Углерод – это, наверное, один из самых впечатляющих элементов химии на нашей планете, который обладает уникальной способностью образовывать огромное множество различных органических и неорганических связей.

Одним словом, углеродные соединения, которые обладают уникальными характеристиками – основа жизни на нашей планете.

Что такое углерод

В химической таблице Д.И. Менделеева углерод находится под шестым номером, входит в 14 группу и носит обозначение «С».

Физические свойства

Это водородное соединение, входящее в группу биологических молекул, молярная масса и молекулярная масса которого – 12,011, температура плавления составляет 3550 градусов.

Степень окисления данного элемента может быть: +4, +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3, -4, а плотность составляет 2,25 г/см 3 .

В агрегатном состоянии углерод — твердое вещество, а кристаллическая решетка — атомная.

Углерод имеет следующие аллотропные модификации:

• графит;
• фуллерен;
• карбин.

Строение атома

Атом вещества имеет электронную конфигурацию вида — 1S 2 2S 2 2P 2 . На внешнем уровне у атома 4 электрона, находящиеся на двух разных орбиталях.

Если же брать возбужденное состояние элемента, то его конфигурация становится 1S 2 2S 1 2P 3 .

К тому же атом вещества может быть первичным, вторичным, третичным и четвертичным.

Химические свойства

Пребывая в нормальных условиях, элемент инертен и во взаимодействие с металлами и неметаллами вступает при повышенных температурах:

• взаимодействует с металлами, вследствие чего образуются карбиды;
• вступает в реакцию с фтором (галоген);
• при повышенных температурах взаимодействует с водородом и серой;
• при повышении температуры обеспечивает восстановление металлов и неметаллов из оксидов;
• при 1000 градусах вступает во взаимодействие с водой;
• при повышении температуры горит.

Получение углерода

Углерод в природе можно найти в виде черного графита либо же, что очень редко, в виде алмаза. Ненатуральный графит получают с помощью реакции кокса с кремнеземом.

А ненатуральные алмазы получают, применяя тепло и давление вместе с катализаторами. Так металл расплавляется, а получившийся алмаз выходит в виде осадка.

Добавление азота приводит к получению желтоватых алмазов, а бора – голубоватых.

История открытия

Углерод использовался людьми с давних времен. Грекам был известен графит и уголь, а алмазы впервые нашлись в Индии. К слову, в качестве графита люди часто принимали схожие по виду соединения. Но даже несмотря на это, графит широко использовался для письма, ведь даже слово «графо» с греческого языка переводится как «пишу».

В настоящее время графит используется так же в письме, в частности его можно встретить в карандашах. В начале 18 века в Бразилии началась торговля алмазами, были открыты многие месторождения, а уже во второй половине 20 века люди научились получать ненатуральные драгоценные камни.

На настоящий момент ненатуральные алмазы используются в промышленности, а настоящие – в ювелирной сфере.

Роль углерода в организме человека

В тело человека углерод попадает вместе с пищей, в течение суток – 300 г. А общее количество вещества в человеческом организме составляет 21% от массы тела.

Из данного элемента состоят на 2/3 мышцы и 1/3 костей. А выводится из тела газ вместе с выдыхаемым воздухом либо же с мочевиной.

Стоит отметить: без этого вещества жизнь на Земле невозможна, ведь углерод составляет связи, помогающие организму бороться с губительным влиянием окружающего мира.

Таким образом, элемент способен составлять продолжительные цепи либо же кольца атомов, которые представляют собой основу для множества других важных связей.

Нахождение в природе углерода

Элемент и его соединения можно встретить повсюду. В первую очередь отметим, что вещество составляет 0,032% от общего количества земной коры.

Одиночный элемент можно встретить в каменном угле. А кристаллический элемент находится в аллотропных модификациях. Также в воздухе постоянно растет количество углекислого газа.

Большую концентрацию элемента в окружающей среде можно встретить в качестве соединений с различными элементами. Например, двуокись углерода содержится в воздухе в количестве 0,03%. В таких минералах как известняк или же мрамор, содержатся карбонаты.

Все живые организмы несут в себе соединения углерода с иными элементами. К тому же остатки живых организмов становятся такими отложениями, как нефть, битум.

Применение углерода

Соединения этого элемента широко используются во всех сферах нашей жизни и перечислять их можно бесконечно долго, поэтому мы укажем несколько из них:

• графит используется в грифелях карандашей и изготовлении электродов;
• алмазы нашли свое широкое применение в ювелирной сфере и в буровом деле;
• углерод используют как восстановитель для выведения таких элементов, как железная руда и кремний ;
• активированный уголь, состоящий в основном из этого элемента, широко используется в медицинской области, промышленности и в быту.

Углерод (С) – типичный неметалл; в периодической системе находится в 2-м периоде IV группе, главной подгруппе. Порядковый номер 6, Ar = 12,011 а.е.м., заряд ядра +6.

Физические свойства: углерод образует множество аллотропных модификаций: алмаз – одно из самых твердых веществ, графит, уголь, сажа .

Атом углерода имеет 6 электронов: 1s 2 2s 2 2p 2 . Последние два электрона располагаются на отдельных р-орбиталях и являются неспаренными. В принципе, эта пара могла бы занимать одну орбиталь, но в таком случае сильно возрастает межэлектронное отталкивание. По этой причине один из них занимает 2р х, а другой, либо 2р у , либо 2р z -орбитали.

Различие энергии s- и р-подуровней внешнего слоя невелико, поэтому атом довольно легко переходит в возбужденное состояние, при котором один из двух электронов с 2s-орбитали переходит на свободную 2р. Возникает валентное состояние, имеющее конфигурацию 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . Именно такое состояние атома углерода характерно для решетки алмаза — тетраэдрическое пространственное расположение гибридных орбиталей, одинаковая длина и энергия связей.

Это явление, как известно, называют sp 3 -гибридизацией, а возникающие функции – sp 3 -гибридными. Образование четырех sp 3 -cвязeй обеспечивает атому углерода более устойчивое состояние, чем три р-р- и одна s-s-связи. Помимо sp 3 -гибридизации у атома углерода наблюдается также sp 2 — и sp-гибридизация. В первом случае возникает взаимное наложение s- и двух р-орбиталей. Образуются три равнозначные sp 2 — гибридных орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу. Третья орбиталь р неизменна и направлена перпендикулярно плоскости sp 2 .

При sp-гибридизации происходит наложение орбиталей s и р. Между двумя образующимися равноценными гибридными орбиталями возникает угол 180°, при этом две р-орбитали у каждого из атомов остаются неизменными.

Аллотрорпия углерода. Алмаз и графит

В кристалле графита атомы углерода расположены в параллельных плоскостях, занимая в них вершины правильных шестиугольников. Каждый из атомов углерода связан с тремя соседними sp 2 -гибридными связями. Между параллельными плоскостями связь осуществляется за счет ван-дер-ваальсовых сил. Свободные р-орбитали каждого из атомов направлены перпендикулярно плоскостям ковалентных связей. Их перекрыванием объясняется дополнительная π-связь между атомами углерода. Таким образом, от валентного состояния, в котором находятся атомы углерода в веществе, зависят свойства этого вещества .

Химические свойства углерода

Наиболее характерные степени окисления: +4, +2.

При низких температурах углерод инертен, но при нагревании его активность возрастает.

Углерод как восстановитель:

— с кислородом
C 0 + O 2 – t° = CO 2 углекислый газ
при недостатке кислорода — неполное сгорание:
2C 0 + O 2 – t° = 2C +2 O угарный газ

— со фтором
С + 2F 2 = CF 4

— с водяным паром
C 0 + H 2 O – 1200° = С +2 O + H 2 водяной газ

— с оксидами металлов. Таким образом выплавляют металл из руды.
C 0 + 2CuO – t° = 2Cu + C +4 O 2

— с кислотами – окислителями:
C 0 + 2H 2 SO 4 (конц.) = С +4 O 2 ­ + 2SO 2 ­ + 2H 2 O
С 0 + 4HNO 3 (конц.) = С +4 O 2 ­ + 4NO 2 ­ + 2H 2 O

— с серой образует сероуглерод:
С + 2S 2 = СS 2 .

Углерод как окислитель:

— с некоторыми металлами образует карбиды

4Al + 3C 0 = Al 4 C 3

Ca + 2C 0 = CaC 2 -4

— с водородом — метан (а также огромное количество органических соединений)

C 0 + 2H 2 = CH 4

— с кремнием, образует карборунд (при 2000 °C в электропечи):

Нахождение углерода в природе

Ссвободный углерод встречается в виде алмаза и графита. В виде соединений углерод находится в составе минералов: мела, мрамора, известняка – СаСО 3 , доломита – MgCO 3 *CaCO 3 ; гидрокарбонатов – Mg(НCO 3) 2 и Са(НCO 3) 2 , СО 2 входит в состав воздуха; углерод является главной составной частью природных органических соединений – газа, нефти, каменного угля, торфа, входит в состав органических веществ, белков, жиров, углеводов, аминокислот, входящих в состав живых организмов.

Неорганические соединения углерода

Ни ионы С 4+ , ни С 4- ‑ ни при каких обычных химических процессах не образуются: в соединениях углерода имеются ковалентные связи различной полярности.

Оксид углерода (II) СО

Угарный газ; бесцветный, без запаха, малорастворим в воде, растворим в органических растворителях, ядовит, t°кип = -192°C; t пл. = -205°C.

Получение
1) В промышленности (в газогенераторах):
C + O 2 = CO 2

2) В лаборатории — термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H 2 SO 4 (конц.):
HCOOH = H 2 O + CO­

H 2 C 2 O 4 = CO­ + CO 2 ­ + H 2 O

Химические свойства

При обычных условиях CO инертен; при нагревании – восстановитель; несолеобразующий оксид.

1) с кислородом

2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2

2) с оксидами металлов

C +2 O + CuO = Сu + C +4 O 2

3) с хлором (на свету)

CO + Cl 2 – hn = COCl 2 (фосген)

4) реагирует с расплавами щелочей (под давлением)

CO + NaOH = HCOONa (формиат натрия)

5) с переходными металлами образует карбонилы

Ni + 4CO – t° = Ni(CO) 4

Fe + 5CO – t° = Fe(CO) 5

Оксид углерода (IV) СO 2

Углекислый газ, бесцветный, без запаха, растворимость в воде — в 1V H 2 O растворяется 0,9V CO 2 (при нормальных условиях); тяжелее воздуха; t°пл.= -78,5°C (твёрдый CO 2 называется «сухой лёд»); не поддерживает горение.

Получение

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

CaCO 3 – t° = CaO + CO 2

1. Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:

CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2 ­

NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2 ­

Химические свойства СO 2
Кислотный оксид: реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты

Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

NaOH + CO 2 = NaHCO 3

При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства

С +4 O 2 + 2Mg – t° = 2Mg +2 O + C 0

Качественная реакция

Помутнение известковой воды:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ¯(белый осадок) + H 2 O

Оно исчезает при длительном пропускании CO 2 через известковую воду, т.к. нерастворимый карбонат кальция переходит в растворимый гидрокарбонат:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Сa(HCO 3) 2

Угольная кислота и её соли

H 2 CO 3 — Кислота слабая, существует только в водном растворе:

CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3

Двухосновная:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 — Кислые соли — бикарбонаты, гидрокарбонаты
HCO 3 — ↔ H + + CO 3 2- Cредние соли — карбонаты

Характерны все свойства кислот.

Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:

2NaHCO 3 – t° = Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 ­

Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 = 2NaHCO 3

Карбонаты металлов (кроме щелочных металлов) при нагревании декарбоксилируются с образованием оксида:

CuCO 3 – t° = CuO + CO 2 ­

Качественная реакция — «вскипание» при действии сильной кислоты:

Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2 ­

CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2 ­

Карбиды

Карбид кальция:

CaO + 3 C = CaC 2 + CO

CaC 2 + 2 H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2 .

Ацетилен выделяется при реакции с водой карбидов цинка, кадмия, лантана и церия:

2 LaC 2 + 6 H 2 O = 2La(OH) 3 + 2 C 2 H 2 + H 2 .

Be 2 C и Al 4 C 3 разлагаются водой с образованием метана:

Al 4 C 3 + 12 H 2 O = 4 Al(OH) 3 = 3 CH 4 .

В технике применяют карбиды титана TiC, вольфрама W 2 C (твердые сплавы), кремния SiC (карборунд – в качестве абразива и материала для нагревателей).

Цианиды

получают при нагревании соды в атмосфере аммиака и угарного газа:

Na 2 CO 3 + 2 NH 3 + 3 CO = 2 NaCN + 2 H 2 O + H 2 + 2 CO 2

Синильная кислота HCN – важный продукт химической промышленности, широко применяется в органическом синтезе. Ее мировое производство достигает 200 тыс. т в год. Электронное строение цианид-аниона аналогично оксиду углерода (II), такие частицы называют изоэлектронными:

C= O: [:C= N:] –

Цианиды (0,1-0,2%-ный водный раствор) применяют при добыче золота:

2 Au + 4 KCN + H 2 O + 0,5 O 2 = 2 K + 2 KOH.

При кипячении растворов цианидов с серой или сплавлении твердых веществ образуются роданиды :
KCN + S = KSCN.

При нагревании цианидов малоактивных металлов получается дициан: Hg(CN) 2 = Hg + (CN) 2 . Растворы цианидов окисляются до цианатов :

2 KCN + O 2 = 2 KOCN.

Циановая кислота существует в двух формах:

H-N=C=O; H-O-C= N:

В 1828 г. Фридрих Вёлер (1800-1882) получил из цианата аммония мочевину: NH 4 OCN = CO(NH 2) 2 при упаривании водного раствора.

Это событие обычно рассматривается как победа синтетической химии над «виталистической теорией».

Существует изомер циановой кислоты – гремучая кислота

H-O-N=C.
Ее соли (гремучая ртуть Hg(ONC) 2) используются в ударных воспламенителях.

Синтез мочевины (карбамида):

CO 2 + 2 NH 3 = CO(NH 2) 2 + H 2 O. При 130 0 С и 100 атм.

Мочевина является амидом угольной кислоты, существует и ее «азотный аналог» – гуанидин.

Карбонаты

Важнейшие неорганические соединения углерода – соли угольной кислоты (карбонаты). H 2 CO 3 – слабая кислота (К 1 =1,3·10 -4 ; К 2 =5·10 -11). Карбонатный буфер поддерживает углекислотное равновесие в атмосфере. Мировой океан обладает огромной буферной емкостью, потому что он является открытой системой. Основная буферная реакция – равновесие при диссоциации угольной кислоты:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 — .

При понижении кислотности происходит дополнительное поглощение углекислого газа из атмосферы с образованием кислоты:
CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .

При повышении кислотности происходит растворение карбонатных пород (раковины, меловые и известняковые отложения в океане); этим компенсируется убыль гидрокарбонатных ионов:

H + + CO 3 2- ↔ HCO 3 —

CaCO 3 (тв.) ↔ Ca 2+ + CO 3 2-

Твердые карбонаты переходят в растворимые гидрокарбонаты. Именно этот процесс химического растворения избыточного углекислого газа противодействует «парниковому эффекту» – глобальному потеплению из-за поглощения углекислым газом теплового излучения Земли. Примерно треть мирового производства соды (карбонат натрия Na 2 CO 3) используется в производстве стекла.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА УГЛЕРОДА

Углерод - малоактивен, на холоде реагирует только со фтором; химическая активность проявляется при высоких температурах.

Памятка! "Химические свойства"

С – восстановитель С 0 – 4 е - → С +4 или С 0 – 2 е - → С +2

С – окислитель С 0 + 4 е - → С -4

1) с кислородом C 0 + O 2 t ˚ C → CO 2 углекислый газ Опыт при недостатке кислорода наблюдается неполное сгорание образуется угарный газ: 2C 0 + O 2 t ˚ C → 2C +2 O 2) со фтором С + 2F 2 → CF 4 3) с водяным паром C 0 + H 2 O t ˚ C →С +2 O + H 2 водяной газ 4) с оксидами металлов С + Me x O y = CO 2 + Me C 0 + 2CuO t˚C → 2Cu + C +4 O 2 5) с кислотами – окислителями: C 0 + 2 H 2 SO 4 (конц.) →С +4 O 2 ­ + 2 SO 2 ­ + 2 H 2 O С 0 + 4 HNO 3 (конц.) →С +4 O 2 ­ + 4 NO 2 ­ + 2 H 2 O

1) с некоторыми металлами образует карбиды 4 Al + 3 C 0 t ˚ C → Al 4 C 3 -4 Ca + 2 C 0 t ˚ C → CaC 2 -1 2) с водородом C 0 + 2H 2 t˚C →CH 4

Адсорбция

Обратный процесс - выделение этих поглощённых веществ - десорбция.

Применение адсорбции

Очистка от примесей (в производстве сахара и др.), для защиты органов дыхания (противогазы), в медицине (таблетки "Карболен") и др.

Применение углерода

Алмазы широко применяются для резки горных пород и шлифования особо твердых материалов. Из алмазов при огранке делают ювелирные украшения. Графит применяют для изготовления инертных электродов и грифелей карандашей. В смеси с техническими маслами в качестве смазочного материала. Из смеси графита с глиной изготавливают плавильные тигли. Графит используют в ядерной промышленности, как поглотитель нейтронов.

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

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

ДРЕВЕСНЫЙ УГОЛЬ

Древе́сный у́голь - микропористый высокоуглеродистый продукт, образующийся при разложении древесины без доступа воздуха. Применяется в производстве кристаллического кремния, сероуглерода, чёрных и цветных металлов, активированного угля и т. д., а также как бытовое топливо (удельная теплота сгорания 31,5-34 МДж/кг).

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Закончите уравнения реакций, составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель для каждой реакции:

С+О 2 (изб) =

С+О 2 (недост) =

С + H 2 =

C + Ca =

C + Al =

№2. Составьте уравнения реакций, протекающих при нагревании угля со следующими оксидами: оксидом железа (III) и оксидом олова (IV). Составьте электронный баланс для каждой реакции, укажите процессы окисления и восстановления; окислитель и восстановитель.

Характеристика элемента

6 С 1s 2 2s 2 2p 2

Изотопы: 12 С (98,892 %); 13 С (1,108%); 14 С (радиоактивный)

Кларк в земной коре 0,48 % по массе. Формы нахождения:

в свободном виде (каменный уголь, алмазы);

в составе карбонатов (СаСO 3 , МgСO 3 и др.);

в составе горючих ископаемых (уголь, нефть, газ);

в виде СO 2 - в атмосфере (0,03 % по объему);

в Мировом океане - в виде анионов НСO 3 - ;

в составе живой материи (-18 % углерода).

Химия соединений углерода - это, в основном, органическая химия. В курсе неорганической химии изучаются следующие С-содержащие вещества: свободный углерод, оксиды (СО и СO 2), угольная кислота, карбонаты и гидрокарбонаты.

Свободный углерод. Аллотропия.

В свободном состоянии углерод образует 3 аллотропные модификации: алмаз, графит и искусственно получаемый карбин. Эти видоизменения углерода различаются кристаллохимическим строением и физическими характеристиками.

Алмаз

В кристалле алмаза каждый атом углерода связан прочными ковалентными связями с четырьмя другими, размещенными вокруг него на одинаковых расстояниях.

Все атомы углерода находятся в состоянии sp 3 -гибридизации. Атомная кристаллическая решетка алмаза имеет тетраэдрическое строение.

Алмаз - бесцветное, прозрачное, сильно преломляющее свет вещество. Отличается самой большой твердостью среди всех известных веществ. Алмаз хрупкий, тугоплавкий, плохо проводит тепло и электрический ток. Небольшие расстояния между соседними атомами углерода (0,154 нм) обусловливают довольно большую плотность алмаза (3,5 г/см 3).

Графит

В кристаллической решетке графита каждый атом углерода находится в состоянии sp 2 -гибридизации и образует три прочные ковалентные связи с атомами углерода, расположенными в том же слое. В образовании этих связей участвуют по три электрона каждого атома, углерода, а четвертые валентные электроны образуют л-связи и являются относительно свободными (подвижными). Они обусловливают электро- и теплопроводность графита.

Длина ковалентной связи между соседними атомами углерода в одной плоскости равна 0,152 нм, а расстояние между атомами С в различных слоях больше в 2,5 раза, поэтому связи между ними слабые.

Графит - непрозрачное, мягкое, жирное на ощупь вещество серо-черного цвета с металлическим блеском; хорошо проводит тепло и электрический ток. Графит имеет меньшую плотность по сравнению с алмазом, легко расщепляется на тонкие чешуйки.

Разупорядоченная структура мелкокристаллического графита лежит в основе строения различных форм аморфного углерода, важнейшими из которых являются кокс, бурые и каменные угли, сажа, активированный (активный) уголь.

Карбин

Эту аллотропную модификацию углерода получают каталитическим окислением (дегидрополиконденсацией) ацетилена. Карбин - цепочечный полимер, имеющий две формы:

С=С-С=С-... и...=С=С=С=

Карбин обладает полупроводниковыми свойствами.

Химические свойства углерода

При обычной температуре обе модификации углерода (алмаз и графит) химически инертны. Мелкокристаллические формы графита - кокс, сажа, активированный уголь - более реакционноспособны, но, как правило, после их предварительного нагревания до высокой температуры.

С - активный восстановитель:

1. Взаимодействие с кислородом

С + O 2 = СO 2 + 393,5 кДж (в избытке O 2)

2С + O 2 = 2СО + 221 кДж (при недостатке O 2)

Сжигание угля - один из важнейших источников энергии.

2. Взаимодействие с фтором и серой.

С + 2F 2 = CF 4 тетрафторид углерода

С + 2S = CS 2 сероуглерод

3. Кокс - один из важнейших восстановителей, используемых в промышленности. В металлургии с его помощью получают металлы из оксидов, например:

ЗС + Fe 2 O 3 = 2Fe + ЗСО

С + ZnO = Zn + СО

4. При взаимодействии углерода с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов восстановленный металл, соединяясь с углеродом, образует карбид. Например: ЗС + СаО = СаС 2 + СО карбид кальция

5. Кокс применяется также для получения кремния:

2С + SiO 2 = Si + 2СО

6. При избытке кокса образуется карбид кремния (карборунд) SiC.

Получение «водяного газа» (газификация твердого топлива)

Пропусканием водяного пара через раскаленный уголь получают горючую смесь СО и Н 2 , называемую водяным газом:

С + Н 2 О = СО + Н 2

7. Реакции с окисляющими кислотами.

Активированный или древесный уголь при нагревании восстанавливает анионы NO 3 - и SO 4 2- из концентрированных кислот:

С + 4HNO 3 = СO 2 + 4NO 2 + 2Н 2 О

С + 2H 2 SO 4 = СO 2 + 2SO 2 + 2Н 2 О

8. Реакции с расплавленными нитратами щелочных металлов

В расплавах KNO 3 и NaNO 3 измельченный уголь интенсивно сгорает с образованием ослепительного пламени:

5С + 4KNO 3 = 2К 2 СO 3 + ЗСO 2 + 2N 2

С - малоактивный окислитель:

1. Образование солеобразных карбидов с активными металлами.

Значительное ослабление неметаллических свойств у углерода выражается в том, что функции его как окислителя проявляются в гораздо меньшей степени, чем восстановительные функции.

2. Только в реакциях с активными металлами атомы углерода переходят в отрицательно заряженные ионы С -4 и (С=С) 2- , образуя солеобразные карбиды:

ЗС + 4Al = Аl 4 С 3 карбид алюминия

2С + Са = СаС 2 карбид кальция

3. Карбиды ионного типа - очень нестойкие соединения, они легко разлагаются под действием кислот и воды, что свидетельствует о неустойчивости отрицательно заряженных анионов углерода:

Аl 4 С 3 + 12Н 2 О = ЗСН 4 + 4Аl(ОН) 3

СаС 2 + 2Н 2 О = С 2 Н 2 + Са(ОН) 2

4. Образование ковалентных соединений с металлами

В расплавах смесей углерода с переходными металлами образуются карбиды преимущественно с ковалентный типом связи. Молекулы их имеют переменный состав, а вещества в целом близки к сплавам. Такие карбиды отличаются высокой устойчивостью, они химически инертны по отношению к воде, кислотам, щелочам и многим другим реагентам.

5. Взаимодействие с водородом

При высоких Т и Р, в присутствии никелевого катализатора, углерод соединяется с водородом:

С + 2НН 2 → СНН 4

Реакция очень обратима и не имеет практического значения.

Органическая жизнь на Земле представлена соединениями углерода. Элемент входит в состав главных компонентов клеточных структур: белков, углеводов и жиров, а также составляет основу вещества наследственности - дезоксирибонуклеиновой кислоты. В неорганической природе карбон является одним из самых распространенных элементов, образующих земную кору и атмосферу планеты. Органическая химия как раздел химической науки полностью посвящен свойствам химического элемента углерода и его соединений. Наша статья рассмотрит физико-химическую характеристику карбона и особенности его свойств.

Место элемента в периодической системе Менделеева

Подгруппа углерода - это главная подгруппа IV группы, в которую, кроме карбона, входят также кремний, германий, олово и свинец. Все перечисленные элементы имеют одинаковое строение внешнего энергетического уровня, на котором расположены четыре электрона. Это обуславливает сходство их химических свойств. В обычном состоянии элементы подгруппы двухвалентны, а когда их атомы переходят в возбужденное состояние, они проявляют валентность равную 4. Физические и химические свойства углерода зависят от состояния электронных оболочек его атома. Так, в реакции с кислородом элемент, частицы которого находятся в невозбужденном состоянии, образует безразличный оксид CO. Атомы же углерода в возбужденном состоянии окисляются до диоксида углерода, проявляющего кислотные свойства.

Формы углерода в природе

Алмаз, графит и карбин - это три аллотропных видоизменения углерода как простого вещества. Прозрачные кристаллы с высокой степенью преломления световых лучей, являющиеся самым твердыми соединениями в природе - это алмазы. Они плохо проводят тепло и являются диэлектриками. Кристаллическая решетка - атомная, очень прочная. В ней каждый атом элемента окружен четырьмя другими частицами, образуя правильный тетраэдр.

Совершенно другие физико-химические свойства углерода, образующего графит. Это жирное на ощупь кристаллическое вещество темно-серого цвета. Имеет послойную структуру, расстояния между слоями атомов достаточно велики, тогда как их силы притяжения слабые. Поэтому при надавливании на графитовый стержень вещество расслаивается на тонкие чешуйки. Они оставляют на бумаге темный след. Графит теплопроводен и немного уступает металлам в электропроводности.

Способность проводить электрический ток объясняется строением кристалла вещества. В нем частицы карбона связываются с тремя другими с помощью прочных ковалентных химических связей. Четвертый валентный электрон каждого атома остается свободным и способен перемещаться в толще вещества. Направленное движение отрицательно заряженных частиц и обуславливает появление электрического тока. Сферы применения графита разнообразны. Так, его используют для изготовления электродов в электротехнике и для проведения процесса электролиза, с помощью которого получают, например, щелочные металлы в чистом виде. Графит нашел применение в ядерных реакторах для контроля скорости проходящих в них цепных реакций в качестве замедлителя нейтронов. Известно применение вещества в качестве грифельных стержней или смазки в трущихся частях механизмов.

Что такое карбин?

Черный кристаллический порошок со стеклянным блеском - это карбин. Он был синтезирован в середине XX века в России. Вещество превосходит графит по твердости, химически пассивно, обладает свойствами полупроводника и является самым стабильным видоизменением карбона. Соединение является более прочным, чем графит. Существуют еще и такие формы углерода, химические свойства которых отличаются между собой. Это сажа, древесный уголь и кокс.

Различные характеристики аллотропных модификаций углерода объясняются строением их кристаллической решеток. Он представляет собой тугоплавкое вещество без цвета и запаха. В органических растворителях нерастворим, зато способен образовывать твердые растворы - сплавы, например, с железом.

Химические свойства углерода

В зависимости от того, с каким веществом реагирует карбон, он может проявлять двойственные свойства: как восстановителя, так и окислителя. Например, сплавляя кокс с металлами, получают их соединения - карбиды. В реакции с водородом образуются углеводороды. Это органические соединения, например, метан, этилен, ацетилен, в которых, как и в случае с металлами, карбон имеет степень окисления, равную -4. Восстановительные химические реакции углерода, свойства которого мы изучаем, проявляются во время его взаимодействия с кислородом, галогенами, водой и основными оксидами.

Оксиды карбона

Сжигая уголь на воздухе с низким содержанием кислорода, получают угарный газ - оксид двухвалентного карбона. Он бесцветен, не имеет запахи и сильно токсичен. Соединяясь с гемоглобином крови в процессе дыхания, окись углерода разносится по всему человеческому организму, вызывая отравление, а затем смерть от удушья. В классификации вещество занимает место безразличных оксидов, не реагирует с водой, ему не соответствует ни основание, ни кислота. Химические свойства углерода, имеющего валентность, равную 4, отличаются от ранее рассмотренной характеристики.

Углекислый газ

Бесцветное газообразное вещество при температуре 15 и давлении в одну атмосферу переходит в твердую фазу. Она называется сухим льдом. Молекулы CO 2 неполярные, хотя ковалентная связь между атомами кислорода и карбона полярная. Соединение относится к кислотным оксидам. Взаимодействуя с водой, оно образует карбонатную кислоту. Известны реакции между углекислым газом и простыми веществами: металлами и неметаллами, например, с магнием, кальцием или коксом. В них он играет роль окислителя.

Качественная реакция на диоксид карбона

Чтобы убедиться, что исследуемый газ действительно является окисью углерода CO 2 , в неорганической химии проводят следующий опыт: вещество пропускают через прозрачный раствор известковой воды. Наблюдение помутнения раствора вследствие выпадения белого осадка карбоната кальция подтверждает присутствие в смеси реагентов молекул диоксида карбона. При дальнейшем пропускании газа через раствор гидроксида кальция осадок CaCO 3 растворяется вследствие его превращения в гидрокарбонат кальция - водорастворимую соль.

Роль углерода в доменном процессе

Химические свойства углерода используются в промышленном производстве железа из его руд: магнитного, красного или бурого железняка. Главными среди них будут восстановительные свойства углерода и оксидов - угарного и углекислого газа. Процессы, происходящие в домне, можно представить в виде следующей последовательности реакций:

• Вначале кокс сгорает в потоке воздуха, раскаленного до 1 850 °C с образованием углекислого газа: С + О 2 = СО 2 .
• Проходя через горячий углерод, он восстанавливается до монооксида карбона: СО 2 + С = 2СО.
• Угарный газ реагирует с железной рудой, в результате получаем оксид железа: 3Fe 2 O 3 + СО = 2Fe 3 O 4 + СО 2 , Fe 3 O 4 + СО = 3FeO + СО 2 .
• Реакция получения железа будет иметь следующий вид: FeO + СО = Fe + СО 2

Расплавленное железо растворяет в себе смесь углерода и угарного газа, получается вещество - цементит.

Чугун, выплавленный в домне, кроме железа, содержит до 4,5 % углерода и другие примеси: марганец, фосфор, серу. Сталь, которая отличается от чугуна рядом признаков, например, способностью к прокатыванию и ковке, имеет в своем составе всего от 0,3 до 1,7 % карбона. Стальные изделия нашли широкое применение практически во всех отраслях промышленности: машиностроении, металлургии, медицине.

В нашей статье мы выяснили, какие химические свойства углерода и его соединений используются в различных сферах человеческой деятельности.