Вуглець (хімічний символ – C) – хімічний елемент 4-ої групи головної підгрупи 2-го періоду періодичної системи Менделєєва, порядковий номер 6, атомна маса природної суміші ізотопів 12,0107 г/моль.

При нормальних температурах вуглець хімічно інертний, при досить високих з'єднується з багатьма елементами, виявляє сильні відновлювальні властивості. Хімічна активність різних форм вуглецю зменшується в ряду: аморфний вуглець, графіт, алмаз, на повітрі вони спалахують при температурах відповідно вище 300-500 °C, 600-700 °C і 850-1000 °C.

Ізотопи:
Природний вуглець складається з двох стабільних ізотопів - 12С (98,892%) і 13С (1,108%) та одного радіоактивного ізотопу 14С (β-випромінювач, Т? = 5730 років), зосередженого в атмосфері і верхній частині земної кори. Він постійно утворюється в нижніх шарах стратосфери в результаті впливу нейтронів космічного випромінювання на ядра азоту за реакцією: 14N (n, p) 14C, а також з середини 1950-х років як техногенний продукт роботи АЕС і в результаті випробування водневих бомб.
На освіті та розпаді 14С заснований метод радіовуглецевого датування, що широко застосовується в четвертинній геології та археології.

Алотропія:
Електронні орбіталі атома вуглецю можуть мати різну геометрію залежно від ступеня гібридизації його електронних орбіталей. Існує три основні геометрії атома вуглецю.

Тетраедричний, утворюється при змішуванні одного s-і трьох p-електронів (sp3-гібридизація). Атом вуглецю знаходиться в центрі тетраедра, пов'язаний чотирма еквівалентними зв'язками σ з атомами вуглецю або іншими у вершинах тетраедра. Такій геометрії атома вуглецю відповідають алотропні модифікації вуглецю алмаз та лонсдейліт. Таку гібридизацію має вуглець, наприклад, у метані та інших вуглеводнях.

Тригональна, утворюється при змішуванні однієї s-і двох p-електронних орбіталей (sp²-гібридизація). Атом вуглецю має три рівноцінні зв'язку, розташовані в одній площині під кутом 120° один до одного. Не бере участь у гібридизації p-орбіталь, розташована перпендикулярно до площини σ-зв'язків, використовується для утворення π-зв'язку з іншими атомами. Така геометрія вуглецю й у графіту, фенолу та інших.
- Дигональна, утворюється при змішуванні одного s-і одного p-електронів (sp-гібридизація). При цьому дві електронні хмари витягнуті вздовж одного напрямку і мають вигляд несиметричних гантелі. Два інші р-електрони дають π-зв'язку. Вуглець з такою геометрією атома утворює особливу алотропну модифікацію – карбін.

Ступені окислення +4, −4, рідко +2 (ЗІ, карбіди металів), +3 (C2N2, галогенціани); спорідненість до електрона 1,27 еВ; енергія іонізації при послідовному переході від С0 до С4+ відповідно 11,2604, 24,383, 47,871 та 64,19 еВ.

Хімічні властивості вуглецю
Взаємодія з фтором
Вуглець має низьку реакційну здатність, з галогенів реагує тільки з фтором:

З + 2F2 = CF4.

Взаємодія з киснем
При нагріванні взаємодіє з киснем:

2С + О2 = 2СО,

З + О2 = СО2,

утворюючи оксиди СО та СО2.

Взаємодія з іншими неметалами
Реагує із сіркою:

не взаємодіє з азотом та фосфором.

Реагує з воднем у присутності нікелевого каталізатора, утворюючи метан:

Взаємодія з металами
Здатний взаємодіяти з металами, утворюючи карбіди:
Ca + 2C = CaC2.

Взаємодія з водою
При пропущенні водяної пари через розпечене вугілля утворюється оксид вуглецю (II) і водень:
C + H2O = CO + H2.

Відновлювальні властивості
Вуглець здатний відновлювати багато металів з їх оксидів:
2ZnO + C = 2Zn + CO2.

Концентровані сірчана та азотна кислоти при нагріванні окислюють вуглець до оксиду вуглецю (IV):

C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O;
C + 4HNO3 = CO2 + 4NO2 + 2H2O.

Вугілля, С, хімічний елемент IV групи періодичної системи, атомна вага 12,00, порядковий номер 6. До останнього часу вуглець вважався таким, що не має ізотопів; Лише недавно вдалося за допомогою особливо чутливих методів виявити існування ізотопу С13. Вуглець - один з найважливіших елементів за поширеністю, за численністю та різноманітністю його сполук, за біологічним значенням (як органоген), за широтою технічного використання самого вуглецю та його сполук (як сировини і як джерела енергії для промислових та побутових потреб) і нарешті за своєю Участь у розвитку хімічної науки. Вуглець у вільному стані виявляє яскраво виражене явище алотропії, відоме вже понад півтора століття, але досі не цілком вивчене як через надзвичайну труднощі отримання вуглецю в хімічно чистому вигляді, так і тому, що більшість констант алотропних модифікацій вуглецю сильно змінюється залежно від морфологічних особливостей їх структури, обумовлених способом та умовами отримання.

Вуглець утворює дві кристалічні форми - алмаз і графіт і також відомий в аморфному стані у вигляді т.з. аморфного вугілля. Індивідуальність останнього в результаті недавніх досліджень заперечувалась: вугілля ототожнювали з графітом, розглядаючи той і інший як морфологічні різновиди однієї форми - «чорного вуглецю», а різницю в їх властивостях пояснювали фізичною структурою та ступенем дисперсності речовини. Однак останнім часом отримані факти, що підтверджують існування вугілля як особливої ​​алотропної форми (див. нижче).

Природні джерела та запаси вуглецю. За поширеністю в природі вуглець займає серед елементів 10 місце, становлячи 0,013% атмосфери, 0,0025% гідросфери і близько 0,35% всієї маси земної кори. Більшість вуглецю перебуває у формі кисневих сполук: в атмосферному повітрі міститься ~800 млрд. тонн вуглецю як двоокису СО 2 ; у воді океанів і морів - до 50000 млрд. Тонн вуглецю у вигляді СО2, іона вугільної кислоти та бікарбонатів; в гірських породах - нерозчинні карбонати (кальцію, магнію та інших металів), причому на частку одного СаСО 3 припадає ~160 10 6 млрд. тонн вуглецю. Ці колосальні запаси не становлять, однак, енергетичної цінності; набагато ціннішими є горючі вуглецеві матеріали - копалини вугілля, торф, потім нафту, вуглеводневі гази та інші природні бітуми. Запас цих речовин у земній корі також досить значний: загальна маса вуглецю в викопному вугіллі досягає ~6000 млрд. тонн, у нафті ~10 млрд. тонн і т. д. У вільному стані вуглець зустрічається досить рідко (алмаз і частина речовини графітів). Копалини вугілля майже або зовсім не містять вільного вуглецю: вони складаються гол. обр. з високомолекулярних (поліциклічних) і стійких сполук вуглецю з іншими елементами (Н, О, N, S) ще дуже мало вивчених. Вуглецеві сполуки живої природи (біосфери земної кулі), що синтезуються в рослинних і тваринних клітинах, відрізняються надзвичайною різноманітністю властивостей і кількостей складу; Найбільш поширені в рослинному світі речовини - клітковина та лігнін - відіграють роль і як енергетичні ресурси. Вуглець зберігає сталість розподілу в природі завдяки безперервному кругообігу, цикл якого складається з синтезу складних органічних речовин у рослинних і тваринних клітинах та із зворотної дезагрегації цих речовин при їх окислювальному розпаді (горіння, гниття, дихання), що призводить до утворення СО 2 , яка знову використовується рослин для синтезу. Загальна схема цього кругообігу м. б. представлена ​​в наступному вигляді:

Одержання вуглецю. Вуглецеві сполуки рослинного та тваринного походження нестійкі при високих температурах і, піддані нагріванню не нижче 150-400°С без доступу повітря, розкладаються, виділяючи воду і леткі сполуки вуглецю і залишаючи твердий нелетючий залишок, багатий на вуглець і зазвичай званий вугіллям. Цей піролітичний процес носить назву обвуглювання, або сухої перегонки, і широко застосовується в техніці. Високотемпературний піроліз викопного вугілля, нафти і торфу (при температурі 450-1150°С) призводить до виділення вуглецю у графітоподібній формі (кокс, ретортне вугілля). Чим вище температура обвуглювання вихідних матеріалів, тим вугілля або кокс, що отримується, ближче за складом до вільного вуглецю, а за властивостями - до графіту.

Аморфне вугілля, що утворюється при температурі нижче 800°С, не м. б. розглядаємо як вільний вуглець, бо містить значну кількість хімічно пов'язаних інших елементів, гол. обр. водню та кисню. З технічних продуктів до аморфного вугілля найбільш близькі за властивостями активоване вугілля та сажа. Найбільш чисте вугілля м. б. отриманий обвуглюванням чистого цукру або піпероналу, спеціальною обробкою газової сажі і т. п. Штучний графіт, отриманий електротермічним шляхом, складом становить майже чистий вуглець. Природний графіт завжди буває забруднений мінеральними домішками і крім того містить кілька зв'язаних водню (Н) і кисню (О); у відносно чистому стані він м. б. отримано лише після низки спеціальних обробок: механічного збагачення, промивання, обробки окислювачами та прожарювання за високої температури до повного видалення летких речовин. У технології вуглецю ніколи не мають справи із абсолютно чистим вуглецем; це стосується не тільки натуральної вуглецевої сировини, але й продуктів його збагачення, облагороджування та термічного розкладання (піролізу). Нижче наведено вміст вуглецю в деяких вуглецевих матеріалах (%):

Фізичні властивості вуглецю. Вільний вуглець майже зовсім неплавкий, нелеткий і при звичайній температурі нерозчинний в жодному з відомих розчинників. Він розчиняється лише в деяких розплавлених металах, особливо при температурі, що наближаються до температури кипіння останніх: у залозі (до 5%), сріблі (до 6%)| рутенії (до 4%), кобальті, нікелі, золоті та платині. За відсутності кисню вуглець є найбільш жарозривким матеріалом; рідкий стан для чистого вуглецю невідомий, а перетворення його в пару починається лише при температурі вище 3000°С. Тому визначення властивостей вуглецю вироблялося виключно твердого агрегатного стану. З модифікацій вуглецю алмаз має найбільш постійні фізичні властивості; властивості графіту в різних його зразках (навіть найчистіших) значно варіюють; ще непостійні властивості аморфного вугілля. Найважливіші фізичні константи різних модифікацій вуглецю зіставлені таблиці.

Алмаз - типовий діелектрик, у той час як графіт і вугілля мають металеву електропровідність. По абсолютній величині провідність їх змінюється у дуже широких межах, але для вугілля вона завжди нижча, ніж для графітів; у графітів наближається до провідності справжніх металів. Теплоємність всіх модифікацій вуглецю за температури >1000°З прагне постійному значенню 0,47. При температурі нижче -180 ° С теплоємність алмазу стає зникаюче малою і при -27 ° С вона практично стає рівною нулю.

Хімічні властивості вуглецю. При нагріванні вище 1000°С як алмаз, так і вугілля поступово перетворюються на графіт, який слід розглядати як найбільш стійку (в умовах високих температур) монотропну форму вуглецю. Перетворення аморфного вугілля на графіт починається мабуть близько 800°С і закінчується при 1100°С (у цій останній точці вугілля втрачає свою адсорбційну активність і здатність до реактивації, а електропровідність його різко зростає, залишаючись надалі майже постійною). Для вільного вуглецю характерна інертність за нормальних температур і значна активність - за високих. Найбільш активний у хімічному відношенні аморфне вугілля, тоді як алмаз має найбільшу резистентність. Так, наприклад, фтор реагує з вугіллям при температурі 15°С, з графітом лише при 500°С, а з алмазом при 700°С. При нагріванні на повітрі пористе вугілля починає окислюватися нижче 100°С, графіт близько 650°С, алмаз вище 800°С. При температурі 300°З вище вугілля з'єднується з сіркою в сірковуглець CS 2 . При температурі вище 1800°С вуглець (вугілля) починає взаємодіяти з азотом, утворюючи (у незначних кількостях) диціан C2N2. Взаємодія вуглецю з воднем починається при 1200°З, причому в інтервалі температур 1200-1500°З утворюється тільки метан СН 4; вище 1500°С - суміш метану, етилену (З 2 Н 4) та ацетилену (З 2 Н 2); при температурі близько 3000 ° С виходить майже виключно ацетилен. При температурі електричної дуги вуглець входить у пряме з'єднання з металами, кремнієм і бором, утворюючи відповідні карбіди. Прямими чи непрямими шляхами м. б. одержані сполуки вуглецю з усіма відомими елементами, крім газів нульової групи. Вуглець - елемент неметалевого характеру, який виявляє деякі ознаки амфотерності. Атом вуглецю має діаметр 1,50 Ᾰ (1Ᾰ = 10 -8 см) і містить у зовнішній сфері 4 валентні електрони, які з рівною легкістю віддаються або доповнюються до 8; тому нормальна валентність вуглецю як киснева, і воднева дорівнює чотирьом. У переважній більшості своїх сполук вуглець чотиривалентний; лише в незначній кількості відомі сполуки двовалентного вуглецю (окис вуглецю та її ацеталі, ізонітрили, гримуча кислота та її солі) та тривалентного (т.з. «вільний радикал»).

З киснем вуглець утворює два нормальні оксиди: двоокис вуглецю 2 кислотного характеру і нейтральний окис вуглецю СО. Крім того, існує ряд недокисів вуглецю, Що містять більше 1 атома, що не мають технічного значення; їх найбільш відома недокис складу З 3 Про 2 (газ із температурою кипіння +7°З температурою плавлення -111°С). Першим продуктом горіння вуглецю та його сполук є СО 2 , що утворюється за рівнянням:

С+О 2 = 2 +97600 cal.

Утворення ЗІ при неповному згорянні палива є результатом вторинного відновлювального процесу; відновником у цьому випадку служить сам вуглець, який при температурі вище 450°С реагує з 2 за рівнянням:

2 +С = 2СО -38800 cal;

реакція ця оборотна; вище 950°З перетворення 2 в СО робиться практично повним, що і здійснюється в газогенераторних печах. Енергійна відновна здатність вуглецю при високих температурах використовується також при отриманні водяного газу (Н 2 Про+С = СО+Н 2 -28380 cal) та в металургійних процесах - для отримання вільного металу з його оксиду. До дії деяких окислювачів алотропні форми вуглецю відносяться по-різному: наприклад, суміш KCIO 3 + HNO 3 на алмаз зовсім не діє, аморфне вугілля окислюється нею сповна в СО 2 , А графіт дає сполуки ароматичного ряду - графітові кислоти з емпіричною формулою (С 2 ОН) х і далі мелітову кислоту 6 (СООН) 6 . Сполуки вуглецю з воднем - вуглеводні - вкрай численні; від них генетично виробляється більшість інших органічних сполук, які крім вуглецю входять найчастіше Н, Про, N, S і галоїди.

Виняткове різноманіття органічних сполук, яких відоме до 2 млн., обумовлено деякими особливостями вуглецю як елемента. 1) Для вуглецю характерна міцність хімічної зв'язку з більшістю інших елементів як металевого, і неметалевого характеру, завдяки чому він утворює досить стійкі сполуки і з тими та іншими. Вступаючи в поєднання з іншими елементами, вуглець дуже мало схильний до утворення іонів. Більшість органічних сполук - гомеополярного типу й у нормальних умовах не дисоціює; розрив внутрішньомолекулярних зв'язків у них нерідко потребує витрати значної кількості енергії. При судженні про міцність зв'язків слід однак розрізняти; а) міцність зв'язку абсолютну, що вимірюється термохімічним шляхом, і б) здатність зв'язку розриватися під дією різних реагентів; ці дві характеристики які завжди збігаються. 2) Атоми вуглецю з винятковою легкістю зв'язуються один з одним (неполярно), утворюючи вуглецеві ланцюги, відкриті або замкнуті. Довжина таких ланцюгів мабуть не схильна до жодних обмежень; так, відомі цілком стійкі молекули з відкритими ланцюгами із 64 атомів вуглецю. Подовження та ускладнення відкритих ланцюгів не відбивається на міцності зв'язку їх ланок між собою чи іншими елементами. Серед замкнутих ланцюгів найлегше утворюються 6- і 5-члені кільця, хоча відомі кільчасті ланцюги, що містять від 3 до 18 вуглецевих атомів. Здатність атомів вуглецю до взаємної сполуки добре пояснює особливі властивості графіту та механізм процесів обвуглювання; вона робить зрозумілим і те що, що вуглець невідомий у вигляді двоатомних молекул З 2 , чого можна очікувати за аналогією коїться з іншими легкими неметалевими елементами (у пароподібної формі вуглець складається з одноатомних молекул). 3) Завдяки неполярному характеру зв'язків дуже багато сполук вуглецю мають хімічну інертність не тільки зовнішньої (повільність реагування), а й внутрішньої (утрудненість внутрішньомолекулярних перегрупувань). Наявність великих «пасивних опорів» сильно ускладнює мимовільне перетворення нестійких форм на стійкі, часто зводячи швидкість такого перетворення на нуль. Результатом цього є можливість реалізації великої кількості ізомерних форм, практично однаково стійких за звичайної температури.

Алотропія та атомна структура вуглецю . Рентгенографічний аналіз дав можливість достовірно встановити атомну структуру алмазу і графіту. Той самий метод дослідження пролив світло і питання існування третьої алотропной модифікації вуглецю, що є по суті питанням про аморфності чи кристалічності вугілля: якщо вугілля - аморфне освіту, він не м. б. ототожнений ні з графітом, ні з алмазом, а має розглядатися як особлива форма вуглецю, як індивідуальна проста речовина. В алмазі атоми вуглецю розміщені т. о., кожен атом лежить у центрі тетраедра, вершинами якого є 4 суміжних атома; кожен із останніх у свою чергу є центром іншого такого ж тетраедра; відстані між суміжними атомами дорівнюють 1,54 Ᾰ (ребро елементарного куба кристалічної решітки дорівнює 3,55 Ᾰ). Така структура є найбільш компактною; їй відповідають висока твердість, щільність та хімічна інертність алмазу (рівномірний розподіл валентних сил). Взаємний зв'язок атомів вуглецю в решітці алмазу така сама, як і в молекулах більшості органічних сполук жирного ряду (тетраедрична модель вуглецю). У кристалах графіту атоми вуглецю розташовані щільними шарами, віддаленими друг від друга на 3,35-3,41 Ᾰ; напрям цих шарів збігається з площинами спайності та площинами ковзання при механічних деформаціях. У площині кожного шару атоми утворюють сітку із шестикутними осередками (роти); сторона такого шестикутника дорівнює 142-145 Ᾰ. У суміжних шарах шестикутники не лежать один під одним: збіг їх по вертикалі повторюється лише через 2 шари третьому. Три зв'язки кожного атома вуглецю лежать в одній площині, утворюючи кути 120°; 4-я зв'язок спрямована поперемінно у той чи інший бік від площини до атомів сусідніх верств. Відстані між атомами в шарі суворо постійні, а відстань між окремими шарами м. б. змінено зовнішніми впливами: так, при пресуванні під тиском до 5000 atm воно зменшується до 2,9 Ᾰ, а при набуханні графіту в концентрованій HNO 3 - збільшується до 8 Ᾰ. У площині одного шару атоми вуглецю пов'язані гомеополярно (як у вуглеводневих ланцюгах), зв'язки між атомами суміжних шарів мають швидше металевий характер; це видно з того, що електропровідність кристалів графіту в напрямку, перпендикулярному до шарів, ~100 разів перевищує провідність у напрямку шару. Т. о. графіт має властивості металу в одному напрямку і властивості неметалу - в іншому. Розташування атомів вуглецю в кожному шарі грати графіту таке саме, як у молекулах складноядерних ароматичних сполук. Така конфігурація добре пояснює різку анізотропність графіту, виключно розвинену спайність, антифрикційні властивості та утворення ароматичних сполук за його окислення. Аморфна модифікація чорного вуглецю, мабуть, існує як самостійна форма (О. Руфф). Для неї найімовірнішим є піноподібна комірчаста будова, позбавлена ​​будь-якої правильності; стінки таких осередків утворені шарами активних атоміввуглецю товщиною приблизно 3 атома. Насправді активна субстанція вугілля залягає зазвичай під оболонкою з тісно розташованих неактивних атомів вуглецю, орієнтованих графітообразно, і пронизана включеннями дуже дрібних графітових кристаллітів. Певної точки перетворення вугілля→графіт ймовірно немає: між обома модифікаціями здійснюється безперервний перехід, протягом якого відбувається перебудова безладно скупченої маси С-атомів аморфного вугілля в правильні кристалічні грати графіту. В силу свого безладного розташування атоми вуглецю в аморфному вугіллі виявляють максимум залишкової спорідненості, що (згідно з уявленнями Лангмюїра про тотожність адсорбційних сил з валентними силами) відповідає настільки характерною для вугілля високої адсорбційної і каталітичної активності. Атоми вуглецю, орієнтовані в кристалічну решітку, витрачають на взаємне зчеплення всю свою спорідненість (в алмазі) або більшу частину його (у графіті); цьому відповідає зниження хімічної активності та активності адсорбційної. У алмазу адсорбція можлива лише на поверхні монокристалу, у графіту залишкова валентність може проявлятися на обох поверхнях кожної плоскої решітки (в «щілинах» між шарами атомів), що і підтверджується фактом здатності графіту до набухання в рідинах (HNO 3) та механізмом його окислення в графітову кислоту.

Технічне значення вуглецю. Щодо б. або м. вільного вуглецю, одержуваного при процесах обвуглювання і коксування, його застосування в техніці ґрунтується як на хімічних (інертність, відновна здатність), так і на фізичних його властивостях (жаростійкість, електропровідність, адсорбційна здатність). Так, кокс і деревне вугілля, крім часткової прямої утилізації їх як безполум'яне паливо, використовуються для отримання газоподібного пального (генераторних газів); у металургії чорних та кольорових металів – для відновлення металевих оксидів (Fe, Сu, Zn, Ni, Сг, Мn, W, Mo, Sn, As, Sb, Bi); у хімічній технології - як відновник при отриманні сульфідів (Na, Са, Ва) з сульфатів, безводних хлористих солей (Mg, Аl), з оксидів металів, при виробництві розчинного скла та фосфору - як сировина для одержання карбіду кальцію, карборунду та інших карбідів сірковуглецю і т. д.; у будівельній справі – як термоізолюючий матеріал. Ретортне вугілля та кокс служать матеріалом для електродів електричних печей, електролітичних ванн та гальванічних елементів, для виготовлення дугового вугілля, реостатів, колекторних щіток, плавильних тиглів тощо, а також як насадка в хімічній апаратурі баштового типу. Деревне вугілля крім зазначених вище застосувань йде для отримання концентрованого окису вуглецю, ціаністих солей, для цементації сталі, широко використовується як адсорбент, як каталізатор для деяких синтетичних реакцій, нарешті входить до складу димного пороху та інших вибухових та піротехнічних складів.

Аналітичне визначення вуглецю. Якісно вуглець визначається обвуглюванням проби речовини без доступу повітря (що придатно далеко не для всіх речовин) або, що набагато надійніше, вичерпним окисленням його, наприклад, прожарюванням в суміші з окисом міді, причому утворення 2 доводиться звичайними реакціями. Для кількісного визначення вуглецю навішування речовини спалюється в атмосфері кисню; утворюється 2 уловлюється розчином лугу і визначається ваговим або об'ємним шляхом за звичайними методами кількісного аналізу. Цей спосіб придатний визначення вуглецю у органічних сполуках і технічних вугіллі, а й у металах.

Органічна хімія – хімія атома вуглецю. Число органічних сполук у десятки разів більше, ніж неорганічних, що може бути пояснено тільки особливостями атома вуглецю :

а) він знаходиться в середині шкали електронегативності і другого періоду, тому йому невигідно віддавати свої та приймати чужі електрони та набувати позитивного чи негативного заряду;

б) особлива будова електронної оболонки - немає електронних пар і вільних орбіталей (є ще один атом з подібною будовою - водень, ймовірно, тому вуглець з воднем утворює так багато сполук - вуглеводнів).

Електронна будова атома вуглецю

С – 1s 2 2s 2 2p 2 або 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 0

У графічному вигляді:

Атом вуглецю у збудженому стані має таку електронну формулу:

*С – 1s 2 2s 1 2p 3 або 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1

У вигляді осередків:

Форма s-і p - орбіталей

Атомна орбіталь - Область простору, де з найбільшою ймовірністю можна виявити електрон, з квантовими числами.

Вона є тривимірною електронною «контурною картою», в якій хвильова функція визначає відносну ймовірність знаходження електрона в цій точці орбіталі.

Відносні розміри атомних орбіталей збільшуються зі зростанням їх енергій ( головне квантове число- n), які форма і орієнтація у просторі визначається – квантовими числами l і m. Електрони на орбіталях характеризуються спіновим квантовим числом. На кожній орбіталі можуть бути не більше 2 електронів з протилежними спинами.

При утворенні зв'язків з іншими атомами атом вуглецю перетворює свою електронну оболонку так, щоб утворилися найбільш міцні зв'язки, а отже, виділилося якнайбільше енергії, і система набула найбільшої стійкості.

Для зміни електронної оболонки атома потрібна енергія, яка потім компенсується за рахунок утворення міцніших зв'язків.

Перетворення електронної оболонки (гібридизація) можливо, переважно, 3 типів, залежно від кількості атомів, із якими атом вуглецю утворює зв'язку.

Види гібридизації:

sp 3 – атом утворює зв'язки із 4 сусідніми атомами (тетраедрична гібридизація):

Електронна формула sp 3 – гібридного атома вуглецю:

*С –1s 2 2(sp 3) 4 у вигляді осередків

Валентний кут між гібридними орбіталями ~109 °.

Стереохімічна формула атома вуглецю:

sp 2 - Гібридизація (валентний стан)– атом утворює зв'язки із 3 сусідніми атомами (тригональна гібридизація):

Електронна формула sp 2 – гібридного атома вуглецю:

*С –1s 2 2(sp 2) 3 2p 1 у вигляді осередків

Валентний кут між гібридними орбіталями ~120 °.

Стереохімічна формула sp 2 – гібридного атома вуглецю:

sp- Гібридизація (валентний стан) - атом утворює зв'язки з 2 сусідніми атомами (лінійна гібридизація):

Електронна формула sp – гібридного атома вуглецю:

*С –1s 2 2(sp) 2 2p 2 у вигляді осередків

Валентний кут між гібридними орбіталями ~180 °.

Стереохімічна формула:

У всіх видах гібридизації бере участь s-орбіталь, т.к. вона має мінімум енергії.

Перебудова електронної хмари дозволяє утворювати максимально міцні зв'язки та мінімальну взаємодію атомів у молекулі, що утворюється. При цьому гібридні орбіталі можуть бути не ідентичні, а валентні кути – різні, наприклад, СН 2 Cl 2 і СCl 4

2. Ковалентні зв'язки у сполуках вуглецю

Ковалентні зв'язки, якості, методи та причини освіти – шкільна програма.

Нагадаю, щойно:

1. Освіта зв'язку між атомами можна як результат перекриття їх атомних орбіталей, у своїй, що його ефективніше (більше інтеграл перекриття), тим міцніше зв'язок.

Згідно з розрахунковими даними, відносні ефективності перекриття атомних орбіталей S отн зростають наступним чином:

Отже, використання гібридних орбіталей, наприклад sp 3 -орбіталей вуглецю в утворенні зв'язків з чотирма атомами водню, призводить до виникнення більш міцних зв'язків.

2. Ковалентні зв'язки у сполуках вуглецю утворюються двома способами:

а)Якщо дві атомні орбіталі перекриваються вздовж їхніх головних осей, то зв'язок, що утворюється - σ-зв'язком.

Геометрія.Так, при утворенні зв'язків з атомами водню в метані чотири гібридні sр 3 ~орбіталі атома вуглецю перекриваються з s-орбіталями чотирьох атомів водню, утворюючи чотири ідентичні міцні σ-зв'язки, що розташовуються під кутом 109°28" один до одного (стандартний тетраедричний кут) . Схожа строго симетрична тетраедрична структура виникає також, наприклад, при утворенні ССl 4 ; .

Довжина σ-зв'язкуміж атомами вуглецю залежить від гібридизації атомів та зменшується при переході від sр 3 – гібридизації до sр. Це тим, що s – орбіталь перебуває ближчі один до ядру, ніж р-орбиталь, тому, що більше її частка у гібридної орбіталі, то вона коротше, отже, коротше і утворюється зв'язок

Б) Якщо дві атомні p -орбіталі, розташовані паралельно один одному, здійснюють бічне перекриття над і під площиною, де розташовані атоми, то зв'язок, що утворюється - π (пі) -зв'язком

Бокове перекриванняатомних орбіталей менш ефективно, ніж перекриття вздовж головної осі, тому π -зв'язки менш міцні, ніж σ -зв'язку. Це проявляється, зокрема, у тому, що енергія подвійного вуглець-вуглецевого зв'язку перевищує енергію одинарного зв'язку менш ніж у два рази. Так, енергія зв'язку С-С в етані дорівнює 347 кДж/моль, тоді як енергія зв'язку С = С в етені становить лише 598 кДж/моль, а не ~ 700 кДж/моль.

Ступінь бокового перекривання двох атомних 2р-орбіталей , а отже, і міцність π -зв'язку максимальна, якщо два атоми вуглецю і чотири пов'язані з ними атоми розташовані строго в одній площині, тобто якщо вони копланарні оскільки тільки в цьому випадку атомні 2р-орбіталі точно паралельні одна одній і тому здатні до максимального перекривання. Будь-яке відхилення від копланарного стану внаслідок повороту навколо σ -зв'язку, що з'єднує два атоми вуглецю, призведе до зменшення ступеня перекривання і відповідно до зниження міцності π -зв'язку, який, таким чином, сприяє збереженню площинності молекули

обертаннянавколо подвійний вуглець-вуглецевий зв'язок неможливо.

Розподіл π -електронів над та під площиною молекули означає існування області негативного зарядуготової до взаємодії з будь-якими електронодефіцитними реагентами

Атоми кисню, азоту та ін також мають різні валентні стани (гібридизації), при цьому їх електронні пари можуть знаходитися як на гібридних, так і p-орбіталях.

Вуглець у періодичній системі елементів розташовується у другому періоді групи IVA. Електронна конфігурація атома вуглецю ls 2 2s 2 2p 2 .При його збудженні легко досягається електронний стан, при якому на чотирьох зовнішніх атомних орбіталях знаходяться чотири неспарені електрони:

Це пояснює, чому вуглець у сполуках зазвичай чотиривалентний. Рівність в атомі вуглецю числа валентних електронів числу валентних орбіталей, а також унікальне співвідношення заряду ядра та радіусу атома повідомляють йому здатність однаково легко приєднувати та віддавати електрони залежно від властивостей партнера (розд. 9.3.1). Внаслідок цього для вуглецю характерні різні ступені окислення від -4 до +4 і легкість гібридизації його атомних орбіталей за типом sp 3 , sp 2і sp 1при утворенні хімічних зв'язків (розд. 2.1.3):

Все це дає вуглецю можливість утворювати ординарні, подвійні та потрійні зв'язки не лише між собою, а й з атомами інших елементів-органогенів. Молекули, що утворюються при цьому, можуть мати лінійну, розгалужену та циклічну будову.

Внаслідок рухливості загальних електронів-МО, утворених за участю атомів вуглецю, відбувається їх зміщення у бік атома більш електронегативного елемента (індуктивний ефект), що призводить до полярності не тільки цього зв'язку, а й молекули загалом. Однак вуглець завдяки середньому значенню електронегативності (0Е0 = 2,5) утворює з атомами інших елементів-органогенів слабополярні зв'язки (табл. 12.1). За наявності в молекулах систем сполучених зв'язків (розд. 2.1.3) відбувається справакалізація рухомих електронів -МО та неподілених електронних пар з вирівнюванням електронної щільності та довжин зв'язків у цих системах.

З позиції реакційної здатності сполук велику роль відіграє поляризація зв'язків (розд. 2.1.3). Чим більше поляризуемість зв'язку, тим вище її реакційна здатність. Залежність поляризуемості вуглецевмісних зв'язків від їхньої природи відображає наступний ряд:

Всі розглянуті дані про властивості вуглецевмісних зв'язків свідчать про те, що вуглець у сполуках утворює, з одного боку, досить міцні ковалентні зв'язки між собою та іншими органогенами, а з іншого боку - загальні електронні пари цих зв'язків досить лабільні. Внаслідок цього може відбуватися як збільшення реакційної здатності цих зв'язків, так і стабілізація. Саме ці особливості вуглецевмісних сполук і роблять вуглець органогеном номер один.

Кислотно-основні властивості сполук вуглецю.Оксид вуглецю(4) є кислотним оксидом, а відповідний гідроксид - вугільна кислота Н2СО3 - слабкою кислотою. Молекула оксиду вуглецю(4) неполярна, і тому він погано розчиняється у воді (0,03 моль/л при 298 К). При цьому спочатку у розчині утворюється гідрат СО2 Н2О, в якому СО2 знаходиться в порожнині асоціату з молекул води, а потім цей гідрат повільно і оборотно перетворюється на Н2СО3. Більшість розчиненого у воді оксиду вуглецю(4) знаходиться у вигляді гідрату.

В організмі в еритроцитах крові під дією ферменту каррбоангідрази рівновага між гідратом CO2 Н2О та Н2СО3 встановлюється дуже швидко. Це дозволяє знехтувати наявністю СО2 у вигляді гідрату в еритроциті, але не в плазмі, де немає карбоангідрази. Н2СО3, що утворюється, дисоціює у фізіологічних умовах до гідрокарбонат-аніону, а в більш лужному середовищі - до карбонат-аніону:

Вугільна кислота існує лише у розчині. Вона утворює два ряди солей - гідрокарбонати (NаНСОз, Са(НС0 3)2) та карбонати (Nа2СОз, СаСОз). У воді гідрокарбонати розчиняються краще, ніж карбонати. У водних розчинах солі вугільної кислоти, особливо карбонати, легко гідролізуються по аніону, створюючи лужне середовище:

Такі речовини, як питна сода NaHC03; крейда СаСОз, біла магнезія 4MgC03 * Mg(OH)2 * Н2О, що гідролізуються з утворенням лужного середовища, застосовуються як антацидні (нейтралізуючі кислоти) засоби для зниження підвищеної кислотності шлункового соку:

Сукупність вугільної кислоти та гідрокарбонат-іону (Н2СО3, НСО3(-)) утворює гідрокарбонатну буферну систему (розд. 8.5) -славну буферну систему плазми крові, яка забезпечує сталість рН крові на рівні рН = 7,40 ± 0,05.

Наявність у природних водах гідрокарбонатів кальцію та магнію обумовлює їх тимчасову жорсткість. При кип'ятінні такої води її жорсткість усувається. Це відбувається через гідроліз аніону HCO3(-)), термічного розкладання вугільної кислоти та осадження катіонів кальцію та магнію у вигляді нерозчинних сполук СаС0 3 і Mg(OH) 2:

Освіта Mg(OH) 2 викликано повним гідролізом по катіону магнію, що протікає в цих умовах через меншу розчинність Mg(0H)2 порівняно з MgC0 3 .

У медико-біологічній практиці крім вугільної кислоти доводиться стикатися з іншими вуглецевими кислотами. Це насамперед безліч різних органічних кислот, а також синільна кислота HCN. З позиції кислотних властивостей сила цих кислот різна:

Ці відмінності обумовлені взаємним впливом атомів у молекулі, природою дисоціюючого зв'язку та стійкістю аніону, тобто його здатністю до декалізації заряду.

Синільна кислота, або ціановодень, HCN - безбарвна, легколетюча рідина (Т кип = 26 °С) із запахом гіркого мигдалю, що змішується з водою в будь-яких співвідношеннях. У водних розчинах поводиться як дуже слабка кислота, солі якої називаються ціанідами. Ціаніди лужних і лужноземельних металів розчиняються у воді, при цьому вони гідролізуються по аніону, через що їх водні розчини пахнуть синильною кислотою (запах гіркого мигдалю) і мають рН >12:

При тривалому впливі СО2, що міститься в повітрі, ціаніди розкладаються із виділенням синильної кислоти:

Внаслідок цієї реакції ціанід калію (ціаністий калій) та його розчини при тривалому зберіганні втрачають свою токсичність. Ціанід-аніон - одна з найсильніших неорганічних отрут, оскільки він є активним лігандом і легко утворює стійкі комплексні сполуки з ферментами, що містять як іонів комплексоутворювачів Fe 3+ і Сu2(+) (розд. 10.4).

Окисно-відновні властивості.Оскільки вуглець у сполуках може виявляти будь-які ступені окислення від -4 до +4, то в ході реакції вільний вуглець може і віддавати і приєднувати електрони, виступаючи відповідно відновником або окислювачем залежно від властивостей другого реагенту:

При взаємодії сильних окисників з органічними речовинами може протікати неповне чи повне окиснення атомів вуглецю цих сполук.

В умовах анаеробного окислення при нестачі або відсутність кисню атоми вуглецю органічної сполуки в залежності від вмісту кисневих атомів у цих сполуках і зовнішніх умов можуть перетворитися на С0 2 , З, С і навіть СН 4 , а інші органогени перетворюються на Н2О, NH3 і H2S .

В організмі повне окислення органічних сполук киснем у присутності ферментів оксидаз (аеробне окислення) описується рівнянням:

З наведених рівнянь реакцій окислення видно, що у органічних сполуках ступінь окислення змінюють лише атоми вуглецю, а атоми інших органогенів у своїй зберігають свій рівень окислення.

При реакціях гідрування, тобто приєднання водню (відновника) по кратному зв'язку, її атоми вуглецю, що її утворюють, знижують свій ступінь окислення (виступають окислювачами):

Органічні реакції заміщення з виникненням нового міжвуглецевого зв'язку, наприклад реакції Вюрца, також є окислювально-відновними реакціями, в яких атоми вуглецю виступають окислювачами, а атоми металу -відновниками:

Подібне спостерігається у реакціях утворення металорганічних сполук:

У той же час у реакціях алкілування з виникненням нового міжвуглецевого зв'язку роль окислювача та відновника грають атоми вуглецю субстрату та реагенту відповідно:

В результаті реакцій приєднання полярного реагенту до субстрату за кратним міжвуглецевим зв'язком один з атомів вуглецю знижує ступінь окислення, виявляючи властивості окислювача, а інший - підвищує ступінь окислення, виступаючи відновником:

У цих випадках має місце реакція внутрішньомолекулярного окислення-відновлення атомів вуглецю субстрату, тобто процес дисмутації,під дією реагенту, що не виявляє окисно-відновних властивостей.

Типовими реакціями внутрішньомолекулярної дисмутації органічних сполук за рахунок їх атомів вуглецю є реакції декарбоксилювання амінокислот або кетокислот, а також реакції перегрупування та ізомеризації органічних сполук, які були розглянуті в розд. 9.3. Наведені приклади органічних реакцій, а також реакції з розд. 9.3 переконливо свідчать, що атоми вуглецю в органічних сполуках можуть бути окислювачами, і відновниками.

Атом вуглецю у поєднанні- окислювач, якщо в результаті реакції збільшується кількість його зв'язків з атомами менш електронегативних елементів (водень, метали), тому що, притягуючи до себе загальні електрони цих зв'язків, атом вуглецю, що розглядається, знижує свій ступінь окислення.

Атом вуглецю у поєднанні- відновник, якщо в результаті реакції збільшується кількість його зв'язків з атомами електронегативних елементів(З, Про, N, S), тому що, відштовхуючи від себе загальні електрони цих зв'язків, атом вуглецю, що розглядається, підвищує свій ступінь окислення.

Таким чином, багато реакцій в органічній хімії внаслідок окислювально-відновної двоїстості атомів вуглецю є окислювально-відновними. Однак, на відміну від подібних реакцій неорганічної хімії, перерозподіл електронів між окислювачем і відновником в органічних сполуках може супроводжуватися лише усуненням загальної електронної пари хімічного зв'язку до атома, що виконує роль окислювача. При цьому цей зв'язок може зберігатися, але у випадках сильної її поляризації він може і розірватися.

Комплексоутворюючі властивості сполук вуглецю.У атома вуглецю в з'єднаннях немає неподілених електронних пар, і тому лігандами можуть виступати тільки з'єднання вуглецю, що містять кратні зв'язки з його участю. Особливо активні в процесах комплексоутворення -електрони потрійного полярного зв'язку оксиду вуглецю(2) та аніону синильної кислоти.

У молекулі оксиду вуглецю(2) атоми вуглецю і кисню утворюють одну і одну зв'язок за рахунок взаємного перекривання їх двох 2р-атомних орбіталей по обмінному механізму. Третій зв'язок, тобто ще один зв'язок, утворюється за донорно-акцепторним механізмом. Акцептором є вільна 2р-атомна ор-біталь атома вуглецю, а донором - атом кисню, що надає неподілену пару електронів з 2p-орбіталі:

Підвищена кратність зв'язку забезпечує цій молекулі високу стабільність та інертність за нормальних умов з позиції кислотно-основних (СО - несолеутворювальний оксид) та окисно-відновних властивостей (СО - відновник при Т > 1000 К). У той же час вона робить його активним лігандом у реакціях комплексоутворення з атомами та катіонами d-металів, насамперед із залізом, з яким він утворює пентакарбоніл заліза - летку отруйну рідину:

Здатність до утворення комплексних сполук з катіонами d-металів є причиною отруйності оксиду вуглецю (Н) для живих систем (розд. 10.4) внаслідок протікання оборотних реакцій з гемоглобіном та оксигемоглобіном, що містять катіон Fe 2+ , з утворенням карбоксигемоглобіну:

Ці рівноваги зміщені у бік утворення карбоксигемоглобіну ННbСО, стійкість якого в 210 разів більша, ніж оксигемоглобіну ННbО2. Це призводить до накопичення карбоксигемоглобіну в крові і, отже, зниження її здатності переносити кисень.

В аніоні синильної кислоти CN- також містяться легко поляризовані - електрони, через що він ефективно утворює комплекси з d-металами, включаючи метали життя, що входять до складу ферментів. Тому ціаніди є високотоксичними сполуками (розд. 10.4).

Кругообіг вуглецю в природі.В основі кругообігу вуглецю в природі в основному лежать реакції окислення та відновлення вуглецю (рис. 12.3).

З атмосфери та гідросфери рослини асимілюють (1) оксид вуглецю(4). Частина рослинної маси споживається (2) людиною та тваринами. Дихання тварин та гниття їх останків (3), а також дихання рослин, гниття відмерлих рослин та горіння деревини (4) повертають атмосфері та гідросфері CO2. Процес мінералізації останків рослин (5) та тварин (6) з утворенням торфу, копалин вугілля, нафти, газу призводить до переходу вуглецю в природні копалини. У тому ж напрямку діють кислотно-основні реакції (7), що протікають між СО2 та різними гірськими породами з утворенням карбонатів (середніх, кислих та основних):

Ця неорганічна частина кругообігу призводить до втрат СО2 в атмосфері та гідросфері. Діяльність людини зі спалювання та переробки вугілля, нафти, газу (8), дров (4), навпаки, з надлишком збагачує навколишнє середовище оксидом вуглецю (4). Довгий час існувала впевненість, що завдяки фотосинтезу концентрація СО2 у атмосфері зберігається постійної. Проте в даний час збільшення вмісту СО2 в атмосфері за рахунок діяльності людини не компенсується її природним убутком. Загальне надходження СО2 в атмосферу зростає у геометричній прогресії на 4-5% на рік. Відповідно до розрахунків 2000 року зміст СО2 у атмосфері досягне приблизно 0,04 % замість 0,03 % (1990 р.).

Після розгляду властивостей та особливостей вуглецевмісних сполук слід ще раз підкреслити провідну роль вуглецю

Мал. 12.3.Кругообіг вуглецю в природі

органогену № 1: по-перше, атоми вуглецю формують скелет молекул органічних сполук; по-друге, атоми вуглецю відіграють ключову роль в окислювально-відновних процесах, оскільки серед атомів усіх органогенів саме для вуглецю найбільш характерна окислювально-відновна двоїстість. Докладніше про властивості органічних сполук - див. модуль IV "Основи біоорганічної хімії".

Загальна характеристика та біологічна роль р-елементів групи IVA.Електронними аналогами вуглецю є елементи IVA групи: кремній Si, германій Ge, олово Sn та свинець Рb (див. табл. 1.2). Радіуси атомів цих елементів закономірно зростають зі збільшенням порядкового номера, які енергія іонізації і електронегативність у своїй закономірно знижуються (разд. 1.3). Тому перші два елементи групи: вуглець і кремній - типові неметали, а германій, олово, свинець -метали, оскільки найбільш характерна віддача електронів. У ряді Ge – Sn – Рb металеві властивості посилюються.

З позиції окислювально-відновних властивостей елементи С, Si, Ge, Sn та Рb у звичайних умовах досить стійкі по відношенню до повітря та води (метали Sn та Рb - за рахунок утворення оксидної плівки на поверхні). У той же час з'єднання свинцю (4) - сильні окислювачі:

Комплексоутворюючі властивості найбільш характерні для свинцю, так як його катіони Рb 2+ є сильними комплексоутворювачами в порівнянні з катіонами інших р-елементів IVA групи. Катіони свинцю утворюють міцні комплекси із біолігандами.

Елементи групи IVA різко різняться як у вмісті в організмі, і по біологічної ролі. Вуглець відіграє основну роль у життєдіяльності організму, де його вміст становить близько 20%. Вміст інших організмів IVA групи перебуває у межах 10 -6 -10 -3 %. У той же час, якщо кремній та германій, безсумнівно, відіграють важливу роль у життєдіяльності організму, то олово і особливо свинець – токсичні. Таким чином, зі зростанням атомної маси елементів IVA групи токсичність їх сполук зростає.

Пил, що складається з частинок вугілля або діоксиду кремнію SiO2, при систематичному впливі на легені викликає захворювання – пневмоконіози. У разі вугільного пилу це антракоз -професійне захворювання шахтарів. При вдиханні пилу, що містить Si02, виникає силікоз. Механізм розвитку пневмоконіозів ще встановлено. Передбачається, що при тривалому контакті силікатних піщин з біологічними рідинами утворюється полікремнієва кислота Si02 yH2O в гелеподібному стані, відкладення якої в клітинах веде до їх загибелі.

Токсична дія свинцю відома людству дуже давно. Використання свинцю для виготовлення посуду та водопровідних труб призводило до масового отруєння людей. В даний час свинець продовжує бути одним з основних забруднювачів навколишнього середовища, оскільки викид сполук свинцю в атмосферу становить понад 400 000 т щорічно. Свинець накопичується в основному в скелеті у формі малорозчинного фосфату РЬз(Р04)2, а при демінералізації кісток надає регулярну токсичну дію на організм. Тому свинець відноситься до кумулятивних отрут. Токсичність сполук свинцю пов'язана насамперед з його комплексоутворюючими властивостями і великою спорідненістю до біолігандів, що особливо містять сульфгідрильні групи (-SH):

Утворення комплексних сполук іонів свинцю з білками, фосфоліпідами та нуклеотидами призводить до їх денатурації. Часто іони свинцю інгібують металоферменти ЕМ 2+, витісняючи з них катіони металів життя:

Свинець та його сполуки відносяться до отрути, що діє переважно на нервову систему, кровоносні судини та кров. При цьому сполуки свинцю впливають на синтез білка, енергетичний баланс клітин та їхній генетичний апарат.

У медицині застосовуються як в'яжучі зовнішні антисептичні засоби: свинець ацетат Рb(СНзСОО)2 ЗН2О (свинцеві примочки) та свинець(2) оксид РbО (свинцевий пластир). Іони свинцю цих сполук вступають у реакції з білками (альбумінами) цитоплазми мікробних клітин та тканин, утворюючи гелеподібні альбумінати. Утворення гелів вбиває мікроби і, крім того, ускладнює проникнення їх усередину клітин тканин, що знижує місцеву запальну реакцію.

МОУ «Нікіфорівська середня загальноосвітня школа №1»

Вуглець та його основні неорганічні сполуки

Реферат

Виконав: учень 9В класу

Сидоров Олександр

Вчитель: Сахарова Л.М.

Дмитрівка 2009

Вступ

Глава I. Все про вуглець

1.1. Вуглець у природі

1.2. Алотропні модифікації вуглецю

1.3. Хімічні властивості вуглецю

1.4. Застосування вуглецю

Розділ II. Неорганічні сполуки вуглецю

Висновок

Література

Вступ

Вуглець (лат. Carboneum) С – хімічний елемент IV групи періодичної системи Менделєєва: атомний номер 6, атомна маса 12,011 (1). Розглянемо будову атома вуглецю. На зовнішньому енергетичному рівні атома вуглецю знаходяться чотири електрони. Зобразимо графічно:

Вуглець був відомий з давніх-давен, і ім'я першовідкривача цього елемента невідоме.

Наприкінці XVII ст. флорентійські вчені Аверані та Тарджоні намагалися сплавити кілька дрібних алмазів в один великий і нагріли їх за допомогою запалювального скла сонячним промінням. Алмази зникли, згорівши на повітрі. У 1772 р. французький хімік А. Лавуазьє показав, що при згорянні алмазу утворюється СО2. Лише у 1797 р. англійський вчений С. Теннант довів ідентичність природи графіту та вугілля. Після згоряння рівних кількостей вугілля та алмазу обсяги оксиду вуглецю (IV) виявилися однаковими.

Різноманітність сполук вуглецю, що пояснюється здатністю його атомів з'єднуватися один з одним і атомами інших елементів у різний спосіб, зумовлює особливе положення вуглецю серед інших елементів.

Глава I . Все про вуглецю

1.1. Вуглець у природі

Вуглець знаходиться в природі як у вільному стані, так і у вигляді сполук.

Вільний вуглець зустрічається у вигляді алмазу, графіту та карбину.

Алмази дуже рідкісні. Найбільший з відомих алмазів – «Куллінан» був знайдений у 1905 р. у Південній Африці, важив 621,2 г і мав розміри 10×6,5×5 см. В Алмазному фонді в Москві зберігається один із найбільших та найкрасивіших алмазів у світі - "Орлов" (37,92 г).

Свою назву алмаз отримав від грецьк. "Адамас" - непереможний, незламний. Найзначніші родовища алмазів перебувають у Південній Африці, Бразилії, Якутії.

Великі поклади графіту перебувають у ФРН, Шрі-Ланці, Сибіру, ​​Алтаї.

Головними вуглецевими мінералами є: магнезит МgСО 3 , кальцит (вапняний шпат, вапняк, мармур, крейда) СаСО 3 , доломіт СаМg(СО 3) 2 та ін.

Усі горючі копалини – нафта, газ, торф, кам'яні та бурі вугілля, сланці – побудовані на вуглецевій основі. Близькі за складом до вуглецю деякі викопні вугілля, що містять до 99%.

Перед вуглецю припадає 0,1% земної кори.

У вигляді оксиду вуглецю (IV) 2 вуглець входить до складу атмосфери. У гідросфері розчинено велику кількість СО 2 .

1.2. Алотропні модифікації вуглецю

Елементарний вуглець утворює три алотропні модифікації: алмаз, графіт, карбін.

1. Алмаз – безбарвна, прозора кристалічна речовина, що надзвичайно сильно заломлює промені світла. Атоми вуглецю в алмазі перебувають у стані sр 3 -гібридизації. У збудженому стані відбувається розпарювання валентних електронів в атомах вуглецю та утворення чотирьох неспарених електронів. При утворенні хімічних зв'язків електронні хмари набувають однакової витягнутої форми і розташовуються в просторі так, що їх осі виявляються спрямованими до вершин тетраедра. При перекриванні вершин цих хмар з хмарами інших атомів вуглецю виникають ковалентні зв'язки під кутом 109°28", і утворюється атомна кристалічна решітка, характерна для алмазу.

Кожен атом вуглецю в алмазі оточений чотирма іншими, розташованими від нього у напрямках від центру тетраедрів до вершин. Відстань між атомами в тетраедрах дорівнює 0,154 нм. Міцність всіх зв'язків однакова. Таким чином, атоми в алмазі "упаковані" дуже щільно. При 20°С щільність алмазу становить 3515 г/см 3 . Цим пояснюється його виняткова твердість. Діамант погано проводить електричний струм.

У 1961 р. у Радянському Союзі було розпочато промислове виробництво синтетичних алмазів із графіту.

При промисловому синтезі алмазів використовуються тиску тисячі МПа і температури від 1500 до 3000°С. Процес ведуть у присутності каталізаторів, якими можуть бути деякі метали, наприклад Ni. Основна маса алмазів, що утворюються, - невеликі кристали і алмазний пил.

Діамант при нагріванні без доступу повітря вище 1000°С перетворюється на графіт. При 1750 ° С перетворення алмазу на графіт відбувається швидко.

Структура алмазу

2. Графіт - сіро-чорна кристалічна речовина з металевим блиском, жирна на дотик, по твердості поступається навіть папері.

Атоми вуглецю в кристалах графіту перебувають у стані sр 2 -гібридизації: кожен з них утворює три ковалентні зв'язки з сусідніми атомами. Кути між напрямками зв'язків дорівнюють 120°. В результаті утворюється сітка, що складається з правильних шестикутників. Відстань між сусідніми ядрами атомів вуглецю усередині шару становить 0,142 нм. Четвертий електрон зовнішнього шару кожного атома вуглецю в графіті займає р-орбіталь, що не бере участь у гібридизації.

Негібридні електронні хмари атомів вуглецю орієнтовані перпендикулярно до площини шару, і перекриваючись один з одним, утворюють справакалізовані σ-зв'язки. Сусідні шари в кристалі графіту знаходяться один від одного на відстані 0,335 нм і слабко пов'язані між собою, переважно силами Ван-дер-Ваальса. Тому графіт має низьку механічну міцність і легко розщеплюється на лусочки, які власними силами дуже міцні. Зв'язок між шарами атомів вуглецю у графіті частково має металевий характер. Цим пояснюється той факт, що графіт добре проводить електричний струм, але все ж не так добре, як метали.

Структура графіту

Фізичні властивості у графіті сильно різняться за напрямками – перпендикулярним і паралельним шарам атомів вуглецю.

При нагріванні без доступу повітря графіт не зазнає жодних змін до 3700°С. При зазначеній температурі він виганяється, не плавлячись.

Штучний графіт одержують із кращих сортів кам'яного вугілля при 3000°С в електричних печах без доступу повітря.

Графіт термодинамічно стійкий у широкому інтервалі температур та тисків, тому він приймається як стандартний стан вуглецю. Щільність графіту становить 2265 г/см 3 .

3. Карбін – дрібнокристалічний порошок чорного кольору. У його кристалічній структурі атоми вуглецю з'єднані одинарними і потрійними зв'язками, що чергуються, в лінійні ланцюжки.

−С≡С−С≡С−С≡С−

Цю речовину вперше отримано В.В. Коршаком, А.М. Сладковим, В.І. Касаточкіним, Ю.П. Кудрявцева на початку 60-х років XX століття.

Згодом було показано, що карбін може існувати в різних формах і містить поліацетиленові, так і полікумуленові ланцюжки, в яких вуглецеві атоми пов'язані подвійними зв'язками:

С=С=С=С=С=С=

Пізніше карбін був знайдений у природі – у метеоритній речовині.

Карбін має напівпровідникові властивості, під дією світла його провідність сильно збільшується. За рахунок існування різних типів зв'язку та різних способів укладання ланцюгів з вуглецевих атомів у кристалічній решітці фізичні властивості карбину можуть змінюватися в широких межах. При нагріванні без доступу повітря вище 2000 С карбін стійкий, при температурах близько 2300 С спостерігається його перехід в графіт.

Природний вуглець складається з двох ізотопів (98,892%) та (1,108%). Крім того, в атмосфері виявлено незначні домішки радіоактивного ізотопу, який одержують штучним шляхом.

Раніше вважали, що деревне вугілля, сажа і кокс близькі за складом чистого вуглецю і відрізняються за властивостями від алмазу і графіту, являють собою самостійну алотропну модифікацію вуглецю («аморфний вуглець»). Однак було встановлено, що ці речовини складаються з найдрібніших кристалічних частинок, в яких атоми вуглецю пов'язані так само, як у графіті.

4. Вугілля – тонко подрібнений графіт. Утворюється при термічному розкладанні вуглецевмісних сполук без доступу повітря. Вугілля істотно різняться за властивостями залежно від речовини, з якої вони отримані та способу отримання. Вони завжди містять домішки, що впливають на їх властивості. Найважливіші сорти вугілля – кокс, деревне вугілля, сажа.

Кокс виходить під час нагрівання кам'яного вугілля без доступу повітря.

Деревне вугілля утворюється при нагріванні дерева без доступу повітря.

Сажа дуже дрібний графітовий кристалічний порошок. Утворюється при спалюванні вуглеводнів (природного газу, ацетилену, скипидару та ін) при обмеженому доступі повітря.

Активне вугілля - пористі промислові адсорбенти, що складаються переважно з вуглецю. Адсорбцією називають поглинання поверхнею твердих речовин газів та розчинених речовин. Активне вугілля отримують з твердого палива (торфу, бурого та кам'яного вугілля, антрациту), дерева та продуктів його переробки (деревного вугілля, тирси, відходів паперового виробництва), відходів шкіряної промисловості, матеріалів тваринного походження, наприклад кісток. Вугілля, що відрізняється високою механічною міцністю, виробляють із шкаралупи кокосових та інших горіхів, із кісточок плодів. Структура вугілля представлена ​​порами всіх розмірів, проте адсорбційна ємність та швидкість адсорбції визначаються вмістом мікропор в одиниці маси або об'єму гранул. При виробництві активного вугілля спочатку вихідний матеріал піддають термічної обробки без доступу повітря, в результаті якої з нього видаляється волога та частково смоли. При цьому утворюється крупнопориста структура вугілля. Для отримання мікропористої структури активацію роблять або окисленням газом або парою, або обробкою хімічними реагентами.

1.3. Хімічні властивості вуглецю

При нормальних температурах алмаз, графіт, вугілля хімічно інертні, але за високих температурах активність їх збільшується. Як і з будови основних форм вуглецю, вугілля входить у реакції легше, ніж графіт і більше алмаз. Графіт як більш реакційноздатний, ніж алмаз, а й, реагуючи з деякими речовинами, може утворювати такі продукти, яких утворює алмаз.

1. Як окислювач вуглець реагує з деякими металами при високих температурах, утворюючи карбіди:

ЗС + 4Аl = Аl 4 З 3 (карбід алюмінію).

2. З воднем вугілля та графіт утворюють вуглеводні. Найпростіший представник – метан СН 4 – може бути отриманий у присутності каталізатора Ni за високої температури (600-1000°С):

С + 2Н 2 СН 4 .

3. При взаємодії з киснем вуглець виявляє відновлювальні властивості. При повному згорянні вуглецю будь-якої алотропної модифікації утворюється оксид вуглецю (IV):

З + Про 2 = СО 2 .

При неповному згорянні утворюється оксид вуглецю (II) СО:

З + Про 2 = 2СО.

Обидві реакції екзотермічні.

4. Особливо яскраво відновлювальні властивості вугілля виявляються при взаємодії з оксидами металів (цинку, міді, свинцю та ін.), наприклад:

З + 2CuO = СО 2 + 2Cu,

З + 2ZnO = СО 2 + 2Zn.

На цих реакціях засновано найважливіший процес металургії – виплавка металів із руд.

В інших випадках, наприклад, при взаємодії з оксидом кальцію, утворюються карбіди:

СаО + ЗС = СаС 2 + СО.

5. Вугілля окислюється гарячими концентрованими сірчаною та азотною кислотами:

З + 2Н 2 SO 4 = З 2 + 2SO 2 + 2Н 2 О,

ЗС + 4НNО 3 = ЗСО 2 + 4NO + 2Н2О.

Будь-які форми вуглецю стійкі до лугів!

1.4. Застосування вуглецю

Алмази використовуються для обробки різних твердих матеріалів, для різання, шліфування, свердління та гравіювання скла, для буріння гірських порід. Алмази після шліфування та огранювання перетворюються на діаманти, що використовуються як прикраси.

Графіт – найцінніший матеріал сучасної промисловості. З графіту виготовляють ливарні форми, плавильні тиглі та інші вогнетривкі вироби. Завдяки високій хімічній стійкості графіт застосовується для виготовлення труб та апаратів, викладених зсередини графітовими плитами. Значні кількості графіту використовують у електротехнічній промисловості, наприклад, при виготовленні електродів. Графіт використовується для виготовлення олівців і деяких фарб, як мастильний матеріал. Дуже чистий графіт використовують у ядерних реакторах для уповільнення нейтронів.

Лінійний полімер вуглецю – карбін – привертає увагу вчених як перспективний матеріал для виготовлення напівпровідників, які можуть працювати при високих температурах та надміцних волокон.

Деревне вугілля використовується у металургійній промисловості, у ковальській справі.

Кокс застосовується як відновник при виплавці металів з руд.

Сажа застосовується як наповнювач гум для підвищення міцності, тому автомобільні шини – чорного кольору. Використовують сажу та як компонент друкарських фарб, туші, крему для взуття.

Активне вугілля використовується для очищення, вилучення та поділу різних речовин. Активне вугілля застосовуються як наповнювачі протигазів і як сорбуючий засіб в медицині.

Глава II . Неорганічні сполуки вуглецю

Вуглець утворює два оксиди - оксид вуглецю (II) СО і оксид вуглецю (IV) СО 2 .

Оксид вуглецю (II) СО – безбарвний газ, що не має запаху, малорозчинний у воді. Його називають чадним газом, тому що він дуже отруйний. Потрапляючи при диханні в кров, швидко з'єднується з гемоглобіном, утворюючи міцну сполуку карбоксигемоглобін, позбавляючи цим можливості гемоглобін переносити кисень.

При вдиханні повітря, що містить 0,1%, людина може раптово втратити свідомість і померти. Чадний газ утворюється при неповному згорянні палива, ось чому так небезпечно передчасне закривання димоходів.

Оксид вуглецю (II) відносять, як ви вже знаєте, до несолетворних оксидів, оскільки, будучи оксидом неметалу, він повинен реагувати з лугами та основними оксидами з утворенням солі та води, проте цього не спостерігається.

2СО + Про 2 = 2СО2.

Оксид вуглецю (II) здатний забирати кисень у оксидів металів, тобто. відновлювати метали з оксидів.

Fe 2 Про 3 + ЗСО = 2Fe + ЗСО 2 .

Саме цю властивість оксиду вуглецю (II) використовують у металургії при виплавці чавуну.

Оксид вуглецю (IV) СО 2 – широко відомий під назвою вуглекислий газ – безбарвний газ, що не має запаху. Він приблизно в півтора рази важчий за повітря. За звичайних умов у 1 обсязі води розчиняється 1 об'єм вуглекислого газу.

При тиску приблизно 60 атм вуглекислий газ перетворюється на безбарвну рідину. При випаровуванні рідкого вуглекислого газу частина його перетворюється на тверду снігоподібну масу, яку в промисловості пресують – це відомий вам «сухий лід», який застосовують для зберігання харчових продуктів. Ви вже знаєте, що твердий вуглекислий газ має молекулярну решітку, здатний до сублімації.

Вуглекислий газ 2 - це типовий кислотний оксид: взаємодіє з лугами (наприклад, викликає помутніння вапняної води), з основними оксидами і водою.

Він не горить і не підтримує горіння, і тому застосовується для гасіння пожеж. Однак магній продовжує горіти у вуглекислому газі з утворенням оксиду та виділенням вуглецю у вигляді сажі.

2 + 2Mg = 2MgO + С.

Вуглекислий газ одержують, діючи на солі вугільної кислоти – карбонати розчинами соляної, азотної та навіть оцтової кислот. У лабораторії вуглекислий газ отримують при дії на крейду або мармур соляної кислоти.

СаСО 3 + 2НСl = СаСl 2 + Н 20 + С02.

У промисловості вуглекислий газ одержують випалом вапняку:

СаСО 3 = СаО + С0 2 .

Вуглекислий газ, крім вже названої галузі застосування, використовують також для виготовлення шипучих напоїв та отримання соди.

При розчиненні оксиду вуглецю (IV) у воді утворюється вугільна кислота Н 2 СО 3 яка дуже нестійка і легко розкладається на вихідні компоненти - вуглекислий газ і воду.

Як двоосновна кислота, вугільна кислота утворює два ряди солей: середні - карбонати, наприклад СаСО 3 і кислі - гідрокарбонати, наприклад Са(НСО 3) 2 . З карбонатів у воді розчиняються лише солі калію, натрію та амонію. Кислі солі, як правило, розчиняються у воді.

При надлишку вуглекислого газу у присутності води карбонати можуть перетворюватися на гідрокарбонати. Так, якщо через вапняну воду пропускати вуглекислий газ, то вона спочатку помутніє через нерозчинний у воді карбонату кальцію, що випав в осад, проте при подальшому пропусканні вуглекислого газу помутніння зникає в результаті утворення розчинного гідрокарбонату кальцію:

СаСО 3 + Н 2 O + СО 2 = Са(НСO 3) 2 .

Саме наявністю цієї солі пояснюється тимчасова жорсткість води. Чому тимчасова? Тому, що при нагріванні розчинний гідрокарбонат кальцію знову перетворюється на нерозчинний карбонат:

Са(НСO 3) 2 = СаСO 3 ↓ + Н 2 0 + С0 2 .

Ця реакція призводить до утворення накипу на стінках котлів, труб парового опалення та домашніх чайників, а в природі в результаті цієї реакції формуються в печерах химерні сталактити, що звисають вниз, назустріч яким знизу виростають сталагміти.

Інші солі кальцію та магнію, зокрема хлориди та сульфати, надають воді постійної жорсткості. Кип'ятінням постійну жорсткість води усунути не можна. Доводиться використовувати інший карбонат – соду.

Na 2 CО 3 яка перекладає ці іони Са 2+ в осад, наприклад:

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

Соду можна використовувати й усунення тимчасової жорсткості води.

Карбонати і гідрокарбонати можна виявити за допомогою розчинів кислот: при дії на них кислот спостерігається характерне «закипання» через вуглекислий газ, що виділяється.

Ця реакція є якісною реакцією на солі вугільної кислоти.

Висновок

Все земне життя ґрунтується на вуглеці. Кожна молекула живого організму побудована з урахуванням вуглецевого скелета. Атоми вуглецю постійно мігрують із однієї частини біосфери (вузької оболонки Землі, де існує життя) до іншої. На прикладі кругообігу вуглецю в природі можна простежити в динаміці картину життя на нашій планеті.

Основні запаси вуглецю Землі перебувають у вигляді що міститься у атмосфері і розчиненого у Світовому океані діоксиду вуглецю, тобто вуглекислого газу (CO 2 ). Розглянемо спочатку молекули вуглекислого газу, що у атмосфері. Рослини поглинають ці молекули, потім у процесі фотосинтезу атом вуглецю перетворюється на різноманітні органічні сполуки і таким чином входить у структуру рослин. Далі можливо кілька варіантів:

1. Вуглець може залишатися в рослинах, доки рослини не загинуть. Тоді їх молекули підуть у їжу редуцентам (організмам, які харчуються мертвою органічною речовиною і при цьому руйнують її до простих неорганічних сполук), таких як гриби та терміти. Зрештою вуглець повернеться в атмосферу як CO 2 ;

2. Рослини можуть бути з'їдені травоїдними тваринами. В цьому випадку вуглець або повернеться в атмосферу (у процесі дихання тварин і при їх розкладанні після смерті), або травоїдні тварини будуть з'їдені м'ясоїдними (і тоді вуглець знову ж таки повернеться в атмосферу тими ж шляхами);

3. рослини можуть загинути та опинитися під землею. Тоді зрештою вони перетворяться на викопне паливо – наприклад, на вугілля.

У разі розчинення вихідної молекули CO 2 в морській воді також можливо кілька варіантів:

Вуглекислий газ може просто повернутися в атмосферу (цей вид взаємного газообміну між Світовим океаном та атмосферою відбувається постійно);

Вуглець може увійти до тканин морських рослин або тварин. Тоді він поступово накопичуватиметься у вигляді відкладень на дні Світового океану і врешті-решт перетвориться на вапняк або з відкладень знову перейде в морську воду.

Якщо вуглець увійшов до складу осадових відкладень або копалини, він вилучається з атмосфери. Протягом існування Землі вилучений в такий спосіб вуглець заміщався вуглекислим газом, що у атмосферу при вулканічних виверженнях та інших геотермальних процесах. У сучасних умовах до цих природних факторів додаються також викиди при спалюванні людиною викопного палива. У зв'язку із впливом CO 2 на парниковий ефект дослідження круговороту вуглецю стало важливим завданням для вчених, які займаються вивченням атмосфери.

Складовою частиною цих пошуків є встановлення кількості CO 2 , що у тканинах рослин (наприклад, у щойно посадженому лісі) – вчені називають це стоком вуглецю. Оскільки уряди різних країн намагаються досягти міжнародної угоди щодо обмеження викидів CO 2 , питання збалансованого співвідношення стоків та викидів вуглецю в окремих державах стало головним яблуком розбрату для промислових країн. Проте вчені сумніваються, що накопичення вуглекислого газу в атмосфері можна зупинити одними лісопосадками.

Вуглець постійно циркулює в земній біосфері замкнутими взаємопов'язаними шляхами. В даний час до природних процесів додаються наслідки спалювання викопного палива.

Література:

1. Ахметов Н.С. Хімія 9 клас: навч. для загальноосвіт. навч. закладів. - 2-ге вид. - М.: Просвітництво, 1999. - 175 с.: Іл.

2. Габрієлян О.С. Хімія 9 клас: навч. для загальноосвіт. навч. закладів. - 4-те вид. - М.: Дрофа, 2001. - 224 с.: Іл.

3. Габрієлян О.С. Хімія 8–9 класи: метод. допомога. - 4-те вид. - М.: Дрофа, 2001. - 128 с.

4. Єрошін Д.П., Шишкін Є.А. Методика вирішення задач з хімії: навч. допомога. - М.: Просвітництво, 1989. - 176 с.: Іл.

5. Кременчуцька М. Хімія: Довідник школяра. - М.: Філол. заг-во «СЛОВО»: ТОВ «Изд-во АСТ», 2001. - 478 з.

6. Крицман В.А. Книга для читання з неорганічної хімії. - М.: Просвітництво, 1986. - 273 с.