се случуваат помеѓу CO2 и различни карпи со формирање на карбонати (средни, кисели и базни):
Овој неоргански дел од циклусот доведува до губење на CO2 во атмосферата и хидросферата. Човечката активност во согорувањето и преработката на јаглен, нафта, гас (8), огревно дрво (4), напротив, изобилно ја збогатува животната средина со јаглерод моноксид (4). Долго време постоеше уверување дека благодарение на фотосинтезата, концентрацијата на CO2 во атмосферата останува константна. Меѓутоа, во моментов, зголемувањето на содржината на CO2 во атмосферата поради човековата активност не се компензира со неговото природно намалување. Вкупното ослободување на CO2 во атмосферата расте експоненцијално за 4-5% годишно. Според пресметките, во 2000 година содржината на CO2 во атмосферата ќе достигне приближно 0,04% наместо 0,03% (1990).
По разгледувањето на својствата и карактеристиките на соединенијата што содржат јаглерод, треба уште еднаш да се нагласи водечката улога на јаглеродот
Ориз. 12.3.Циклус на јаглерод во природата
Органоген бр. 1: прво, јаглеродните атоми го формираат скелетот на молекулите на органските соединенија; второ, јаглеродните атоми играат клучна улога во процесите на редокс, бидејќи меѓу атомите на сите органогени, јаглеродот најмногу се карактеризира со двојност на редокс. За повеќе информации за својствата на органските соединенија, видете го модулот IV „Основи на биоорганската хемија“.
Општи карактеристики и биолошка улога на p-елементи од групата IVA.Електронските аналози на јаглеродот се елементи од групата IVA: силициум Si, германиум Ge, калај Sn и олово Pb (види Табела 1.2). Радиусите на атомите на овие елементи природно се зголемуваат со зголемување на атомскиот број, а нивната јонизациска енергија и електронегативност природно се намалуваат (Дел 1.3). Според тоа, првите два елементи од групата: јаглеродот и силициумот се типични неметали, а германиумот, калајот и оловото се метали, бидејќи тие најмногу се карактеризираат со губење на електрони. Во серијата Ge - Sn - Pb, металните својства се зголемуваат.
Од гледна точка на редокс својства, елементите C, Si, Ge, Sn и Pb во нормални услови се доста стабилни во однос на воздухот и водата (металите Sn и Pb - поради формирање на оксидна фолија на површината ). Во исто време, оловните соединенија (4) се силни оксидирачки агенси:
Комплексирачките својства се најкарактеристични за оловото, бидејќи неговите катјони Pb 2+ се силни комплекси во споредба со катјоните на другите p-елементи од групата IVA. Оловните катјони формираат силни комплекси со биолиганди.
Елементите на групата IVA остро се разликуваат и во нивната содржина во телото и во нивната биолошка улога. Јаглеродот игра фундаментална улога во животот на телото, каде што неговата содржина е околу 20%. Содржината на другите елементи од групата IVA во телото е во рамките на 10 -6 -10 -3%. Во исто време, ако силиконот и германиумот несомнено играат важна улога во животот на телото, тогаш калајот и особено оловото се токсични. Така, со зголемување на атомската маса на елементите од групата IVA, токсичноста на нивните соединенија се зголемува.
Прашината која се состои од честички јаглен или силициум диоксид SiO2, кога систематски се изложува на белите дробови, предизвикува болести - пневмокониоза. Во случај на јагленова прашина, ова е антракоза, професионална болест на рударите. Кога се вдишува прашина што содржи Si02, се јавува силикоза. Механизмот на развој на пневмокониоза сè уште не е воспоставен. Се претпоставува дека со продолжен контакт на зрната силикатна песок со биолошки течности, се формира полисилициумска киселина Si02 yH2O во состојба слична на гел, чие таложење во клетките доведува до нивна смрт.
Токсичниот ефект на оловото му е познат на човештвото многу долго време. Употребата на олово за правење садови и водоводни цевки доведе до масовно труење на луѓето. Во моментов, оловото продолжува да биде еден од главните загадувачи на животната средина, бидејќи ослободувањето на оловните соединенија во атмосферата изнесува над 400.000 тони годишно. Оловото главно се акумулира во скелетот во форма на слабо растворлив фосфат Pb3(PO4)2, а кога коските се деминерализираат, има редовно токсично дејство врз телото. Затоа, оловото е класифицирано како кумулативен отров. Токсичноста на соединенијата на оловото е поврзана првенствено со неговите комплексни својства и високиот афинитет за биолиганди, особено оние што содржат сулфхидрилни групи (-SH):
Создавањето комплексни соединенија на јони на олово со протеини, фосфолипиди и нуклеотиди доведува до нивна денатурација. Честопати јоните на олово ги инхибираат металоензимите ЕМ 2+, поместувајќи ги животните метални катјони од нив:
Оловото и неговите соединенија се отрови кои делуваат првенствено на нервниот систем, крвните садови и крвта. Во исто време, оловните соединенија влијаат на синтезата на протеините, енергетскиот биланс на клетките и нивниот генетски апарат.
Во медицината, како адстрингентни средства се користат следните надворешни антисептици: олово ацетат Pb(CH3COO)2 ZH2O (лосиони за олово) и олово(2) оксид PbO (олово малтер). Оловните јони на овие соединенија реагираат со протеините (албумин) во цитоплазмата на микробните клетки и ткива, формирајќи албуминати слични на гел. Создавањето на гелови ги убива микробите и, покрај тоа, го отежнува нивното навлегување во ткивните клетки, што го намалува локалниот воспалителен одговор.
Општинска образовна институција „Никифоровскаја средно училиште бр. 1“
Јаглеродот и неговите главни неоргански соединенија
Есеј
Заврши: ученик од одделение 9Б
Сидоров Александар
Наставник: Сахарова Л.Н.
Дмитриевка 2009 година
Вовед
Поглавје I. Сè за јаглеродот
1.1. Јаглерод во природата
1.2. Алотропни модификации на јаглеродот
1.3. Хемиски својства на јаглеродот
1.4. Примена на јаглерод
Поглавје II. Неоргански јаглеродни соединенија
Заклучок
Литература
Вовед
Јаглерод (лат. Carboneum) C е хемиски елемент од групата IV на периодичниот систем на Менделеев: атомски број 6, атомска маса 12,011(1). Да ја разгледаме структурата на јаглеродниот атом. Надворешното енергетско ниво на јаглеродниот атом содржи четири електрони. Ајде да го прикажеме графички:
Јаглеродот е познат уште од античко време, а името на откривачот на овој елемент е непознато.
На крајот на 17 век. Научниците од Фиренца Аверани и Тарџони се обидоа да спојат неколку мали дијаманти во еден голем и ги загреаа со запалено стакло користејќи сончева светлина. Дијамантите исчезнаа, горејќи во воздухот. Во 1772 година, францускиот хемичар А. Лавоазие покажал дека кога дијамантите согоруваат, се формира CO 2. Само во 1797 година англискиот научник С. Тенант го докажал идентитетот на природата на графитот и јагленот. По согорувањето на еднакви количини јаглен и дијамант, волумените на јаглерод моноксид (IV) се покажаа исти.
Разновидноста на јаглеродни соединенија, објаснета со способноста на неговите атоми да се комбинираат едни со други и атомите на другите елементи на различни начини, ја одредува посебната позиција на јаглеродот меѓу другите елементи.
Поглавје Јас . Сè за јаглеродот
1.1. Јаглерод во природата
Јаглеродот се наоѓа во природата и во слободна состојба и во форма на соединенија.
Слободниот јаглерод се јавува во форма на дијамант, графит и карбин.
Дијамантите се многу ретки. Најголемиот познат дијамант, Кулинан, е пронајден во 1905 година во Јужна Африка, тежел 621,2 g и 10x6,5x5 cm. Фондот за дијаманти во Москва се наоѓа на еден од најголемите и најубавите дијаманти во светот - „Орлов“ (37,92 g). .
Дијамантот го добил своето име од грчкиот јазик. „адамас“ - непобедлив, неуништлив. Најзначајните наоѓалишта на дијаманти се наоѓаат во Јужна Африка, Бразил и Јакутија.
Големи наоѓалишта на графит се наоѓаат во Германија, Шри Ланка, Сибир и Алтај.
Главните минерали кои содржат јаглерод се: магнезит MgCO 3, калцит (варовник, варовник, мермер, креда) CaCO 3, доломит CaMg(CO 3) 2 итн.
Сите фосилни горива - нафта, гас, тресет, јаглен и кафеав јаглен, шкрилци - се изградени на јаглеродна основа. Некои фосилни јаглени, кои содржат до 99% C, се блиски во составот на јаглеродот.
Јаглеродот сочинува 0,1% од земјината кора.
Во форма на јаглерод моноксид (IV) CO 2, јаглеродот влегува во атмосферата. Голема количина на CO 2 се раствора во хидросферата.
1.2. Алотропни модификации на јаглеродот
Елементарниот јаглерод формира три алотропни модификации: дијамант, графит, карабин.
1. Дијамантот е безбојна, проѕирна кристална материја која исклучително силно ги прекршува светлосните зраци. Атомите на јаглеродот во дијамантот се во состојба на хибридизација sp 3. Во возбудена состојба, валентните електрони во јаглеродните атоми се спаруваат и се формираат четири неспарени електрони. Кога се формираат хемиски врски, електронските облаци добиваат иста издолжена форма и се наоѓаат во просторот така што нивните оски се насочени кон темињата на тетраедарот. Кога врвовите на овие облаци се преклопуваат со облаците од други јаглеродни атоми, се појавуваат ковалентни врски под агол од 109°28" и се формира атомска кристална решетка карактеристична за дијамантот.
Секој јаглероден атом во дијамантот е опкружен со четири други, лоцирани од него во насоки од центарот на тетраедарите до темињата. Растојанието помеѓу атомите во тетраедрите е 0,154 nm. Силата на сите врски е иста. Така, атомите во дијамантот се „спакувани“ многу цврсто. На 20°C, густината на дијамантот е 3,515 g/cm3. Ова ја објаснува неговата исклучителна цврстина. Дијамантот е лош спроводник на електрична енергија.
Во 1961 година, Советскиот Сојуз започна индустриско производство на синтетички дијаманти од графит.
Индустриската синтеза на дијаманти користи притисоци од илјадници MPa и температури од 1500 до 3000 ° C. Процесот се изведува во присуство на катализатори, кои можат да бидат некои метали, на пример Ni. Најголемиот дел од формираните дијаманти се мали кристали и дијамантска прашина.
Кога се загрева без пристап до воздух над 1000°C, дијамантот се претвора во графит. На 1750°C, трансформацијата на дијамантот во графит се случува брзо.
Дијамантска структура
2. Графитот е сиво-црна кристална материја со метален сјај, мрсна на допир и инфериорна по цврстина дури и на хартијата.
Јаглеродните атоми во кристалите на графит се во состојба на хибридизација sp 2: секој од нив формира три ковалентни σ врски со соседните атоми. Аглите помеѓу насоките на врската се 120°. Резултатот е мрежа составена од правилни шестоаголници. Растојанието помеѓу соседните јадра на јаглеродни атоми во слојот е 0,142 nm. Четвртиот електрон во надворешниот слој на секој јаглероден атом во графитот зафаќа p орбитала која не учествува во хибридизацијата.
Нехибридните електронски облаци од јаглеродни атоми се ориентирани нормално на рамнината на слојот и, преклопувајќи се едни со други, формираат делокализирани σ врски. Соседните слоеви во графитниот кристал се наоѓаат на растојание од 0,335 nm едни од други и се слабо поврзани едни со други, главно со ван дер Валс сили. Затоа, графитот има мала механичка сила и лесно се дели на снегулки, кои самите се многу силни. Врската помеѓу слоевите на јаглеродни атоми во графитот е делумно метална по природа. Ова го објаснува фактот дека графитот добро ја спроведува електричната енергија, но не толку добро како металите.
Графитна структура
Физичките својства на графитот многу варираат во насоките - нормално и паралелно со слоевите на јаглеродните атоми.
Кога се загрева без пристап до воздух, графитот не претрпува никакви промени до 3700°C. На одредената температура се сублимира без да се топи.
Вештачкиот графит се произведува од најдобрите сорти на јаглен на 3000°C во електрични печки без воздушен пристап.
Графитот е термодинамички стабилен на широк опсег на температури и притисоци, па затоа е прифатен како стандардна состојба на јаглерод. Густината на графитот е 2,265 g/cm3.
3. Карбин е ситно-кристален црн прав. Во неговата кристална структура, јаглеродните атоми се поврзани со наизменични единечни и тројни врски во линеарни синџири:
−С≡С−С≡С−С≡С−
Оваа супстанца првпат ја добил В.В. Коршак, А.М. Сладков, В.И. Касаточкин, Ју.П. Кудрјавцев во раните 60-ти на XX век.
Последователно беше покажано дека карбинот може да постои во различни форми и содржи и полиацетиленски и поликумуленски синџири во кои атомите на јаглерод се поврзани со двојни врски:
C=C=C=C=C=C=
Подоцна, карбинот е пронајден во природата - во материја од метеорит.
Карбинот има полупроводнички својства; кога е изложен на светлина, неговата спроводливост значително се зголемува. Поради постоењето на различни видови врски и различни начини на поставување на синџири на јаглеродни атоми во кристалната решетка, физичките својства на карбинот може да варираат во широки граници. Кога се загрева без пристап до воздух над 2000°C, карабинот е стабилен; на температури околу 2300°C, се забележува негова транзиција кон графит.
Природниот јаглерод се состои од два изотопа (98,892%) и (1,108%). Покрај тоа, во атмосферата беа пронајдени помали примеси на радиоактивен изотоп, кој се произведува вештачки.
Претходно, се веруваше дека јагленот, саѓите и коксот се слични во составот на чистиот јаглерод и се разликуваат по својства од дијамантот и графитот, што претставува независна алотропна модификација на јаглеродот („аморфен јаглерод“). Сепак, беше откриено дека овие супстанции се состојат од ситни кристални честички во кои атомите на јаглеродот се поврзани на ист начин како кај графитот.
4. Јаглен – фино мелен графит. Се формира при термичко распаѓање на соединенија што содржат јаглерод без воздушен пристап. Јагленот значително се разликува по својствата во зависност од супстанцијата од која се добиваат и начинот на производство. Тие секогаш содржат нечистотии кои влијаат на нивните својства. Најважните видови јаглен се кокс, јаглен и саѓи.
Коксот се произведува со загревање на јаглен без пристап до воздух.
Јагленот се формира кога дрвото се загрева без пристап до воздух.
Саѓи е многу фин графитен кристален прав. Формирана со согорување на јаглеводороди (природен гас, ацетилен, терпентин, итн.) со ограничен воздушен пристап.
Активираните јаглероди се порозни индустриски адсорбенти кои се состојат главно од јаглерод. Адсорпцијата е апсорпција на гасови и растворени материи од површината на цврстите материи. Активираните јаглероди се добиваат од цврсто гориво (тресет, кафеав и тврд јаглен, антрацит), дрво и неговите преработени производи (јаглен, струготини, отпадоци од хартија), отпад од кожарската индустрија и животински материјали, како што се коските. Јагленот, кој се карактеризира со висока механичка цврстина, се произведува од лушпите на кокосот и другите јаткасти плодови и од овошните семиња. Структурата на јагленот е претставена со пори од сите големини, меѓутоа, капацитетот на адсорпција и стапката на адсорпција се одредуваат според содржината на микропорите по единица маса или волумен на гранули. При производство на активен јаглерод, почетниот материјал прво се подложува на термичка обработка без пристап до воздух, како резултат на што се отстранува влагата и делумно смолите од него. Во овој случај, се формира голема-порозна структура на јаглен. За да се добие микропорозна структура, активирањето се врши или со оксидација со гас или пареа, или со третман со хемиски реагенси.
1.3. Хемиски својства на јаглеродот
На обични температури, дијамантот, графитот и јагленот се хемиски инертни, но при високи температури нивната активност се зголемува. Како што следува од структурата на главните форми на јаглерод, јагленот реагира полесно од графитот и, особено, дијамантот. Графитот не само што е пореактивен од дијамантот, туку кога реагира со одредени супстанции, може да формира производи кои дијамантот не ги формира.
1. Како оксидирачки агенс, јаглеродот реагира со одредени метали на високи температури за да формира карбиди:
ZS + 4Al = Al 4 C 3 (алуминиум карбид).
2. Со водородот, јагленот и графитот формираат јаглеводороди. Наједноставниот претставник - метан CH 4 - може да се добие во присуство на катализатор Ni на висока температура (600-1000 ° C):
C + 2H 2 CH 4.
3. При интеракција со кислородот, јаглеродот покажува редуцирачки својства. Со целосно согорување на јаглерод од која било алотропна модификација, се формира јаглерод моноксид (IV):
C + O 2 = CO 2.
Нецелосното согорување произведува јаглерод моноксид (II) CO:
C + O 2 = 2CO.
И двете реакции се егзотермни.
4. Намалувачките својства на јагленот се особено изразени при интеракција со метални оксиди (цинк, бакар, олово итн.), на пример:
C + 2CuO = CO 2 + 2Cu,
C + 2ZnO = CO 2 + 2Zn.
Најважниот процес на металургијата - топењето на металите од рудите - се заснова на овие реакции.
Во други случаи, на пример, при интеракција со калциум оксид, се формираат карбиди:
CaO + 3S = CaC 2 + CO.
5. Јагленот се оксидира со топла концентрирана сулфурна и азотна киселина:
C + 2H 2 SO 4 = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O,
3S + 4HNO 3 = 3SO 2 + 4NO + 2H 2 O.
Секоја форма на јаглерод е отпорна на алкалии!
1.4. Примена на јаглерод
Дијамантите се користат за обработка на разни тврди материјали, за сечење, мелење, дупчење и гравирање на стакло и за дупчење карпи. Дијамантите, откако ќе бидат полирани и исечени, се претвораат во дијаманти кои се користат како накит.
Графитот е највредниот материјал за модерната индустрија. Графитот се користи за правење калапи за леење, растопени садници и други огноотпорни производи. Поради високата хемиска отпорност, графитот се користи за производство на цевки и апарати обложени со графитни плочи од внатрешната страна. Значителни количини на графит се користат во електроиндустријата, на пример во производството на електроди. Графитот се користи за правење моливи и некои бои и како лубрикант. Многу чист графит се користи во нуклеарни реактори до умерени неутрони.
Линеарниот јаглероден полимер, карбин, го привлекува вниманието на научниците како ветувачки материјал за производство на полупроводници кои можат да работат на високи температури и ултра силни влакна.
Јагленот се користи во металуршката индустрија и во ковачката индустрија.
Коксот се користи како редукционо средство при топење на метали од руди.
Саѓи се користи како гумен полнење за да се зголеми цврстината, поради што автомобилските гуми се црни. Саѓите се користат и како компонента на мастила за печатење, мастило и лак за чевли.
Активираните јаглероди се користат за прочистување, екстракција и одвојување на различни супстанции. Активираните јаглероди се користат како полнила за гас-маски и како сорбент во медицината.
Поглавје II . Неоргански јаглеродни соединенија
Јаглеродот формира два оксида - јаглерод моноксид (II) CO и јаглерод моноксид (IV) CO 2.
Јаглерод моноксид (II) CO е безбоен гас без мирис, малку растворлив во вода. Се нарекува јаглерод моноксид бидејќи е многу отровен. Влегувајќи во крвта за време на дишењето, тој брзо се комбинира со хемоглобинот, формирајќи силно соединение карбоксихемоглобин, а со тоа лишувајќи го хемоглобинот од способноста да носи кислород.
Ако се вдиши воздух што содржи 0,1% CO, едно лице може одеднаш да изгуби свест и да умре. Јаглерод моноксид се формира при нецелосно согорување на горивото, поради што предвременото затворање на оџаците е толку опасно.
Јаглерод моноксидот (II), како што веќе знаете, е класифициран како оксид што не формира сол, бидејќи, како неметален оксид, треба да реагира со алкали и основни оксиди за да формира сол и вода, но тоа не е забележано .
2CO + O 2 = 2CO 2.
Јаглерод моноксид (II) е способен да го отстранува кислородот од металните оксиди, т.е. Намалете ги металите од нивните оксиди.
Fe 2 O 3 + ZSO = 2Fe + ZSO 2.
Токму ова својство на јаглерод (II) оксид се користи во металургијата при топење на леано железо.
Јаглерод моноксид (IV) CO 2 - попознат како јаглерод диоксид - е безбоен гас без мирис. Тој е приближно еден и пол пати потежок од воздухот. Во нормални услови, 1 волумен на јаглерод диоксид се раствора во 1 волумен на вода.
При притисок од приближно 60 атм, јаглеродниот диоксид се претвора во безбојна течност. Кога испарува течниот јаглерод диоксид, дел од него се претвора во цврста маса слична на снег, која се притиска во индустријата - ова е „сувиот мраз“ што го знаете, кој се користи за складирање храна. Веќе знаете дека цврстиот јаглерод диоксид има молекуларна решетка и е способен за сублимација.
Јаглерод диоксидот CO 2 е типичен кисел оксид: тој е во интеракција со алкалите (на пример, предизвикува заматување во варната вода), со основните оксиди и водата.
Не гори и не поддржува согорување и затоа се користи за гаснење пожари. Сепак, магнезиумот продолжува да гори во јаглерод диоксид, формирајќи оксид и ослободувајќи јаглерод во форма на саѓи.
CO 2 + 2Mg = 2MgO + C.
Јаглеродниот диоксид се произведува со реакција на соли на јаглеродна киселина - карбонати со раствори на хлороводородна, азотна, па дури и оцетна киселина. Во лабораторија, јаглерод диоксид се произведува со дејство на хлороводородна киселина на креда или мермер.
CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 0 + C0 2.
Во индустријата, јаглерод диоксидот се произведува со согорување на варовник:
CaCO 3 = CaO + C0 2.
Покрај веќе споменатата апликација, јаглеродниот диоксид се користи и за правење газирани пијалоци и за производство на сода.
Кога јаглерод моноксидот (IV) се раствора во вода, се формира јаглеродна киселина H 2 CO 3, која е многу нестабилна и лесно се распаѓа на своите оригинални компоненти - јаглерод диоксид и вода.
Како двобазна киселина, јаглеродната киселина формира две серии на соли: средни - карбонати, на пример CaCO 3 и кисели - јаглеводороди, на пример Ca(HCO 3) 2. Од карбонатите, само соли на калиум, натриум и амониум се растворливи во вода. Киселините соли обично се растворливи во вода.
Кога има вишок на јаглерод диоксид во присуство на вода, карбонатите можат да се претворат во бикарбонати. Значи, ако јаглеродниот диоксид се помине низ варова вода, тој прво ќе стане заматен поради таложење на калциум карбонат нерастворлив во вода, но со понатамошно поминување на јаглерод диоксид, заматувањето исчезнува како резултат на формирање на растворлив калциум бикарбонат:
CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca (HCO 3) 2.
Присуството на оваа сол ја објаснува привремената тврдост на водата. Зошто привремено? Бидејќи кога се загрева, растворливиот калциум бикарбонат повторно се претвора во нерастворлив карбонат:
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 0 + C0 2.
Оваа реакција доведува до формирање на бигор на ѕидовите на котлите, парните цевки за греење и домашните котлиња, а во природата, како резултат на оваа реакција, во пештерите се формираат бизарни сталактити кои висат надолу, кон кои одоздола растат сталагмити.
Другите соли на калциум и магнезиум, особено хлориди и сулфати, даваат постојана тврдост на водата. Постојаната тврдост на водата не може да се елиминира со вриење. Мора да користите друг карбонат - сода.
Na 2 CO 3, кој ги претвора овие јони на Ca 2+ во седимент, на пример:
CaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + 2NaCl.
Сода бикарбона може да се користи и за елиминирање на привремената тврдост на водата.
Карбонати и бикарбонати може да се детектираат со употреба на киселински раствори: кога се изложени на киселини, се забележува карактеристично „врие“ поради ослободување на јаглерод диоксид.
Оваа реакција е квалитативна реакција на соли на јаглеродна киселина.
Заклучок
Целиот живот на земјата се заснова на јаглерод. Секоја молекула на жив организам е изградена врз основа на јаглероден скелет. Атомите на јаглеродот постојано мигрираат од еден дел од биосферата (тесната обвивка на Земјата каде што постои живот) во друг. Користејќи го примерот на јаглеродниот циклус во природата, можеме да ја следиме динамиката на животот на нашата планета.
Главните резерви на јаглерод на Земјата се во форма на јаглерод диоксид содржан во атмосферата и растворен во Светскиот океан, односно јаглерод диоксид (CO 2). Ајде прво да ги разгледаме молекулите на јаглерод диоксид во атмосферата. Растенијата ги апсорбираат овие молекули, а потоа, преку процесот на фотосинтеза, јаглеродниот атом се претвора во различни органски соединенија и на тој начин се инкорпорира во структурата на растението. Постојат неколку опции подолу:
1. Јаглеродот може да остане во растенијата додека растенијата не умрат. Тогаш нивните молекули ќе одат во храната за разградувачите (организми кои се хранат со мртва органска материја и во исто време ја уништуваат во едноставни неоргански соединенија), како што се габите и термитите. На крајот јаглеродот ќе се врати во атмосферата како CO2;
2. Растенијата можат да ги јадат тревопасни животни. Во овој случај, јаглеродот или ќе се врати во атмосферата (во процесот на дишење на животните и за време на нивното распаѓање по смртта), или тревопасните животни ќе бидат изедени од месојади (во тој случај јаглеродот повторно ќе се врати во атмосферата во исти начини);
3. растенијата може да умрат и да завршат под земја. Потоа тие на крајот ќе се претворат во фосилни горива како што е јагленот.
Во случај на растворање на оригиналната молекула CO 2 во морска вода, можни се неколку опции:
Јаглеродниот диоксид едноставно може да се врати во атмосферата (овој тип на меѓусебна размена на гасови помеѓу Светскиот океан и атмосферата се случува постојано);
Јаглеродот може да влезе во ткивата на морските растенија или животни. Потоа постепено ќе се акумулира во форма на седименти на дното на океаните и на крајот ќе се претвори во варовник или од седиментите повторно ќе премине во морска вода.
Ако јаглеродот се вградува во седименти или фосилни горива, тој се отстранува од атмосферата. Во текот на целото постоење на Земјата, јаглеродот отстранет на овој начин беше заменет со јаглерод диоксид ослободен во атмосферата за време на вулкански ерупции и други геотермални процеси. Во современи услови, овие природни фактори се надополнуваат и со емисиите од човечкото согорување на фосилни горива. Поради влијанието на CO 2 врз ефектот на стаклена градина, проучувањето на циклусот на јаглерод стана важна задача за научниците вклучени во проучувањето на атмосферата.
Дел од ова пребарување е да се утврди количеството на CO 2 пронајдено во растително ткиво (на пример, во новозасадена шума) - научниците ова го нарекуваат мијалник за јаглерод. Додека владите се обидуваат да постигнат меѓународен договор за ограничување на емисиите на CO 2, прашањето за балансирање на јаглеродните тонови и емисиите во поединечни земји стана главна причина за расправа за индустријализираните земји. Сепак, научниците се сомневаат дека акумулацијата на јаглерод диоксид во атмосферата може да се запре само со садење шуми.
Јаглеродот постојано циркулира во биосферата на земјата по затворени меѓусебно поврзани патишта. Во моментов, последиците од согорувањето на фосилните горива се додаваат на природните процеси.
Литература:
1. Ахметов Н.С. Хемија 9-то одделение: учебник. за општо образование тетратка претпријатија. – 2-ри изд. – М.: Образование, 1999. – 175 стр.: ill.
2. Габриелјан О.С. Хемија 9-то одделение: учебник. за општо образование тетратка претпријатија. – 4-ти изд. – М.: Бустард, 2001. – 224 стр.: ил.
3. Габриелјан О.С. Оценки по хемија 8-9: метод. додаток. – 4-ти изд. – М.: Бустард, 2001. – 128 стр.
4. Ерошин Д.П., Шишкин Е.А. Методи за решавање проблеми по хемија: учебник. додаток. – М.: Образование, 1989. – 176 стр.: ill.
5. Kremenchugskaya M. Chemistry: A schoolchild’s reference book. – М.: Филол. Друштво „ЗБОР“: ДОО „Издавачка куќа АСТ“, 2001. - 478 стр.
6. Критсман В.А. Читање книга за неорганска хемија. – М.: Образование, 1986. – 273 стр.