Naturlig karbon. Haster!!! kjemiske egenskaper til karbon

Karbon (lat. Carboneum) er et kjemisk grunnstoff i den 14. gruppen av den 2. perioden av Mendeleevs periodiske system (gruppe IV i den gamle nummereringen); atomnummer 6, atommasse 12.011.

Karbon er et veldig spesielt kjemisk grunnstoff. Fra karbonkjemien har det vokst frem et kraftig tre av organisk kjemi med sine mest komplekse synteser og et enormt utvalg av studerte forbindelser. Nye grener av organisk kjemi dukker opp. Alle levende ting som utgjør biosfæren er bygget av karbonforbindelser. Og trærne, som for lenge siden døde ned, for millioner av år siden, ble til drivstoff som inneholder karbon - kull, torv, etc. La oss ta den mest vanlige blyanten - en gjenstand som er kjent for alle. Er det ikke utrolig at den ydmyke grafittstaven er relatert til den glitrende diamanten, det hardeste stoffet i naturen? Diamant, grafitt, karbyn er allotropiske modifikasjoner av karbon (se Allotropi ). Struktur av grafitt (1), diamant (2), karabin (3).

Historien om menneskelig bekjentskap med dette stoffet går århundrer tilbake. Navnet på personen som oppdaget karbon er ukjent, og det er ikke kjent hvilken form for rent karbon – grafitt eller diamant – som ble oppdaget først. Først på slutten av 1700-tallet. Det ble anerkjent at karbon er et uavhengig kjemisk grunnstoff.

Karboninnholdet i jordskorpen er 0,023 masseprosent. Karbon er hovedkomponenten i plante- og dyreverdenen. Alt fossilt brensel - olje, gass, torv, skifer - er bygget på karbonbasis, og kull er spesielt rikt på karbon. Mesteparten av karbonet er konsentrert i mineraler - kalkstein CaCO 3 og dolomitt CaMg(CO 3) 2, som er salter av jordalkalimetaller og svak karbonsyre H 2 CO 3.

Blant de vitale elementene er karbon en av de viktigste: livet på planeten vår er bygget på karbonbasis. Hvorfor? Svaret på dette spørsmålet finnes i «Fundamentals of Chemistry» av D.I. Mendeleev: «Karbon finnes i naturen både i en fri og en forbindelsestilstand, i svært forskjellige former og typer... Karbonatomenes evne til å koble seg til hver. andre og gi komplekse partikler manifesteres i alle karbonforbindelser... I ingen av grunnstoffene... er kapasiteten for kompleksitet utviklet i en slik grad som i karbon... Ingen grunnstoffer gir så mange forbindelser som karbon og hydrogen ."

Faktisk kan karbonatomer kombineres på en rekke måter med hverandre og med atomer av mange andre elementer, og danner et stort utvalg av stoffer. Deres kjemiske bindinger kan dannes og ødelegges under påvirkning av naturlige faktorer. Slik oppstår karbonkretsløpet i naturen: fra atmosfæren - inn i planter, fra planter - inn i dyreorganismer, fra dem - inn i livløs natur osv. Der det er karbon, er det en rekke stoffer, hvor det er karbon, det er de mest forskjellige strukturene i molekylær arkitektur (se . Hydrokarboner).

Opphopning av karbon i jordskorpen er forbundet med opphopning av mange andre grunnstoffer, utfelt i form av uløselige karbonater osv. CO 2 og karbonsyre spiller en viktig geokjemisk rolle i jordskorpen. Store mengder CO 2 frigjøres under vulkanismen - i jordens historie var det hovedkilden til karbon for biosfæren.

Uorganiske karbonforbindelser er mye mindre i mengde enn organiske. Karbon i form av diamant, grafitt og kull kombineres bare når det varmes opp. Ved høye temperaturer kombineres det med metaller og noen ikke-metaller, for eksempel bor, for å danne karbider.

Av de uorganiske karbonforbindelsene er de mest kjente karbonsyresalter, karbondioksid CO 2 (karbondioksid) og karbonmonoksid CO. Mye mindre kjent er det tredje oksidet, C 3 O 2 - en fargeløs gass med en ubehagelig, stikkende lukt.

Jordens atmosfære inneholder 2,3 10 12 tonn CO 2 -dioksid, et produkt av respirasjon og forbrenning. Dette er hovedkilden til karbon for planteutvikling. Karbonmonoksid CO, kjent som karbonmonoksid, dannes under ufullstendig forbrenning av drivstoff: i bileksos, etc.

I industrien brukes karbonmonoksid CO som reduksjonsmiddel (for eksempel ved smelting av støpejern i masovner) og for syntese av organiske stoffer (for eksempel metylalkohol i henhold til reaksjonen: CO + 2H 2 → CH 3 ( ÅH).

De mest kjente allotropiske modifikasjonene av elementært karbon: diamant- uorganisk polymer med romlig, volumetrisk struktur; grafitt- polymer med plan struktur; karabin- en lineær polymer av karbon, som eksisterer i to former, forskjellig i naturen og vekslingen av kjemiske bindinger; todimensjonal modifikasjon grafen; karbon nanorør sylindrisk struktur. (se Allotropi).

Diamant- en krystallinsk form av karbon, et sjeldent mineral, overlegen i hardhet til alle naturlige og alle kunstige materialer unntatt krystallinsk bornitrid. Store diamantkrystaller, etter kutting, blir til den mest edle av steiner - diamanter.

På slutten av 1600-tallet. De florentinske forskerne Averani og Tardgioni prøvde å smelte sammen flere små diamanter til en stor, og varmet dem opp med solens stråler ved å bruke brennende glass. Diamantene forsvant, brennende i luften... Det gikk rundt hundre år før den franske kjemikeren A. Lavoisier i 1772 ikke bare gjentok dette eksperimentet, men også forklarte årsakene til at diamanten forsvant: en krystall av en edel diamant brant på samme måte som stykker brent i andre forsøk fosfor og kull. Og først i 1797 beviste den engelske vitenskapsmannen S. Tennant identiteten til naturen til diamant og kull. Han fant at volumene av karbondioksid etter forbrenning av like kullmasser og diamant viste seg å være de samme. Etter dette ble det gjort mange forsøk på å skaffe diamant kunstig fra grafitt, kull og karbonholdige materialer ved høye temperaturer og trykk. Noen ganger ble det funnet små diamantlignende krystaller etter disse eksperimentene, men vellykkede eksperimenter var aldri mulig.

Diamantsyntese ble mulig etter at den sovjetiske fysikeren O.I. i 1939 beregnet forholdene under hvilke grafitt kunne bli til diamant (trykk ca. 60 000 atm, temperatur 1600-2000 °C). På 50-tallet. århundre, nesten samtidig i flere land, inkludert USSR, ble kunstige diamanter produsert under industrielle forhold. I dag produseres 2000 karat kunstige diamanter daglig fra én industriell installasjon i hjemmet (1 karat = 0,2 g). Diamantbiter av borerigger, diamantskjæreverktøy, slipeskiver med diamantspon fungerer pålitelig og lenge. Kunstige diamanter, som naturlige krystaller, er mye brukt i moderne teknologi.

En annen ren karbonpolymer brukes enda mer i praksis - grafitt. I en grafittkrystall er karbonatomer som ligger i samme plan tett bundet til vanlige sekskanter. Sekskanter med felles flater danner pakkeplan. Bindingene mellom karbonatomer i forskjellige stabler er svake. I tillegg er avstanden mellom karbonatomer i forskjellige plan nesten 2,5 ganger større enn mellom naboatomer i samme plan. Derfor er en liten kraft nok til å splitte grafittkrystallen i individuelle flak. Dette er grunnen til at grafittledningen til en blyant etterlater et merke på papiret. Det er uforlignelig vanskeligere å ødelegge bindingen mellom karbonatomer som ligger i samme plan. Styrken til disse bindingene er årsaken til den høye kjemiske motstanden til grafitt. Selv varme alkalier og syrer påvirker det ikke, med unntak av konsentrert salpetersyre.

I tillegg til høy kjemisk motstand, er grafitt også preget av høy varmebestandighet: produkter laget av det kan brukes ved temperaturer opp til 3700 °C. Evnen til å lede elektrisk strøm har bestemt mange bruksområder for grafitt. Det er nødvendig innen elektroteknikk, metallurgi, kruttproduksjon og kjernefysisk teknologi. Grafitt av høyeste renhet brukes i reaktorkonstruksjon som en effektiv nøytronmoderator.

Lineær karbonpolymer - karabin så langt har den vært brukt i praksis i begrenset grad. I karbynmolekylet er karbonatomene koblet i kjeder vekselvis med trippel- og enkeltbindinger:

−C≡C−C≡C−C≡C−C≡C−C≡C−

Dette stoffet ble først oppnådd av sovjetiske kjemikere V.V. Korshak, V.I. Kasatochkin og Yu.P. ved Institute of Organoelement Compounds ved USSR Academy of Sciences. Carbyne har halvledende egenskaper, og ledningsevnen øker kraftig når den utsettes for lys. Den første praktiske applikasjonen er basert på denne egenskapen - i fotoceller.

I molekylet til en annen form for karbyn - polycumulen (β-karbyn), også først oppnådd i vårt land, er karbonatomene forbundet annerledes enn i karbyn - bare ved dobbeltbindinger:

═C═C═C═C═C═C═C═C═C═

Antallet organiske forbindelser kjent for vitenskapen - karbonforbindelser - overstiger 7 millioner. Kjemien til polymerer - naturlige og syntetiske - er også primært kjemien til karbonforbindelser. Organiske karbonforbindelser studeres av slike uavhengige vitenskaper som organisk kjemi, biokjemi og kjemi av naturlige forbindelser.

Betydningen av karbonforbindelser i menneskers liv er uvurderlig – fast karbon omgir oss overalt: i atmosfæren og litosfæren, i planter og dyr, i klærne og maten.

Kommunal utdanningsinstitusjon "Nikiforovskaya ungdomsskole nr. 1"

Karbon og dets viktigste uorganiske forbindelser

Essay

Fullført av: elev av klasse 9B

Sidorov Alexander

Lærer: Sakharova L.N.

Dmitrievka 2009


Introduksjon

Kapittel I. Alt om karbon

1.1. Karbon i naturen

1.2. Allotropiske modifikasjoner av karbon

1.3. Kjemiske egenskaper til karbon

1.4. Påføring av karbon

Kapittel II. Uorganiske karbonforbindelser

Konklusjon

Litteratur


Introduksjon

Karbon (lat. Carboneum) C er et kjemisk grunnstoff i gruppe IV i det periodiske systemet til Mendeleev: atomnummer 6, atommasse 12.011(1). La oss vurdere strukturen til karbonatomet. Det ytre energinivået til karbonatomet inneholder fire elektroner. La oss skildre det grafisk:


Karbon har vært kjent siden antikken, og navnet på oppdageren av dette elementet er ukjent.

På slutten av 1600-tallet. Florentinske forskere Averani og Tardgioni prøvde å smelte sammen flere små diamanter til en stor og varmet dem opp med et brennende glass ved hjelp av sollys. Diamantene forsvant, brennende i luften. I 1772 viste den franske kjemikeren A. Lavoisier at når diamanter brenner, dannes det CO 2. Først i 1797 beviste den engelske vitenskapsmannen S. Tennant identiteten til grafittens og kullets natur. Etter å ha brent like mengder kull og diamant, viste volumene av karbonmonoksid (IV) seg å være de samme.

Variasjonen av karbonforbindelser, forklart av atomenes evne til å kombinere med hverandre og atomene til andre elementer på forskjellige måter, bestemmer den spesielle posisjonen til karbon blant andre elementer.


Kapittel Jeg . Alt om karbon

1.1. Karbon i naturen

Karbon finnes i naturen, både i fri tilstand og i form av forbindelser.

Fritt karbon forekommer i form av diamant, grafitt og karbyn.

Diamanter er svært sjeldne. Den største kjente diamanten, Cullinan, ble funnet i 1905 i Sør-Afrika, veide 621,2 g og målte 10x6,5x5 cm. Diamantfondet i Moskva huser en av de største og vakreste diamantene i verden - "Orlov" (37,92 g). .

Diamond fikk navnet sitt fra det greske. "adamas" - uovervinnelig, uforgjengelig. De viktigste diamantforekomstene er lokalisert i Sør-Afrika, Brasil og Yakutia.

Store forekomster av grafitt er lokalisert i Tyskland, Sri Lanka, Sibir og Altai.

De viktigste karbonholdige mineralene er: magnesitt MgCO 3, kalsitt (kalkspat, kalkstein, marmor, kritt) CaCO 3, dolomitt CaMg(CO 3) 2, etc.

Alt fossilt brensel - olje, gass, torv, kull og brunkull, skifer - er bygget på karbonbasis. Noen fossile kull, som inneholder opptil 99 % C, er i sammensetning nær karbon.

Karbon utgjør 0,1 % av jordskorpen.

I form av karbonmonoksid (IV) CO 2 kommer karbon inn i atmosfæren. En stor mengde CO 2 er oppløst i hydrosfæren.

1.2. Allotropiske modifikasjoner av karbon

Elementært karbon danner tre allotropiske modifikasjoner: diamant, grafitt, karbin.

1. Diamant er et fargeløst, gjennomsiktig krystallinsk stoff som bryter lysstråler ekstremt sterkt. Karbonatomer i diamant er i en tilstand av sp 3 hybridisering. I den eksiterte tilstanden pares valenselektronene i karbonatomene og fire uparrede elektroner dannes. Når kjemiske bindinger dannes, får elektronskyene den samme langstrakte formen og befinner seg i rommet slik at deres akser er rettet mot toppene til tetraederet. Når toppen av disse skyene overlapper med skyer av andre karbonatomer, oppstår kovalente bindinger i en vinkel på 109°28", og det dannes et atomisk krystallgitter som er karakteristisk for diamant.

Hvert karbonatom i diamant er omgitt av fire andre, plassert fra det i retninger fra midten av tetrahedronene til hjørnene. Avstanden mellom atomer i tetraeder er 0,154 nm. Styrken til alle forbindelser er den samme. Dermed er atomene i diamant "pakket" veldig tett. Ved 20°C er diamantens tetthet 3,515 g/cm 3 . Dette forklarer dens eksepsjonelle hardhet. Diamant er en dårlig leder av elektrisitet.

I 1961 begynte Sovjetunionen industriell produksjon av syntetiske diamanter fra grafitt.

I industriell syntese av diamanter brukes trykk på tusenvis av MPa og temperaturer fra 1500 til 3000°C. Prosessen utføres i nærvær av katalysatorer, som kan være noen metaller, for eksempel Ni. Hovedtyngden av diamantene som dannes er små krystaller og diamantstøv.

Ved oppvarming uten tilgang til luft over 1000°C, blir diamant til grafitt. Ved 1750°C skjer transformasjonen av diamant til grafitt raskt.

Diamantstruktur

2. Grafitt er en grå-svart krystallinsk substans med en metallisk glans, fettete å ta på, og dårligere i hardhet selv til papir.

Karbonatomer i grafittkrystaller er i en tilstand av sp 2-hybridisering: hver av dem danner tre kovalente σ-bindinger med naboatomer. Vinklene mellom bindingsretningene er 120°. Resultatet er et rutenett som består av vanlige sekskanter. Avstanden mellom tilstøtende kjerner av karbonatomer inne i laget er 0,142 nm. Det fjerde elektronet i det ytre laget av hvert karbonatom i grafitt okkuperer en p-orbital som ikke deltar i hybridisering.

Ikke-hybride elektronskyer av karbonatomer er orientert vinkelrett på lagplanet og overlapper hverandre og danner delokaliserte σ-bindinger. Tilstøtende lag i en grafittkrystall er plassert i en avstand på 0,335 nm fra hverandre og er svakt forbundet med hverandre, hovedsakelig av van der Waals-krefter. Derfor har grafitt lav mekanisk styrke og deler seg lett i flak, som i seg selv er veldig sterke. Bindingen mellom lag av karbonatomer i grafitt er delvis metallisk i naturen. Dette forklarer det faktum at grafitt leder elektrisitet godt, men ikke like godt som metaller.

Grafitt struktur

Fysiske egenskaper i grafitt varierer sterkt i retninger - vinkelrett og parallelt med lagene av karbonatomer.

Ved oppvarming uten lufttilgang, gjennomgår ikke grafitt noen endringer opp til 3700°C. Ved den angitte temperaturen sublimerer den uten å smelte.

Kunstig grafitt produseres av de beste kullkvalitetene ved 3000°C i elektriske ovner uten lufttilgang.

Grafitt er termodynamisk stabil over et bredt spekter av temperaturer og trykk, så det er akseptert som standardtilstand for karbon. Tettheten av grafitt er 2,265 g/cm3.

3. Karbin er et fint krystallinsk svart pulver. I sin krystallstruktur er karbonatomer forbundet med vekslende enkelt- og trippelbindinger i lineære kjeder:

−С≡С−С≡С−С≡С−

Dette stoffet ble først oppnådd av V.V. Korshak, A.M. Sladkov, V.I. Kasatochkin, Yu.P. Kudryavtsev på begynnelsen av 60-tallet av XX-tallet.

Det ble senere vist at karbyn kan eksistere i forskjellige former og inneholder både polyacetylen- og polycumulenkjeder der karbonatomene er koblet sammen med dobbeltbindinger:

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

Senere ble karbyn funnet i naturen – i meteorittstoff.

Carbyne har halvledende egenskaper når den utsettes for lys, øker dens ledningsevne sterkt. På grunn av eksistensen av ulike typer bindinger og ulike måter å legge kjeder av karbonatomer i krystallgitteret, kan de fysiske egenskapene til karbyn variere innenfor vide grenser. Ved oppvarming uten tilgang til luft over 2000°C er karbin stabil ved temperaturer rundt 2300°C, dets overgang til grafitt observeres.

Naturlig karbon består av to isotoper (98,892 %) og (1,108 %). I tillegg ble det funnet mindre innblandinger av en radioaktiv isotop, som produseres kunstig, i atmosfæren.

Tidligere ble det antatt at kull, sot og koks ligner rent karbon i sammensetning og skiller seg i egenskaper fra diamant og grafitt, som representerer en uavhengig allotrop modifikasjon av karbon ("amorft karbon"). Imidlertid ble det funnet at disse stoffene består av bittesmå krystallinske partikler hvor karbonatomene er bundet på samme måte som i grafitt.

4. Kull – finmalt grafitt. Det dannes under termisk dekomponering av karbonholdige forbindelser uten lufttilgang. Kull varierer betydelig i egenskaper avhengig av stoffet de er hentet fra og produksjonsmetoden. De inneholder alltid urenheter som påvirker egenskapene deres. De viktigste kulltypene er koks, trekull og sot.

Koks produseres ved å varme opp kull uten tilgang til luft.

Kull dannes når veden varmes opp uten tilgang til luft.

Sot er et veldig fint grafittkrystallinsk pulver. Dannet ved forbrenning av hydrokarboner (naturgass, acetylen, terpentin, etc.) med begrenset lufttilgang.

Aktivt karbon er porøse industrielle adsorbenter som hovedsakelig består av karbon. Adsorpsjon er absorpsjon av gasser og oppløste stoffer av overflaten av faste stoffer. Aktivt karbon er hentet fra fast brensel (torv, brunt og steinkull, antrasitt), tre og dets bearbeidede produkter (kull, sagflis, papiravfall), lærindustriavfall og animalske materialer, som bein. Kull, preget av høy mekanisk styrke, produseres fra skall av kokosnøtter og andre nøtter, og fra fruktfrø. Strukturen til kull er representert av porer i alle størrelser, men adsorpsjonskapasiteten og adsorpsjonshastigheten bestemmes av innholdet av mikroporer per enhet masse eller volum av granulat. Ved produksjon av aktivt karbon blir utgangsmaterialet først utsatt for varmebehandling uten tilgang til luft, som et resultat av at fuktighet og delvis harpiks fjernes fra det. I dette tilfellet dannes en storporøs struktur av kull. For å oppnå en mikroporøs struktur utføres aktivering enten ved oksidasjon med gass eller damp, eller ved behandling med kjemiske reagenser.

1.3. Kjemiske egenskaper til karbon

Ved vanlige temperaturer er diamant, grafitt og kull kjemisk inerte, men ved høye temperaturer øker aktiviteten. Som følger av strukturen til hovedformene for karbon, reagerer kull lettere enn grafitt og spesielt diamant. Grafitt er ikke bare mer reaktivt enn diamant, men når det reagerer med visse stoffer, kan det danne produkter som diamant ikke danner.

1. Som et oksidasjonsmiddel reagerer karbon med visse metaller ved høye temperaturer for å danne karbider:

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

2. Med hydrogen danner kull og grafitt hydrokarboner. Den enkleste representanten - metan CH 4 - kan oppnås i nærvær av en Ni-katalysator ved høy temperatur (600-1000 ° C):

C + 2H 2 CH 4.

3. Når det interagerer med oksygen, viser karbon reduserende egenskaper. Ved fullstendig forbrenning av karbon av enhver allotrop modifikasjon, dannes karbonmonoksid (IV):

C + O 2 = CO 2.

Ufullstendig forbrenning produserer karbonmonoksid (II) CO:

C + O 2 = 2CO.

Begge reaksjonene er eksoterme.

4. De reduserende egenskapene til kull er spesielt uttalt når det interagerer med metalloksider (sink, kobber, bly, etc.), for eksempel:

C + 2CuO = CO 2 + 2Cu,

C + 2ZnO = CO 2 + 2Zn.

Den viktigste prosessen innen metallurgi - smelting av metaller fra malm - er basert på disse reaksjonene.

I andre tilfeller, for eksempel, når de interagerer med kalsiumoksid, dannes karbider:

CaO + 3S = CaC 2 + CO.

5. Kull oksideres med varm konsentrert svovelsyre og salpetersyre:

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

3S + 4HNO3 = 3SO2 + 4NO + 2H2O.

Enhver form for karbon er motstandsdyktig mot alkalier!

1.4. Påføring av karbon

Diamanter brukes til bearbeiding av ulike harde materialer, til skjæring, sliping, boring og gravering av glass, og til boring av bergarter. Diamanter, etter å ha blitt polert og kuttet, forvandles til diamanter som brukes som smykker.

Grafitt er det mest verdifulle materialet for moderne industri. Grafitt brukes til å lage støpeformer, smeltedigler og andre ildfaste produkter. På grunn av sin høye kjemiske motstand, brukes grafitt til produksjon av rør og apparater foret med grafittplater på innsiden. Betydelige mengder grafitt brukes i elektrisk industri, for eksempel ved produksjon av elektroder. Grafitt brukes til å lage blyanter og noen malinger, og som smøremiddel. Svært ren grafitt brukes i atomreaktorer for å moderere nøytroner.

En lineær karbonpolymer, karbyne, tiltrekker seg oppmerksomheten til forskere som et lovende materiale for produksjon av halvledere som kan operere ved høye temperaturer og ultrasterke fibre.

Kull brukes i metallurgisk industri og i smedarbeid.

Koks brukes som reduksjonsmiddel ved smelting av metaller fra malm.

Carbon black brukes som gummifyll for å øke styrken, og det er derfor bildekk er svarte. Sot brukes også som en komponent i trykkfarge, blekk og skokrem.

Aktivt karbon brukes til å rense, ekstrahere og separere ulike stoffer. Aktivt karbon brukes som fyllstoff i gassmasker og som sorbent i medisin.


Kapittel II . Uorganiske karbonforbindelser

Karbon danner to oksider - karbonmonoksid (II) CO og karbonmonoksid (IV) CO 2.

Karbonmonoksid (II) CO er en fargeløs, luktfri gass, lett løselig i vann. Det kalles karbonmonoksid fordi det er veldig giftig. Når det kommer inn i blodet under pusten, kombineres det raskt med hemoglobin, og danner en sterk sammensatt karboksyhemoglobin, og fratar dermed hemoglobin evnen til å bære oksygen.

Hvis luft som inneholder 0,1 % CO inhaleres, kan en person plutselig miste bevisstheten og dø. Karbonmonoksid dannes under ufullstendig forbrenning av drivstoff, og derfor er for tidlig stenging av skorsteiner så farlig.

Karbonmonoksid (II), som du allerede vet, er klassifisert som et ikke-saltdannende oksid, siden det, som et ikke-metalloksid, bør reagere med alkalier og basiske oksider for å danne salt og vann, men dette er ikke observert .

2CO + O 2 = 2CO 2.

Karbonmonoksid (II) er i stand til å fjerne oksygen fra metalloksider, dvs. Reduser metaller fra oksidene deres.

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

Det er denne egenskapen til karbon(II)oksid som brukes i metallurgi ved smelting av støpejern.

Karbonmonoksid (IV) CO 2 - vanligvis kjent som karbondioksid - er en fargeløs, luktfri gass. Den er omtrent en og en halv gang tyngre enn luft. Under normale forhold løses 1 volum karbondioksid i 1 volum vann.

Ved et trykk på omtrent 60 atm blir karbondioksid til en fargeløs væske. Når flytende karbondioksid fordamper, blir en del av det til en fast snølignende masse, som presses i industrien - dette er "tørrisen" du vet, som brukes til å lagre mat. Du vet allerede at fast karbondioksid har et molekylært gitter og er i stand til sublimering.

Karbondioksid CO 2 er et typisk surt oksid: det interagerer med alkalier (det forårsaker for eksempel uklarhet i kalkvann), med basiske oksider og vann.

Det brenner ikke og støtter ikke forbrenning og brukes derfor til å slukke branner. Magnesium fortsetter imidlertid å brenne i karbondioksid, danner et oksid og frigjør karbon i form av sot.

CO 2 + 2Mg = 2MgO + C.

Karbondioksid produseres ved å reagere karbonsyresalter - karbonater med løsninger av saltsyre, salpetersyre og til og med eddiksyre. I laboratoriet produseres karbondioksid ved påvirkning av saltsyre på kritt eller marmor.

CaCO 3 + 2 HCl = CaCl 2 + H 2 0 + C0 2.

I industrien produseres karbondioksid ved å brenne kalkstein:

CaCO 3 = CaO + C0 2.

I tillegg til applikasjonen som allerede er nevnt, brukes karbondioksid også til å lage brus og til å produsere brus.

Når karbonmonoksid (IV) løses opp i vann, dannes karbonsyre H 2 CO 3, som er svært ustabil og lett brytes ned til sine opprinnelige komponenter – karbondioksid og vann.

Som en dibasisk syre danner karbonsyre to serier med salter: medium - karbonater, for eksempel CaCO 3, og sure - hydrokarbonater, for eksempel Ca(HCO 3) 2. Av karbonatene er det kun kalium-, natrium- og ammoniumsalter som er løselige i vann. Syresalter er generelt løselige i vann.

Når det er et overskudd av karbondioksid i nærvær av vann, kan karbonater bli til bikarbonater. Så hvis karbondioksid føres gjennom kalkvann, vil det først bli uklart på grunn av utfelling av vannuløselig kalsiumkarbonat, men med videre passasje av karbondioksid forsvinner uklarheten som et resultat av dannelsen av løselig kalsiumbikarbonat:

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

Det er tilstedeværelsen av dette saltet som forklarer vannets midlertidige hardhet. Hvorfor midlertidig? Fordi når det varmes opp, blir løselig kalsiumbikarbonat tilbake til uløselig karbonat:

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

Denne reaksjonen fører til dannelse av belegg på veggene til kjeler, dampvarmerør og hjemmekjeler, og i naturen, som et resultat av denne reaksjonen, dannes bisarre stalaktitter som henger ned i huler, mot hvilke stalagmitter vokser nedenfra.

Andre kalsium- og magnesiumsalter, spesielt klorider og sulfater, gir vannet permanent hardhet. Koking kan ikke eliminere permanent hardhet i vann. Du må bruke en annen karbonat - brus.

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

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

Natron kan også brukes til å eliminere midlertidig vannhardhet.

Karbonater og bikarbonater kan påvises ved bruk av sure løsninger: når de utsettes for syrer, observeres en karakteristisk "koking" på grunn av frigjøring av karbondioksid.

Denne reaksjonen er en kvalitativ reaksjon på karbonsyresalter.


Konklusjon

Alt liv på jorden er basert på karbon. Hvert molekyl i en levende organisme er bygget på grunnlag av et karbonskjelett. Karbonatomer migrerer konstant fra en del av biosfæren (det smale skallet på jorden der det finnes liv) til en annen. Ved å bruke eksemplet med karbonsyklusen i naturen kan vi spore dynamikken i livet på planeten vår.

De viktigste karbonreservene på jorden er i form av karbondioksid inneholdt i atmosfæren og oppløst i verdenshavet, det vil si karbondioksid (CO 2). La oss først vurdere karbondioksidmolekylene i atmosfæren. Planter absorberer disse molekylene, og deretter, gjennom prosessen med fotosyntese, blir karbonatomet omdannet til en rekke organiske forbindelser og dermed innlemmet i plantestrukturen. Det er flere alternativer nedenfor:

1. Karbon kan forbli i planter til plantene dør. Da skal molekylene deres brukes som mat for nedbrytere (organismer som lever av dødt organisk materiale og samtidig bryter det ned til enkle uorganiske forbindelser), som sopp og termitter. Etter hvert vil karbonet gå tilbake til atmosfæren som CO2;

2. Planter kan spises av planteetere. I dette tilfellet vil karbonet enten gå tilbake til atmosfæren (i prosessen med respirasjon av dyr og under deres nedbrytning etter døden), eller planteeterne vil bli spist av rovdyr (i så fall vil karbonet igjen gå tilbake til atmosfæren i samme måter);

3. planter kan dø og havne under jorden. Da vil de til slutt bli til fossilt brensel som kull.

Når det gjelder oppløsning av det originale CO 2 -molekylet i sjøvann, er flere alternativer også mulig:

Karbondioksid kan ganske enkelt gå tilbake til atmosfæren (denne typen gjensidig gassutveksling mellom verdenshavet og atmosfæren skjer konstant);

Karbon kan komme inn i vevet til marine planter eller dyr. Deretter vil det gradvis samle seg i form av sedimenter på bunnen av havene og til slutt bli til kalkstein eller fra sedimentene igjen vil gå over i sjøvann.

Hvis karbon inkorporeres i sedimenter eller fossilt brensel, fjernes det fra atmosfæren. Gjennom hele jordens eksistens ble karbonet som ble fjernet på denne måten erstattet av karbondioksid som ble sluppet ut i atmosfæren under vulkanutbrudd og andre geotermiske prosesser. Under moderne forhold blir disse naturlige faktorene også supplert med utslipp fra menneskelig forbrenning av fossilt brensel. På grunn av påvirkningen av CO 2 på drivhuseffekten, har studiet av karbonkretsløpet blitt en viktig oppgave for forskere som er involvert i studiet av atmosfæren.

En del av dette søket er å bestemme mengden CO 2 som finnes i plantevev (for eksempel i en nyplantet skog) – forskere kaller dette en karbonvask. Etter hvert som regjeringer prøver å komme til en internasjonal avtale om å begrense CO 2 -utslippene, har spørsmålet om å balansere karbonavløp og utslipp i de enkelte land blitt et stort stridsfelt for industriland. Forskere tviler imidlertid på at akkumulering av karbondioksid i atmosfæren kan stoppes ved skogplanting alene.

Karbon sirkulerer konstant i jordens biosfære langs lukkede sammenkoblede veier. For tiden legges konsekvensene av forbrenning av fossilt brensel til naturlige prosesser.


Litteratur:

1. Akhmetov N.S. Kjemi 9. klasse: lærebok. for allmennutdanning lærebok bedrifter. – 2. utg. – M.: Utdanning, 1999. – 175 s.: ill.

2. Gabrielyan O.S. Kjemi 9. klasse: lærebok. for allmennutdanning lærebok bedrifter. – 4. utg. – M.: Bustard, 2001. – 224 s.: ill.

3. Gabrielyan O.S. Kjemi karakterer 8-9: metode. godtgjørelse. – 4. utg. – M.: Bustard, 2001. – 128 s.

4. Eroshin D.P., Shishkin E.A. Metoder for å løse problemer i kjemi: lærebok. godtgjørelse. – M.: Utdanning, 1989. – 176 s.: ill.

5. Kremenchugskaya M. Chemistry: En skolebarns oppslagsbok. – M.: Filol. Society "WORD": LLC "AST Publishing House", 2001. - 478 s.

6. Kritsman V.A. Lesebok om uorganisk kjemi. – M.: Utdanning, 1986. – 273 s.



I denne boken dukker ordet "karbon" opp ganske ofte: i historier om grønne blader og jern, om plast og krystaller og i mange andre. Karbon - "fødselskull" - er et av de mest fantastiske kjemiske elementene. Dens historie er historien om fremveksten og utviklingen av liv på jorden, fordi den er en del av alle levende ting på jorden.

Hvordan ser karbon ut?

La oss gjøre noen eksperimenter. La oss ta sukker og varme det uten luft. Det vil først smelte, bli brunt, og deretter bli svart og bli til kull, og frigjøre vann. Hvis du nå varmer dette kullet i nærvær av , vil det brenne uten rester og bli til . Derfor bestod sukker av kull og vann (sukker kalles forresten et karbohydrat), og "sukker" kull er tilsynelatende rent karbon, fordi karbondioksid er en forbindelse av karbon med oksygen. Dette betyr at karbon er et svart, mykt pulver.

La oss ta en grå myk grafittstein, godt kjent for deg takket være blyanter. Hvis du varmer det opp i oksygen, vil det også brenne uten rester, selv om det er litt tregere enn kull, og karbondioksid vil forbli i enheten der det brant. Betyr dette at grafitt også er rent karbon? Selvfølgelig, men det er ikke alt.

Hvis en diamant, en gjennomsiktig glitrende edelsten og den hardeste av alle mineraler, varmes opp i oksygen i samme enhet, vil den også brenne og bli til karbondioksid. Varmer man opp en diamant uten tilgang på oksygen vil den bli til grafitt, og ved svært høye trykk og temperaturer kan man få en diamant fra grafitt.

Så kull, grafitt og diamant er forskjellige former for eksistens av det samme elementet - karbon.

Enda mer fantastisk er evnen til karbon til å "delta" i et stort antall forskjellige forbindelser (det er grunnen til at ordet "karbon" dukker opp så ofte i denne boken).

De 104 elementene i det periodiske systemet danner mer enn førti tusen studerte forbindelser. Og over en million forbindelser er allerede kjent, grunnlaget for disse er karbon!

Grunnen til dette mangfoldet er at karbonatomer kan kobles til hverandre og til andre atomer ved hjelp av sterke bindinger, og danner komplekse i form av kjeder, ringer og andre former. Ingen grunnstoffer i tabellen bortsett fra karbon er i stand til dette.

Det er et uendelig antall former som kan bygges av karbonatomer, og derfor et uendelig antall mulige forbindelser. Dette kan være svært enkle stoffer, for eksempel den lysende gassen metan, i et molekyl hvorav fire atomer er bundet til ett karbonatom, og så komplekse at strukturen til molekylene deres ennå ikke er etablert. Slike stoffer inkluderer

KARBON, C, kjemisk grunnstoff i gruppe IV i det periodiske systemet, atomvekt 12,00, atomnummer 6. Inntil nylig ble karbon ansett for å ikke ha isotoper; Først nylig har det vært mulig, ved bruk av spesielt sensitive metoder, å oppdage eksistensen av C 13-isotopen. Karbon er et av de viktigste elementene når det gjelder utbredelse, antall og mangfold av forbindelser, dets biologiske betydning (som et organogen), den omfattende tekniske bruken av selve karbon og dets forbindelser (som råmaterialer og som kilde til energi til industrielle og huslige behov), og til slutt, når det gjelder sin rolle i utviklingen av kjemisk vitenskap. Karbon i fri tilstand viser et uttalt fenomen allotropi, kjent i mer enn et og et halvt århundre, men fortsatt ikke fullt ut studert, både på grunn av de ekstreme vanskelighetene med å få karbon i en kjemisk ren form, og fordi de fleste av konstantene til allotropiske modifikasjoner av karbon varierer sterkt avhengig av morfologiske trekk ved deres struktur, bestemt av metoden og produksjonsforholdene.

Karbon danner to krystallinske former - diamant og grafitt og er også kjent i amorf tilstand i form av den såkalte. amorft kull. Individualiteten til sistnevnte har blitt omstridt som et resultat av nyere forskning: kull ble identifisert med grafitt, og vurderte begge som morfologiske varianter av samme form - "svart karbon", og forskjellen i egenskapene deres ble forklart av den fysiske strukturen og graden av spredning av stoffet. Imidlertid har det nylig blitt innhentet fakta som bekrefter eksistensen av kull som en spesiell allotropisk form (se nedenfor).

Naturlige kilder og lagre av karbon. Når det gjelder prevalens i naturen, rangerer karbon på 10. plass blant grunnstoffene, og utgjør 0,013 % av atmosfæren, 0,0025 % av hydrosfæren og omtrent 0,35 % av den totale massen av jordskorpen. Det meste av karbonet er i form av oksygenforbindelser: atmosfærisk luft inneholder ~800 milliarder tonn karbon i form av CO 2-dioksid; i vannet i hav og hav - opptil 50 000 milliarder tonn karbon i form av CO 2, karbonsyreioner og bikarbonater; i bergarter - uløselige karbonater (kalsium, magnesium og andre metaller), og andelen CaCO 3 alene står for ~160·10 6 milliarder tonn karbon. Disse kolossale reservene representerer imidlertid ingen energiverdi; mye mer verdifulle er brennbare karbonholdige materialer - fossilt kull, torv, deretter olje, hydrokarbongasser og andre naturlige bitumener. Reserven av disse stoffene i jordskorpen er også ganske betydelig: den totale massen av karbon i fossilt kull når ~6000 milliarder tonn, i olje ~10 milliarder tonn osv. I fri tilstand er karbon ganske sjelden (diamant og del) av grafittstoffet). Fossile kull inneholder nesten eller ingen fritt karbon: de består av kap. arr. med høy molekylvekt (polysyklisk) og svært stabile forbindelser av karbon med andre grunnstoffer (H, O, N, S) har fortsatt vært svært lite studert. Karbonforbindelser av levende natur (klodens biosfære), syntetisert i plante- og dyreceller, utmerker seg ved et ekstraordinært utvalg av egenskaper og sammensetningsmengder; de vanligste stoffene i planteverdenen – fiber og lignin – spiller også en rolle som energiressurser. Karbon opprettholder en konstant fordeling i naturen takket være en kontinuerlig syklus, hvis syklus består av syntesen av komplekse organiske stoffer i plante- og dyreceller og omvendt spaltning av disse stoffene under deres oksidative nedbrytning (forbrenning, nedbrytning, respirasjon), som fører til til dannelsen av CO 2, som igjen brukes planter til syntese. Det generelle opplegget for denne syklusen kan være presentert i følgende form:

Karbonproduksjon. Karbonholdige forbindelser av plante- og animalsk opprinnelse er ustabile ved høye temperaturer, og når de varmes opp til minst 150-400°C uten tilgang til luft, brytes de ned, frigjør vann og flyktige karbonforbindelser og etterlater en fast, ikke-flyktig rest rik på karbon og vanligvis kalt kull. Denne pyrolytiske prosessen kalles forkulling, eller tørrdestillasjon, og er mye brukt i teknologi. Høytemperaturpyrolyse av fossilt kull, olje og torv (ved en temperatur på 450-1150°C) fører til frigjøring av karbon i grafittform (koks, retortkull). Jo høyere forkullingstemperaturen til utgangsmaterialene er, desto nærmere er det resulterende kull eller koks fritt karbon i sammensetning og grafitt i egenskaper.

Amorft kull, dannet ved temperaturer under 800°C, kan ikke. vi anser det som fritt karbon, fordi det inneholder betydelige mengder kjemisk bundne andre grunnstoffer, Ch. arr. hydrogen og oksygen. Av de tekniske produktene er aktivert kull og sot de egenskaper som er nærmest amorft karbon. Det reneste kullet kan være oppnådd ved forkulling av rent sukker eller piperonal, spesialbehandling av gassot, etc. Kunstig grafitt, oppnådd ved elektrotermiske midler, er nesten rent karbon i sammensetning. Naturlig grafitt er alltid forurenset med mineralske urenheter og inneholder også en viss mengde bundet hydrogen (H) og oksygen (O); i en relativt ren tilstand kan det hende. oppnås kun etter en rekke spesielle behandlinger: mekanisk berikelse, vasking, behandling med oksidasjonsmidler og kalsinering ved høye temperaturer til flyktige stoffer er fullstendig fjernet. I karbonteknologi har man aldri med helt rent karbon å gjøre; Dette gjelder ikke bare naturlige karbonråvarer, men også produktene fra anrikning, oppgradering og termisk nedbrytning (pyrolyse). Nedenfor er karboninnholdet i noen karbonholdige materialer (i %):

Fysiske egenskaper til karbon. Fritt karbon er nesten fullstendig usmeltelig, ikke-flyktig og ved vanlige temperaturer uløselig i noen av de kjente løsningsmidlene. Det oppløses bare i noen smeltede metaller, spesielt ved temperaturer som nærmer seg kokepunktet til sistnevnte: i jern (opptil 5%), sølv (opptil 6%) | rutenium (opptil 4%), kobolt, nikkel, gull og platina. I fravær av oksygen er karbon det mest varmebestandige materialet; Den flytende tilstanden for rent karbon er ukjent, og transformasjonen til damp begynner bare ved temperaturer over 3000°C. Derfor ble bestemmelsen av egenskapene til karbon utført utelukkende for den faste aggregeringstilstanden. Av karbonmodifikasjonene har diamant de mest konstante fysiske egenskapene; egenskapene til grafitt i de forskjellige prøvene (selv de reneste) varierer betydelig; Egenskapene til amorft kull er enda mer variable. De viktigste fysiske konstantene for ulike karbonmodifikasjoner sammenlignes i tabellen.

Diamant er et typisk dielektrikum, mens grafitt og karbon har metallisk elektrisk ledningsevne. I absolutt verdi varierer deres ledningsevne over et veldig bredt område, men for kull er den alltid lavere enn for grafitter; i grafitt nærmer ledningsevnen til ekte metaller seg. Varmekapasiteten til alle karbonmodifikasjoner ved temperaturer >1000°C har en tendens til en konstant verdi på 0,47. Ved temperaturer under -180°C blir varmekapasiteten til diamant forsvinnende liten og ved -27°C blir den praktisk talt null.

Kjemiske egenskaper til karbon. Ved oppvarming til over 1000°C forvandles både diamant og kull gradvis til grafitt, som derfor bør betraktes som den mest stabile (ved høye temperaturer) monotrope formen for karbon. Transformasjonen av amorft kull til grafitt begynner tilsynelatende rundt 800 °C og slutter ved 1100 °C (på dette siste punktet mister kull sin adsorpsjonsaktivitet og evne til å reaktivere, og dens elektriske ledningsevne øker kraftig, forblir nesten konstant i fremtiden). Fritt karbon er preget av treghet ved vanlige temperaturer og betydelig aktivitet ved høye temperaturer. Amorft kull er det mest kjemisk aktive, mens diamant er mest motstandsdyktig. For eksempel reagerer fluor med kull ved en temperatur på 15°C, med grafitt kun ved 500°C, og med diamant ved 700°C. Ved oppvarming i luft begynner porøst kull å oksidere under 100°C, grafitt ved ca. 650°C og diamant over 800°C. Ved temperaturer på 300 °C og over kombineres kull med svovel for å danne karbondisulfid CS 2. Ved temperaturer over 1800°C begynner karbon (kull) å interagere med nitrogen, og danner (i små mengder) cyanogen C 2 N 2. Interaksjonen mellom karbon og hydrogen begynner ved 1200°C, og i temperaturområdet 1200-1500°C dannes det kun metan CH 4; over 1500°C - en blanding av metan, etylen (C2H4) og acetylen (C2H2); ved temperaturer i størrelsesorden 3000°C oppnås nesten utelukkende acetylen. Ved temperaturen til den elektriske lysbuen kommer karbon i direkte kombinasjon med metaller, silisium og bor, og danner de tilsvarende karbidene. Direkte eller indirekte måter kan. forbindelser av karbon med alle kjente grunnstoffer ble oppnådd, bortsett fra gasser fra nullgruppen. Karbon er et ikke-metallisk grunnstoff som viser noen tegn på amfoterisitet. Karbonatomet har en diameter på 1,50 Ᾰ (1Ᾰ = 10 -8 cm) og inneholder i den ytre sfæren 4 valenselektroner, som like lett gis opp eller legges til 8; derfor er den normale valensen til karbon, både oksygen og hydrogen, fire. I de aller fleste av dets forbindelser er karbon fireverdig; Bare et lite antall forbindelser av toverdig karbon (karbonmonoksid og dets acetaler, isonitriler, fulminatsyre og dets salter) og treverdig karbon (det såkalte "frie radikalet") er kjent.

Med oksygen danner karbon to normale oksider: sur karbondioksid CO 2 og nøytral karbonmonoksid CO. I tillegg er det en rekke karbonsuboksider inneholder mer enn 1 C-atom og har ingen teknisk betydning; Av disse er den mest kjente suboksid med sammensetning C 3 O 2 (en gass med et kokepunkt på +7 ° C og et smeltepunkt på -111 ° C). Det første produktet av forbrenning av karbon og dets forbindelser er CO 2, dannet i henhold til ligningen:

C + O 2 = CO 2 +97600 kal.

Dannelsen av CO under ufullstendig forbrenning av drivstoff er resultatet av en sekundær reduksjonsprosess; Reduksjonsmidlet i dette tilfellet er selve karbonet, som ved temperaturer over 450°C reagerer med CO 2 i henhold til ligningen:

CO2+C = 2СО -38800 kal;

denne reaksjonen er reversibel; over 950°C blir omdannelsen av CO 2 til CO nesten fullstendig, noe som utføres i gassgenererende ovner. Den energiske reduserende evnen til karbon ved høye temperaturer brukes også i produksjonen av vanngass (H 2 O + C = CO + H 2 -28380 cal) og i metallurgiske prosesser for å oppnå fritt metall fra dets oksid. Allotropiske former for karbon reagerer forskjellig på virkningen av noen oksidasjonsmidler: for eksempel har en blanding av KCIO 3 + HNO 3 ingen effekt på diamant i det hele tatt, amorft kull oksideres fullstendig til CO 2, mens grafitt produserer aromatiske forbindelser - grafittsyrer med den empiriske formelen (C 2 OH) x og utover mellitinsyre C6(COOH)6. Forbindelser av karbon med hydrogen - hydrokarboner - er ekstremt tallrike; fra dem produseres de fleste andre organiske forbindelser genetisk, som i tillegg til karbon oftest inkluderer H, O, N, S og halogener.

Det eksepsjonelle mangfoldet av organiske forbindelser, hvorav opptil 2 millioner er kjent, skyldes visse trekk ved karbon som grunnstoff. 1) Karbon er preget av en sterk kjemisk binding med de fleste andre grunnstoffer, både metalliske og ikke-metalliske, på grunn av at det danner ganske stabile forbindelser med begge. Når det kombineres med andre grunnstoffer, har karbon svært liten tendens til å danne ioner. De fleste organiske forbindelser er av homeopolar type og dissosieres ikke under normale forhold; Å bryte intramolekylære bindinger i dem krever ofte utgifter til en betydelig mengde energi. Når man skal bedømme styrken til forbindelser, bør man imidlertid skille; a) absolutt bindingsstyrke, målt termokjemisk, og b) bindingens evne til å bryte under påvirkning av forskjellige reagenser; disse to egenskapene er ikke alltid sammenfallende. 2) Karbonatomer binder seg til hverandre med eksepsjonell letthet (ikke-polare), og danner karbonkjeder, åpne eller lukkede. Lengden på slike kjeder er tilsynelatende ikke underlagt noen restriksjoner; Dermed er ganske stabile molekyler med åpne kjeder på 64 karbonatomer kjent. Forlengelsen og kompleksiteten til åpne kjeder påvirker ikke styrken til forbindelsen mellom lenkene deres med hverandre eller med andre elementer. Blant lukkede kjeder dannes 6- og 5-leddede ringer lettest, selv om ringkjeder som inneholder fra 3 til 18 karbonatomer er kjent. Karbonatomers evne til å koble sammen forklarer grafittens spesielle egenskaper og mekanismen til forkullingsprosesser; det gjør også klart det faktum at karbon er ukjent i form av diatomiske C 2-molekyler, som kan forventes analogt med andre lette ikke-metalliske elementer (i dampform består karbon av monoatomiske molekyler). 3) På grunn av den ikke-polare naturen til bindingene, har mange karbonforbindelser kjemisk treghet ikke bare eksternt (reaksjonens langsomhet), men også internt (vanskeligheter med intramolekylære omorganiseringer). Tilstedeværelsen av store "passive motstander" kompliserer i stor grad den spontane transformasjonen av ustabile former til stabile, og reduserer ofte hastigheten på slik transformasjon til null. Resultatet av dette er muligheten for å realisere et stort antall isomere former som er nesten like stabile ved vanlige temperaturer.

Allotropi og atomstruktur av karbon . Røntgenanalyse gjorde det mulig å pålitelig etablere atomstrukturen til diamant og grafitt. Den samme forskningsmetoden kaster lys over spørsmålet om eksistensen av en tredje allotrop modifikasjon av karbon, som i hovedsak er et spørsmål om kullets amorfehet eller krystallinitet: hvis kull er en amorf formasjon, så kan det ikke. identifisert verken med grafitt eller med diamant, men må betraktes som en spesiell form for karbon, som et individuelt enkelt stoff. I diamant er karbonatomer ordnet på en slik måte at hvert atom ligger i sentrum av et tetraeder, hvis toppunkter er 4 tilstøtende atomer; hver av de sistnevnte er i sin tur sentrum av et annet lignende tetraeder; avstandene mellom tilstøtende atomer er 1,54 Ᾰ (kanten av en elementær kube av krystallgitteret er 3,55 Ᾰ). Denne strukturen er den mest kompakte; det tilsvarer den høye hardheten, tettheten og den kjemiske tregheten til diamant (jevn fordeling av valenskrefter). Den gjensidige koblingen av karbonatomer i diamantgitteret er den samme som i molekylene til de fleste organiske forbindelser i fettserien (tetraedrisk modell av karbon). I grafittkrystaller er karbonatomer ordnet i tette lag med en avstand på 3,35-3,41 Ᾰ fra hverandre; retningen til disse lagene faller sammen med spalteplanene og glideplanene under mekaniske deformasjoner. I planet til hvert lag danner atomene et rutenett med sekskantede celler (selskaper); siden av en slik sekskant er 1,42-1,45 Ᾰ. I tilstøtende lag ligger ikke sekskantene under hverandre: deres vertikale sammenfall gjentas først etter 2 lag i det tredje. De tre bindingene til hvert karbonatom ligger i samme plan, og danner vinkler på 120°; Den fjerde bindingen er rettet vekselvis i en eller annen retning fra planet til atomene i nabolagene. Avstandene mellom atomer i et lag er strengt tatt konstante, men avstanden mellom individuelle lag kan være endret av ytre påvirkninger: for eksempel når den presses under trykk opp til 5000 atm, synker den til 2,9 Ᾰ, og når grafitt sveller i konsentrert HNO 3, øker den til 8 Ᾰ. I planet av ett lag er karbonatomer bundet homeopolært (som i hydrokarbonkjeder), men bindingene mellom atomer i tilstøtende lag er ganske metalliske av natur; dette fremgår av det faktum at den elektriske ledningsevnen til grafittkrystaller i retningen vinkelrett på lagene er ~100 ganger høyere enn ledningsevnen i lagets retning. At. grafitt har egenskapene til et metall i den ene retningen og egenskapene til et ikke-metall i den andre. Arrangementet av karbonatomer i hvert lag av grafittgitteret er nøyaktig det samme som i molekylene til komplekse nukleære aromatiske forbindelser. Denne konfigurasjonen forklarer godt den skarpe anisotropien til grafitt, eksepsjonelt utviklet spaltning, antifriksjonsegenskaper og dannelsen av aromatiske forbindelser under oksidasjonen. Den amorfe modifikasjonen av svart karbon eksisterer tilsynelatende som en uavhengig form (O. Ruff). For det er det mest sannsynlige en skumlignende cellulær struktur, blottet for regelmessighet; veggene til slike celler er dannet av lag med aktive atomer karbon ca 3 atomer tykk. I praksis ligger det aktive stoffet i kull vanligvis under et skall av tettliggende inaktive karbonatomer, orientert grafisk, og penetreres av inneslutninger av svært små grafittkrystallitter. Det er sannsynligvis ikke noe spesifikt punkt for transformasjon av kull → grafitt: mellom begge modifikasjonene er det en kontinuerlig overgang, hvor den tilfeldig overfylte massen av C-atomer av amorft kull omdannes til et vanlig krystallgitter av grafitt. På grunn av deres tilfeldige arrangement, viser karbonatomer i amorft kull en maksimal gjenværende affinitet, som (ifølge Langmuirs ideer om identiteten til adsorpsjonskrefter med valenskrefter) tilsvarer den høye adsorpsjonen og katalytiske aktiviteten som er så karakteristisk for kull. Karbonatomer orientert i krystallgitteret bruker all sin affinitet (i diamant) eller det meste av den (i grafitt) på gjensidig adhesjon; Dette tilsvarer en reduksjon i kjemisk aktivitet og adsorpsjonsaktivitet. I diamant er adsorpsjon bare mulig på overflaten av en enkelt krystall, mens i grafitt kan gjenværende valens vises på begge overflater av hvert flatt gitter (i "sprekkene" mellom lag med atomer), noe som bekreftes av det faktum at grafitt kan svelle i væsker (HNO 3) og mekanismen for dens oksidasjon til grafitinsyre.

Teknisk betydning av karbon. Når det gjelder b. eller m. av fritt karbon oppnådd under prosessene med forkulling og forkoksing, så er bruken i teknologi basert på både dets kjemiske (treghet, reduserende evne) og dets fysiske egenskaper (varmemotstand, elektrisk ledningsevne, adsorpsjonsevne). Således brukes koks og trekull, i tillegg til deres delvise direkte utnyttelse som flammeløst brensel, til å produsere gassformig brensel (generatorgasser); i metallurgi av jernholdige og ikke-jernholdige metaller - for reduksjon av metalloksider (Fe, Cu, Zn, Ni, Cr, Mn, W, Mo, Sn, As, Sb, Bi); innen kjemisk teknologi - som reduksjonsmiddel ved produksjon av sulfider (Na, Ca, Ba) fra sulfater, vannfrie kloridsalter (Mg, Al), fra metalloksider, ved produksjon av løselig glass og fosfor - som råstoff for produksjon av kalsiumkarbid, karborundum og andre karbider karbondisulfid, etc.; i byggebransjen - som et varmeisolerende materiale. Retortkull og koks tjener som materialer for elektroder til elektriske ovner, elektrolysebad og galvaniske celler, for fremstilling av lysbuekull, reostater, kommutatorbørster, smeltedigler, etc., og også som en dyse i kjemisk utstyr av tårntype. I tillegg til de ovennevnte applikasjonene, brukes trekull til å produsere konsentrert karbonmonoksid, cyanidsalter, for sementering av stål, er mye brukt som adsorbent, som katalysator for noen syntetiske reaksjoner, og til slutt er inkludert i svart pulver og andre eksplosiver og pyrotekniske komposisjoner.

Analytisk bestemmelse av karbon. Karbon bestemmes kvalitativt ved å forkulle en prøve av et stoff uten tilgang til luft (som ikke er egnet for alle stoffer) eller, som er mye mer pålitelig, ved dens uttømmende oksidasjon, for eksempel ved kalsinering i en blanding med kobberoksid, og dannelsen av CO 2 er påvist ved vanlige reaksjoner. For å kvantifisere karbon brennes en prøve av stoffet i en oksygenatmosfære; den resulterende CO 2 fanges opp av en alkaliløsning og bestemmes etter vekt eller volum ved bruk av konvensjonelle metoder for kvantitativ analyse. Denne metoden er egnet for å bestemme karbon ikke bare i organiske forbindelser og teknisk kull, men også i metaller.

Kjemiske egenskaper Kovalent radius 77 pm Ioneradius 16 (+4e) 260 (-4e) pm Elektronegativitet 2,55 (Pauling-skala) Oksidasjonstilstander 4 , 3 , 2, 1 , , , , , -4 Ioniseringsenergi
(første elektron) 1085,7 (11,25) kJ/mol (eV) Termodynamiske egenskaper til et enkelt stoff Tetthet (ved normale forhold) 2,25 (grafitt) g/cm³ Smeltepunkt 3550 °C Koketemperatur 5003 K; 4830 °C Kritisk punkt 4130, 12 MPa Molar varmekapasitet 8,54 (grafitt) J/(K mol) Molar volum 5,3 cm³/mol Krystallgitter av et enkelt stoff Gitterstruktur sekskantet (grafitt), kubisk (diamant) Gitterparametere a=2,46; c = 6,71 (grafitt); a=3,567 (diamant) Holdning c/en 2,73 (grafitt) Debye temperatur 1860 (diamant) Andre egenskaper Termisk ledningsevne (300 K) 1,59 W/(m K) CAS-nummer 7440-44-0 Utslippsspektrum

Karbons evne til å danne polymerkjeder gir opphav til en enorm klasse av karbonbaserte forbindelser kalt organiske stoffer, som er mye mer tallrike enn uorganiske og er studiet av organisk kjemi.

Historie

Ved begynnelsen av XVII-XVIII århundrer. flogistonteorien oppsto, fremsatt av Johann Becher og Georg Stahl. Denne teorien anerkjente tilstedeværelsen i hver brennbar kropp av et spesielt elementært stoff - en vektløs væske - flogiston, som fordamper under forbrenningsprosessen. Siden når en stor mengde kull brennes, er det bare litt aske igjen, mente flogistikken at kull var nesten rent flogiston. Dette er det som spesielt forklarte den "flogistikerende" effekten av kull - dets evne til å gjenopprette metaller fra "kalk" og malm. De senere flogistikkene, Reaumur, Bergman og andre, hadde allerede begynt å forstå at kull var et elementært stoff. Imidlertid ble "rent kull" først anerkjent som sådan av Antoine Lavoisier, som studerte prosessen med forbrenning av kull og andre stoffer i luft og oksygen. I boken "Method of Chemical Nomenclature" (1787) av Guiton de Morveau, Lavoisier, Berthollet og Fourcroix, dukket navnet "carbon" (karbon) opp i stedet for det franske "rent kull" (charbone pur). Under samme navn vises karbon i "Table of Simple Bodies" i Lavoisiers "Elementary Textbook of Chemistry."

opprinnelse til navnet

På begynnelsen av 1800-tallet ble begrepet «karbonløsning» noen ganger brukt i russisk kjemisk litteratur (Scherer, 1807; Severgin, 1815); Siden 1824 introduserte Soloviev navnet "karbon". Karbonforbindelser har en del i navnet sitt karbohydrat (han)- fra lat. karbon. karbonis) "kull".

Fysiske egenskaper

Karbon finnes i en rekke allotroper med svært forskjellige fysiske egenskaper. Variasjonen av modifikasjoner skyldes karbons evne til å danne kjemiske bindinger av forskjellige typer.

Karbonisotoper

Naturlig karbon består av to stabile isotoper - 12 C (98,93 %) og 13 C (1,07 %) og en radioaktiv isotop 14 C (β-emitter, T ½ = 5730 år), konsentrert i atmosfæren og den øvre delen av jorden bark. Det dannes konstant i de nedre lagene av stratosfæren som et resultat av virkningen av nøytroner fra kosmisk stråling på nitrogenkjerner i henhold til reaksjonen: 14 N (n, p) 14 C, og også siden midten av 1950-tallet, som et menneskeskapt produkt fra atomkraftverk og som et resultat av testing av hydrogenbomber .

Allotropiske modifikasjoner av karbon

Krystallinsk karbon

Amorft karbon

  • Fossilt kull: Antrasitt og fossilt kull.
  • Kullkoks, petroleumskoks, etc.

I praksis er som regel de amorfe formene oppført ovenfor kjemiske forbindelser med høyt karboninnhold, snarere enn den rene allotropiske formen av karbon.

Klyngeformer

Struktur

Flytende karbon eksisterer bare ved et visst ytre trykk. Trippelpunkter: grafitt - væske - damp T= 4130 K, R= 10,7 MPa og grafitt - diamant - væske T≈ 4000 K, R≈ 11 GPa. Likevektslinje grafitt - væske på fase R, T- diagrammet har en positiv helning, som blir negativ når den nærmer seg trippelpunkt grafitt - diamant - væske, som er assosiert med de unike egenskapene til karbonatomer for å lage karbonmolekyler som består av et annet antall atomer (fra to til syv) . Helningen til diamant-væske likevektslinjen, i fravær av direkte eksperimenter i området med svært høye temperaturer (>4000-5000 K) og trykk (>10-20 GPa), ble ansett som negativ i mange år. Direkte eksperimenter utført av japanske forskere og bearbeiding av de innhentede eksperimentelle dataene, tatt i betraktning den unormale høytemperaturvarmekapasiteten til diamant, viste at helningen til diamant-væske likevektslinjen er positiv, dvs. diamant er tyngre enn væsken. (i smelten vil den synke og ikke flyte som is i vann) .

Ultradisperse diamanter (nanodiamanter)

På 1980-tallet i USSR ble det oppdaget at under forhold med dynamisk belastning av karbonholdige materialer, kan diamantlignende strukturer, kalt ultrafine diamanter (UDD), dannes. For tiden brukes begrepet "nanodiamanter" i økende grad. Partikkelstørrelsen i slike materialer er noen få nanometer. Betingelsene for dannelse av UDD kan realiseres under detonering av eksplosiver med en betydelig negativ oksygenbalanse, for eksempel blandinger av TNT med heksogen. Slike forhold kan også realiseres under påvirkning av himmellegemer på jordoverflaten i nærvær av karbonholdige materialer (organisk materiale, torv, kull, etc.). I fallsonen til Tunguska-meteoritten ble således UDA-er oppdaget i skogbunnen.

Karbin

Den krystallinske modifikasjonen av karbon i det sekskantede systemet med en kjedestruktur av molekyler kalles karbyn. Kjedene har enten en polyenstruktur (−C≡C−) eller en polycumulenstruktur (=C=C=). Flere former for karbyn er kjent, forskjellig i antall atomer i enhetscellen, cellestørrelser og tetthet (2,68-3,30 g/cm³). Karbyn forekommer i naturen i form av mineralet kaoitt (hvite årer og inneslutninger i grafitt) og oppnås kunstig ved oksidativ dehydropolykondensering av acetylen, virkningen av laserstråling på grafitt, fra hydrokarboner eller CCl 4 i lavtemperaturplasma.

Carbyne er et finkrystallinsk svart pulver (densitet 1,9-2 g/cm³) og har halvlederegenskaper. Oppnådd under kunstige forhold fra lange kjeder av karbonatomer lagt parallelt med hverandre.

Carbyne er en lineær polymer av karbon. I karbynmolekylet er karbonatomene koblet i kjeder vekselvis enten med trippel- og enkeltbindinger (polyenstruktur), eller permanent med dobbeltbindinger (polycumulenstruktur). Dette stoffet ble først oppnådd av sovjetiske kjemikere V.V. Korshak, V.I. Kasatochkin og Yu.P. Carbyne har halvledende egenskaper, og ledningsevnen øker kraftig når den utsettes for lys. Den første praktiske applikasjonen er basert på denne egenskapen - i fotoceller.

Fullerener og karbon nanorør

Karbon er også kjent i form av klyngepartikler C 60, C 70, C 80, C 90, C 100 og lignende (fullerener), samt grafener, nanorør og komplekse strukturer - astralener.

Amorft karbon (struktur)

Strukturen til amorft karbon er basert på den uordnede strukturen til enkrystallinsk (inneholder alltid urenheter) grafitt. Disse er koks, brun- og steinkull, kjønrøk, sot, aktivert kull.

Grafen

Grafen er en todimensjonal allotrop modifikasjon av karbon, dannet av et lag med karbonatomer ett atom tykt, koblet gjennom sp²-bindinger til et sekskantet todimensjonalt krystallgitter.

Å være i naturen

Det har blitt anslått at jorden som helhet er sammensatt av 730 ppm karbon, med 2000 ppm i kjernen og 120 ppm i mantelen og skorpen. Siden jordens masse er 5,972⋅10 24 kg, innebærer dette tilstedeværelsen av 4360 millioner gigatonn karbon.



© 2024 netdenegnakino.ru - Nei for to. Kjemi. Fysikk. Staving. Geografi