Cietvielu ogleklis. Oglekļa atoma struktūra. Ogļskābe un tās sāļi

OGLEKLIS
AR (karbons), Elementu periodiskās tabulas apakšgrupas (C, Si, Ge, Sn, Pb) nemetāliskais ķīmiskais elements IVA. Dabā sastopams dimanta kristālu (1. att.), grafīta vai fullerēna un citās formās un ir organisko (ogles, nafta, dzīvnieku un augu organismi u.c.) un neorganisko vielu (kaļķakmens, cepamā soda u.c.) sastāvdaļa. .). Ogleklis ir plaši izplatīts, bet tā saturs zemes garozā ir tikai 0,19% (sk. arī DIMANTS; FULLĒRĒNI).

Ogleklis tiek plaši izmantots vienkāršu vielu veidā. Papildus dārgakmeņiem dimantiem, kas ir rotaslietu priekšmets, rūpnieciskajiem dimantiem ir liela nozīme slīpēšanas un griešanas instrumentu ražošanā. Ogles un citas oglekļa amorfās formas izmanto atkrāsošanai, attīrīšanai, gāzu adsorbcijai, tehniskajās jomās, kur nepieciešami adsorbenti ar attīstītu virsmu. Karbīdiem, oglekļa savienojumiem ar metāliem, kā arī ar boru un silīciju (piemēram, Al4C3, SiC, B4C) ir raksturīga augsta cietība, un tos izmanto abrazīvu un griezējinstrumentu ražošanā. Ogleklis ir atrodams tēraudos un sakausējumos elementārā stāvoklī un karbīdu veidā. Tērauda lējumu virsmas piesātināšana ar oglekli augstās temperatūrās (karburizācija) ievērojami palielina virsmas cietību un nodilumizturību.
Skatīt arī SAKAUSĒJUMI. Dabā ir daudz dažādu grafīta formu; daži ir mākslīgi iegūti; ir amorfas formas (piemēram, kokss un kokogles). Ogļūdeņražus sadedzinot ar skābekļa trūkumu veidojas sodrēji, kaulu ogle, lampas sodrēji, acetilēna sodrēji. Tā saukto balto oglekli iegūst, sublimējot pirolītisku grafītu pazeminātā spiedienā – tie ir mazākie caurspīdīgie grafīta lokšņu kristāli ar asām malām.
Vēstures atsauce. Grafīts, dimants un amorfs ogleklis ir zināmi kopš seniem laikiem. Jau sen zināms, ka grafītu var izmantot citu materiālu apzīmēšanai, un pats nosaukums "grafīts", kas cēlies no grieķu vārda, kas nozīmē "rakstīt", ierosināja A. Verners 1789. gadā. Tomēr grafīta vēsture ir apmulsis, bieži tam tika ņemtas vielas ar līdzīgām ārējām fizikālajām īpašībām, piemēram, molibdenīts (molibdēna sulfīds), kas kādreiz tika uzskatīts par grafītu. Citi grafīta nosaukumi ir melnais svins, karbīda dzelzs un sudraba svins. 1779. gadā K. Šēle konstatēja, ka grafītu var oksidēt ar gaisu, veidojot oglekļa dioksīdu. Pirmo reizi dimanti tika izmantoti Indijā, un Brazīlijā dārgakmeņi ieguva komerciālu nozīmi 1725. gadā; atradnes Dienvidāfrikā tika atklātas 1867. 20. gs. galvenie dimantu ražotāji ir Dienvidāfrika, Zaira, Botsvāna, Namībija, Angola, Sjerraleone, Tanzānija un Krievija. Mākslīgie dimanti, kuru tehnoloģija tika izstrādāta 1970. gadā, tiek ražoti rūpnieciskiem nolūkiem.
Allotropija. Ja vielas struktūrvienības (monatomu elementu atomi vai poliatomu elementu un savienojumu molekulas) spēj apvienoties viena ar otru vairāk nekā vienā kristāliskā formā, šo parādību sauc par alotropiju. Ogleklim ir trīs allotropās modifikācijas – dimants, grafīts un fullerēns. Dimantā katram oglekļa atomam ir 4 tetraedriski izvietoti kaimiņi, kas veido kubisku struktūru (1. att., a). Šī struktūra atbilst maksimālajai saites kovalencei, un visi 4 katra oglekļa atoma elektroni veido augstas stiprības C-C saites, t.i. konstrukcijā nav vadītspējas elektronu. Tāpēc dimantu raksturo vadītspējas trūkums, zema siltumvadītspēja, augsta cietība; tā ir cietākā zināmā viela (2. att.). C-C saites šķelšanās (saites garums 1,54, tātad kovalentais rādiuss 1,54 / 2 = 0,77) tetraedriskā struktūrā prasa lielas enerģijas izmaksas, tāpēc dimantam kopā ar izcilu cietību ir raksturīga augsta kušanas temperatūra (3550 ° C). ).

Vēl viena alotropiskā oglekļa forma ir grafīts, kas pēc īpašībām ļoti atšķiras no dimanta. Grafīts ir mīksta melna viela no viegli nolobāmiem kristāliem, kam raksturīga laba elektrovadītspēja (elektriskā pretestība 0,0014 Ohm * cm). Tāpēc grafītu izmanto loka lampās un krāsnīs (3. att.), kurās nepieciešams radīt augstas temperatūras. Augstas tīrības pakāpes grafīts tiek izmantots kodolreaktoros kā neitronu moderators. Tā kušanas temperatūra paaugstinātā spiedienā ir 3527 ° C. Normālā spiedienā grafīts sublimējas (no cietas pāriet uz gāzi) 3780 ° C temperatūrā.

Grafīta struktūra (1.b att.) ir kondensētu sešstūra gredzenu sistēma, kuras saites garums ir 1,42 (daudz īsāks nekā dimantā), bet katram oglekļa atomam ir trīs (un nevis četras, kā dimantā) kovalentās saites ar trim kaimiņiem, un ceturtā saite (3,4) ir pārāk gara kovalentai saitei un vāji saista paralēli saliktos grafīta slāņus vienu ar otru. Tas ir ceturtais oglekļa elektrons, kas nosaka grafīta siltumvadītspēju un elektrovadītspēju - šī garākā un mazāk spēcīgā saite veido mazāk kompaktu grafītu, kas atspoguļojas tā zemākā cietībā salīdzinājumā ar dimantu (grafīta blīvums 2,26 g/cm3, dimants - 3,51 g/cm3). Tā paša iemesla dēļ grafīts ir slidens uz tausti un viegli atdala vielas pārslas, ko izmanto smērvielu un zīmuļu pievadu izgatavošanai. Svina svina spīdums galvenokārt ir saistīts ar grafīta klātbūtni. Oglekļa šķiedras ir ļoti izturīgas, un tās var izmantot viskozes vai citu augstas oglekļa satura dzijas ražošanai. Augstā spiedienā un temperatūrā katalizatora, piemēram, dzelzs, klātbūtnē grafītu var pārvērst dimantā. Šis process ir ieviests mākslīgo dimantu rūpnieciskai ražošanai. Dimanta kristāli aug uz katalizatora virsmas. Līdzsvara grafīta-dimants pastāv pie 15 000 atm un 300 K vai pie 4000 atm un 1500 K. Mākslīgos dimantus var iegūt arī no ogļūdeņražiem. Pie amorfajām oglekļa formām, kas neveido kristālus, pieder kokogles, kas iegūtas, karsējot malku bez gaisa piekļuves, lampa un gāzes sodrēji, kas veidojas zemas temperatūras ogļūdeņražu sadegšanas laikā ar gaisa trūkumu un kondensējas uz aukstas virsmas, kaulu kokogles - piemaisījums kalcija fosfāts kaulu iznīcināšanas audumu procesā, kā arī ogles (dabiska viela ar piemaisījumiem) un kokss, sausais atlikums, ko iegūst, koksējot kurināmo, ogļu vai naftas atlikumu (bitumena ogļu) sausajā destilācijā, t.i. apkure bez gaisa piekļuves. Koksu izmanto čuguna kausēšanai, melno un krāsaino metālu metalurģijā. Koksēšanas laikā veidojas arī gāzveida produkti - koksa gāze (H2, CH4, CO u.c.) un ķīmiskie produkti, kas ir izejvielas benzīna, krāsu, mēslojumu, medikamentu, plastmasas u.c. ražošanai. Galvenā koksa ražošanas aparāta - koksa krāsns - diagramma ir parādīta attēlā. 3. Dažādi akmeņogļu un kvēpu veidi atšķiras ar attīstītu virsmu un tāpēc tiek izmantoti kā adsorbenti gāzu, šķidrumu attīrīšanai, kā arī kā katalizatori. Lai iegūtu dažādas oglekļa formas, tiek izmantotas īpašas ķīmiskās tehnoloģijas metodes. Mākslīgo grafītu iegūst, kalcinējot antracītu vai naftas koksu starp oglekļa elektrodiem 2260 ° C temperatūrā (Eisons process), un to izmanto smērvielu un elektrodu ražošanā, jo īpaši metālu elektrolītiskajai ražošanai.
Oglekļa atoma struktūra. Stabilākā oglekļa izotopa kodolā ar masu 12 (pārpilnība 98,9%) ir 6 protoni un 6 neitroni (12 nukleoni), kas sakārtoti trīs kvartetos, no kuriem katrs satur 2 protonus un divus neitronus, līdzīgi kā hēlija kodols. Vēl viens stabils oglekļa izotops ir 13C (apmēram 1,1%), un dabā nelielos daudzumos eksistē nestabilais izotops 14C ar pussabrukšanas periodu 5730 gadi, kam ir b-starojums. Normālā dzīvās vielas oglekļa ciklā visi trīs izotopi piedalās CO2 formā. Pēc dzīva organisma nāves oglekļa patēriņš apstājas un C saturošus priekšmetus var datēt, mērot 14C radioaktivitātes līmeni. 14CO2 b-starojuma samazināšanās ir proporcionāla laikam, kas pagājis kopš nāves. 1960. gadā V. Libijs saņēma Nobela prēmiju par pētījumiem ar radioaktīvo oglekli.
Skatiet arī RADIOAKTIVITĀTES IEPAZĪŠANĀS. Pamatstāvoklī 6 oglekļa elektroni veido elektronisko konfigurāciju 1s22s22px12py12pz0. Četri otrā līmeņa elektroni ir valence, kas atbilst oglekļa pozīcijai periodiskās sistēmas IVA grupā (skat. PERIODISKĀ ELEMENTU SISTĒMA). Tā kā elektrona atdalīšanai no atoma gāzes fāzē ir nepieciešama liela enerģija (apmēram 1070 kJ / mol), ogleklis neveido jonu saites ar citiem elementiem, jo tas prasītu elektrona atdalīšanu, veidojot pozitīvu jonu. Tā kā elektronegativitāte ir vienāda ar 2,5, ogleklis neuzrāda spēcīgu afinitāti pret elektronu, un attiecīgi tas nav aktīvs elektronu akceptors. Tāpēc tas nav sliecas veidot daļiņu ar negatīvu lādiņu. Bet ar daļēji jonu saiti pastāv daži oglekļa savienojumi, piemēram, karbīdi. Savienojumos ogleklis uzrāda oksidācijas pakāpi 4. Lai četri elektroni piedalītos saišu veidošanā, ir nepieciešams atvienot 2s elektronus pārī un vienu no šiem elektroniem pārlēkt uz 2pz orbitāli; šajā gadījumā tiek izveidotas 4 tetraedriskas saites ar leņķi starp tām 109 °. Savienojumos oglekļa valences elektroni tikai daļēji tiek izņemti no tā, tāpēc ogleklis ar kopēja elektronu pāra palīdzību veido spēcīgas kovalentās saites starp blakus esošajiem C-C tipa atomiem. Šādas saites pārrāvuma enerģija ir 335 kJ / mol, savukārt Si-Si saitei tā ir tikai 210 kJ / mol, tāpēc garās -Si-Si- ķēdes ir nestabilas. Saites kovalentais raksturs saglabājas pat ļoti reaģējošu halogēnu savienojumos ar oglekli, CF4 un CCl4. Oglekļa atomi spēj nodrošināt vairāk nekā vienu elektronu no katra oglekļa atoma saites veidošanai; šādi veidojas dubultās C = C un trīskāršās CєC saites. Arī citi elementi veido saites starp saviem atomiem, bet tikai ogleklis spēj veidot garas ķēdes. Tāpēc tūkstošiem savienojumu ir pazīstami ar oglekli, ko sauc par ogļūdeņražiem, kuros ogleklis ir saistīts ar ūdeņradi un citiem oglekļa atomiem, veidojot garas ķēdes vai gredzena struktūras.
Skatiet ORGANISKĀ ĶĪMIJA. Šajos savienojumos ūdeņradi ir iespējams aizstāt ar citiem atomiem, visbiežāk ar skābekli, slāpekli un halogēniem, veidojot daudzus organiskos savienojumus. Liela nozīme starp tiem ir ogļūdeņražiem - ogļūdeņražiem, kuros ūdeņradis ir aizstāts ar fluoru. Šādi savienojumi ir ārkārtīgi inerti, un tos izmanto kā plastmasu un smērvielas (fluorogļūdeņraži, t.i., ogļūdeņraži, kuros visi ūdeņraža atomi ir aizstāti ar fluora atomiem) un kā zemas temperatūras aukstumnesējus (freoni vai freoni, fluorhlorogļūdeņraži). Pagājušā gadsimta astoņdesmitajos gados ASV fiziķi atklāja ļoti interesantus oglekļa savienojumus, kuros oglekļa atomi savienoti 5 vai 6 gonos, veidojot C60 molekulu dobas bumbas formā, kurai ir ideāla futbola bumbas simetrija. Tā kā šis dizains ir amerikāņu arhitekta un inženiera Bakminstera Fullera izgudrotā "ģeodēziskā kupola" pamatā, jaunā savienojumu klase tika nosaukta par "Buckminsterfullerenes" vai "Fullerenes" (un arī saīsināti "Faziboles" vai "Buckyballs"). . Fullerēni - trešā tīra oglekļa modifikācija (izņemot dimantu un grafītu), kas sastāv no 60 vai 70 (un pat vairāk) atomiem - tika iegūti, iedarbojoties ar lāzera starojumu uz mazākajām oglekļa daļiņām. Sarežģītākas formas fullerēni sastāv no vairākiem simtiem oglekļa atomu. C60 CARBON molekulas diametrs ir 1 nm. Šādas molekulas centrā ir pietiekami daudz vietas, lai novietotu lielu urāna atomu.
Skatīt arī FULLERENES.
Standarta atomu masa. 1961. gadā Starptautiskās teorētiskās un lietišķās ķīmijas savienības (IUPAC) un fizikas pieņēma oglekļa izotopa 12C masu kā atomu masas vienību, atceļot agrāk pastāvošo atomu masu skābekļa skalu. Oglekļa atomu masa šajā sistēmā ir 12,011, jo tā ir trīs dabisko oglekļa izotopu vidējā vērtība, ņemot vērā to pārpilnību dabā.
Skatīt ATOMMASA. Oglekļa un dažu tā savienojumu ķīmiskās īpašības. Dažas oglekļa fizikālās un ķīmiskās īpašības ir norādītas rakstā ĶĪMISKIE ELEMENTI. Oglekļa reaktivitāte ir atkarīga no tā modifikācijas, temperatūras un dispersijas. Zemās temperatūrās visas oglekļa formas ir diezgan inertas, bet, karsējot, tās oksidējas ar atmosfēras skābekli, veidojot oksīdus:

Smalki izkliedēts ogleklis, kas pārsniedz skābekli, var eksplodēt sildot vai no dzirksteles. Papildus tiešai oksidēšanai ir arī modernākas metodes oksīdu iegūšanai. Oglekļa suboksīds C3O2 veidojas malonskābes dehidratācijas laikā virs P4O10:

C3O2 ir nepatīkama smaka, viegli hidrolizējas, atkal veidojot malonskābi.
Oglekļa monoksīds (II) CO veidojas jebkuras oglekļa modifikācijas oksidācijas laikā skābekļa deficīta apstākļos. Reakcija ir eksotermiska, izdalās 111,6 kJ / mol. Baltajā siltumā kokss reaģē ar ūdeni: C + H2O = CO + H2; iegūto gāzu maisījumu sauc par "ūdens gāzi" un ir gāzveida degviela. CO veidojas arī nepilnīgas naftas produktu sadegšanas laikā, ievērojamos daudzumos tas ir atrodams automobiļu izplūdes gāzēs, to iegūst, termiski disociējot skudrskābi:

Oglekļa oksidācijas pakāpe CO ir +2, un, tā kā ogleklis ir stabilāks oksidācijas stāvoklī +4, CO viegli oksidējas ar skābekli līdz CO2: CO + O2 (r) CO2, šī reakcija ir ļoti eksotermiska (283 kJ / mol). CO izmanto rūpniecībā maisījumā ar H2 un citām degošām gāzēm kā degvielu vai gāzveida reducētāju. Sildot līdz 500 ° C, CO ievērojamā mērā veido C un CO2, bet 1000 ° C temperatūrā līdzsvars tiek izveidots pie zemām CO2 koncentrācijām. CO reaģē ar hloru, veidojot fosgēnu - COCl2, līdzīgas reakcijas notiek ar citiem halogēniem, reakcijā ar sēra karbonilsulfīdu iegūst COS, ar metāliem (M) CO veido dažāda sastāva M (CO) x karbonilgrupas, kas ir kompleksie savienojumi. Dzelzs karbonils veidojas, mijiedarbojoties asins hemoglobīnam ar CO, novēršot hemoglobīna reakciju ar skābekli, jo dzelzs karbonils ir spēcīgāks savienojums. Tā rezultātā tiek bloķēta hemoglobīna kā skābekļa nesēja funkcija šūnām, kuras šajā gadījumā mirst (un galvenokārt tiek ietekmētas smadzeņu šūnas). (Līdz ar to CO cits nosaukums - "oglekļa monoksīds"). Jau 1% (tilp.) CO gaisā ir bīstams cilvēkam, ja viņš šādā atmosfērā atrodas ilgāk par 10 minūtēm. Dažas CO fizikālās īpašības ir norādītas tabulā. Oglekļa dioksīds jeb oglekļa monoksīds (IV) CO2 veidojas, kad elementārais ogleklis tiek sadedzināts skābekļa pārpalikumā, izdalot siltumu (395 kJ / mol). CO2 (triviālais nosaukums ir "oglekļa dioksīds") veidojas arī pilnīgas CO, naftas produktu, benzīna, eļļu un citu organisko savienojumu oksidēšanās laikā. Karbonātus izšķīdinot ūdenī, hidrolīzes rezultātā izdalās arī CO2:

Šo reakciju bieži izmanto laboratorijas praksē, lai iegūtu CO2. Šo gāzi var iegūt arī, kalcinējot metālu bikarbonātus:

Pārkarsēta tvaika gāzes fāzes mijiedarbības gadījumā ar CO:

Dedzinot ogļūdeņražus un to skābekļa atvasinājumus, piemēram:

Līdzīgi pārtikas produkti dzīvā organismā tiek oksidēti, izdaloties siltumam un cita veida enerģijai. Šajā gadījumā oksidēšanās notiek vieglos apstākļos caur starpposmiem, bet galaprodukti ir tie paši - CO2 un H2O, kā, piemēram, cukuru sadalīšanās laikā fermentu ietekmē, jo īpaši glikozes fermentācijas laikā:

Liela mēroga oglekļa dioksīda un metālu oksīdu ražošanu rūpniecībā veic, termiski sadalot karbonātus:

CaO lielos daudzumos izmanto cementa ražošanas tehnoloģijā. CaCO3 sērijā palielinās karbonātu termiskā stabilitāte un siltuma patēriņš to sadalīšanai (skat. arī UGUNSDROŠĪBA UN UGUNSDROŠĪBA). Oglekļa oksīdu elektroniskā struktūra. Jebkura oglekļa monoksīda elektronisko struktūru var aprakstīt ar trim līdzvērtīgām shēmām ar dažādām elektronu pāru pozīcijām - trīs rezonanses formām:

Visi oglekļa oksīdi ir lineāri.
Ogļskābe. Kad CO2 mijiedarbojas ar ūdeni, veidojas ogļskābe H2CO3. Piesātinātā CO2 šķīdumā (0,034 mol / l) tikai dažas molekulas veido H2CO3, un lielākā daļa CO2 ir hidratētā stāvoklī CO2 * H2O.
Karbonāti. Karbonāti veidojas metālu oksīdu mijiedarbībā ar CO2, piemēram, Na2O + CO2 -> NaHCO3, kas karsējot sadalās ar CO2 izdalīšanos: 2NaHCO3 -> Na2CO3 + H2O + CO2 Nātrija karbonāts jeb soda veidojas lielos daudzumos. daudzums sodas rūpniecībā, galvenokārt ar Solvay metodi:

Vēl viena metode ražo soda no CO2 un NaOH.

Karbonāta jonam CO32- ir plakana struktūra ar O-C-O leņķi 120 ° un CO-saites garumu 1,31
(sk. arī SĀRMU RAŽOŠANA).
Oglekļa halogenīdi. Sildot, ogleklis tieši reaģē ar halogēniem, veidojot tetrahalogenīdus, bet reakcijas ātrums un produkta iznākums ir lēns. Tāpēc oglekļa halogenīdus iegūst ar citām metodēm, piemēram, hlorējot oglekļa disulfīdu, iegūst CCl4: CS2 + 2Cl2 -> CCl4 + 2S temperatūra, veidojas indīgs fosgēns (gāzveida indīga viela). Arī pats CCl4 ir indīgs un, ja tiek ieelpots ievērojamā daudzumā, var izraisīt aknu saindēšanos. СCl4 veidojas arī fotoķīmiskā reakcijā starp metānu СH4 un Сl2; šajā gadījumā ir iespējama metāna nepilnīgas hlorēšanas produktu veidošanās - CHCl3, CH2Cl2 un CH3Cl. Reakcijas ar citiem halogēniem notiek līdzīgi.
Grafīta reakcijas. Grafīts kā oglekļa modifikācija, kam raksturīgi lieli attālumi starp sešstūra gredzenu slāņiem, nonāk neparastās reakcijās, piemēram, starp slāņiem iekļūst sārmu metāli, halogēni un daži sāļi (FeCl3), veidojot tādus savienojumus kā KC8, KC16 ( sauc par intersticiālajiem, iekļaušanas vai klatrāta savienojumiem). Spēcīgi oksidētāji, piemēram, KClO3 skābā vidē (sērskābe vai slāpekļskābe) veido vielas ar lielu kristāliskā režģa tilpumu (līdz 6 starp slāņiem), kas izskaidrojams ar skābekļa atomu ievadīšanu un savienojumu veidošanos uz virsmas. kura virsma oksidēšanās rezultātā veidojas karboksilgrupas (-COOH) - tādi savienojumi kā oksidēts grafīts vai mellīta (benzolheksakarbonskābe) C6 (COOH) 6. Šajos savienojumos C:O attiecība var mainīties no 6:1 līdz 6:2,5.
Karbīdi. Ogleklis ar metāliem, boru un silīciju veido dažādus savienojumus, ko sauc par karbīdiem. Aktīvākie metāli (IA-IIIA apakšgrupas) veido sāļiem līdzīgus karbīdus, piemēram, Na2C2, CaC2, Mg4C3, Al4C3. Rūpniecībā kalcija karbīdu iegūst no koksa un kaļķakmens, veicot šādas reakcijas:

Karbīdi ir nevadoši, gandrīz bezkrāsaini, hidrolizēti, veidojot ogļūdeņražus, piemēram, CaC2 + 2H2O = C2H2 + Ca (OH) 2 Reakcijas rezultātā iegūtais acetilēns C2H2 kalpo kā izejviela daudzu organisko vielu ražošanā. Šis process ir interesants, jo tas atspoguļo pāreju no neorganiskām izejvielām uz organisko savienojumu sintēzi. Karbīdus, kas hidrolīzes laikā veido acetilēnu, sauc par acetilēnīdiem. Silīcija un bora karbīdos (SiC un B4C) saite starp atomiem ir kovalenta. Pārejas metāli (B apakšgrupu elementi), karsējot ar oglekli, metāla virsmas plaisās veido arī mainīga sastāva karbīdus; saite tajos ir tuvu metālam. Daži šāda veida karbīdi, piemēram, WC, W2C, TiC un SiC, izceļas ar augstu cietību un ugunsizturību, un tiem ir laba elektrovadītspēja. Piemēram, NbC, TaC un HfC ir ugunsizturīgākās vielas (mp = 4000-4200 ° C), diniobija karbīds Nb2C ir supravadītājs 9,18 K temperatūrā, TiC un W2C pēc cietības ir tuvu dimantam, un cietība ir B4C (a dimanta strukturālais analogs ) ir 9,5 pēc Mosa skalas (sk. 2. att.). Inerti karbīdi veidojas, ja pārejas metāla rādiuss Oglekļa slāpekļa atvasinājumi.Šajā grupā ietilpst urīnviela NH2CONH2 - slāpekļa mēslojums, ko izmanto šķīduma veidā. Karbamīdu iegūst no NH3 un CO2, karsējot zem spiediena:

Diciāns (CN) 2 pēc daudzām īpašībām ir līdzīgs halogēniem, un to bieži dēvē par pseidohalogēnu. Diciānu iegūst, viegli oksidējot cianīda jonu ar skābekli, ūdeņraža peroksīdu vai Cu2 + jonu: 2CN- -> (CN) 2 + 2e. Cianīda jons, būdams elektronu donors, viegli veido sarežģītus savienojumus ar pārejas metālu joniem. Tāpat kā CO, cianīda jons ir inde, kas savieno dzīvā organismā vitāli svarīgus dzelzs savienojumus. Cianīda kompleksu joniem ir vispārīgā formula [] -0,5x, kur x ir metāla (kompleksu veidotāja) koordinācijas skaitlis, kas empīriski ir vienāds ar divkāršu metāla jona oksidācijas pakāpi. Šādu kompleksu jonu piemēri ir (dažu jonu struktūra ir norādīta zemāk) tetracianona nikelāta (II) -jons [] 2-, heksacianoferāts (III) [] 3-, dicianoargentāts [] -:

Karbonili. Oglekļa monoksīds var tieši reaģēt ar daudziem metāliem vai metālu joniem, veidojot sarežģītus savienojumus, ko sauc par karbonilgrupām, piemēram, Ni (CO) 4, Fe (CO) 5, Fe2 (CO) 9, [] 3, Mo (CO) 6, [] 2. Saite šajos savienojumos ir līdzīga iepriekš aprakstītajai saitei ciānkompleksos. Ni (CO) 4 ir gaistoša viela, ko izmanto niķeļa atdalīšanai no citiem metāliem. Čuguna un tērauda struktūras pasliktināšanās konstrukcijās bieži ir saistīta ar karbonilu veidošanos. Ūdeņradis var būt karbonilgrupu sastāvdaļa, veidojot karbonilhidrīdus, piemēram, H2Fe (CO) 4 un HCo (CO) 4, kuriem piemīt skābas īpašības un kas reaģē ar sārmu: H2Fe (CO) 4 + NaOH -> NaHFe (CO) 4 + H2O Zināmi arī karbonilhalogenīdi, piemēram, Fe (CO) X2, Fe (CO) 2X2, Co (CO) I2, Pt (CO) Cl2, kur X ir jebkurš halogēns
(sk. arī ORGANOMETĀLISKIE SAVIENOJUMI).
Ogļūdeņraži. Ir zināms milzīgs skaits oglekļa savienojumu ar ūdeņradi
(skat. ORGANISKĀ ĶĪMIJA).
LITERATŪRA
Suņajevs Z.I. Naftas ogleklis. M., 1980 Hiperkoordinētā oglekļa ķīmija. M., 1990. gads

Koljēra enciklopēdija. - Atvērtā sabiedrība. 2000 .

Sinonīmi:

Skatiet, kas ir "CARBON" citās vārdnīcās:

Nuklīdu tabula Vispārīga informācija Nosaukums, simbols Ogleklis 14, 14C Alternatīvie nosaukumi radiocarbon, radiocarbon Neitrons 8 Protons 6 Nuklīdu īpašības Atommasa ... Wikipedia

Nuklīdu tabula Vispārīga informācija Nosaukums, simbols Ogleklis 12, 12C Neitroni 6 Protoni 6 Nuklīdu īpašības Atomu masa 12.0000000 (0) ... Wikipedia

Ogleklis spēj veidot vairākas alotropiskas modifikācijas. Tie ir dimants (inertākā alotropiskā modifikācija), grafīts, fullerēns un karbīns.

Kokogles un sodrēji ir amorfs ogleklis. Ogleklim šajā stāvoklī nav sakārtotas struktūras, un tas faktiski sastāv no mazākajiem grafīta slāņu fragmentiem. Amorfo ogli, kas apstrādāta ar karstu tvaiku, sauc par aktīvo ogli. 1 gramam aktīvās ogles, jo tajā ir daudz poru, kopējā virsma ir vairāk nekā trīs simti kvadrātmetru! Pateicoties spējai absorbēt dažādas vielas, aktīvā ogle tiek plaši izmantota kā filtru pildviela, kā arī enterosorbents dažāda veida saindēšanās gadījumos.

No ķīmiskā viedokļa amorfs ogleklis ir tā aktīvākā forma, grafīts ir vidēji aktīvs, un dimants ir ārkārtīgi inerta viela. Šī iemesla dēļ oglekļa ķīmiskās īpašības, kas aplūkotas turpmāk, galvenokārt būtu attiecināmas uz amorfo oglekli.

Samazinošas oglekļa īpašības

Kā reducētājs ogleklis reaģē ar nemetāliem, piemēram, skābekli, halogēniem, sēru.

Atkarībā no skābekļa pārpalikuma vai trūkuma, sadedzinot ogles, var veidoties oglekļa monoksīds CO vai oglekļa dioksīds CO 2:

Kad ogleklis mijiedarbojas ar fluoru, veidojas oglekļa tetrafluorīds:

Karsējot oglekli ar sēru, veidojas oglekļa disulfīds CS 2:

Ogleklis spēj reducēt metālus pēc alumīnija virknē darbību no to oksīdiem. Piemēram:

Ogleklis reaģē arī ar aktīvo metālu oksīdiem, taču šajā gadījumā parasti tiek novērota nevis metāla reducēšanās, bet gan tā karbīda veidošanās:

Oglekļa mijiedarbība ar nemetālu oksīdiem

Ogleklis iesaistās līdzproporcijas reakcijā ar oglekļa dioksīdu CO 2:

Viens no svarīgākajiem rūpnieciskajiem procesiem ir t.s ogļu pārveide ar tvaiku... Process tiek veikts, izlaižot ūdens tvaikus caur karstām oglēm. Šajā gadījumā notiek šāda reakcija:

Augstās temperatūrās ogleklis spēj reducēt pat tādu inertu savienojumu kā silīcija dioksīds. Šajā gadījumā, atkarībā no stāvokļa, veidojas silīcija vai silīcija karbīda ( karborunds):

Arī ogleklis kā reducētājs reaģē ar oksidējošām skābēm, jo īpaši ar koncentrētu sērskābi un slāpekļskābi:

Oglekļa oksidējošās īpašības

Ķīmiskais elements ogleklis nav ļoti elektronnegatīvs, tāpēc vienkāršās vielas, ko tas veido, reti uzrāda oksidējošas īpašības attiecībā pret citiem nemetāliem.

Šādu reakciju piemērs ir amorfā oglekļa mijiedarbība ar ūdeņradi, karsējot katalizatora klātbūtnē:

un arī ar silīciju 1200-1300 ° C temperatūrā:

Ogleklim piemīt oksidējošas īpašības attiecībā pret metāliem. Ogleklis spēj reaģēt ar aktīviem metāliem un dažiem metāliem ar vidēju aktivitāti. Sildot notiek reakcijas:

Aktīvo metālu karbīdus hidrolizē ūdens:

kā arī neoksidējošu skābju šķīdumi:

Tā rezultātā veidojas ogļūdeņraži, kas satur oglekli tādā pašā oksidācijas stāvoklī kā sākotnējā karbīdā.

Silīcija ķīmiskās īpašības

Silīcijs, tāpat kā ogleklis, var pastāvēt kristāliskā un amorfā stāvoklī, un, tāpat kā oglekļa gadījumā, amorfais silīcijs ir ievērojami ķīmiski aktīvāks nekā kristāliskais.

Dažreiz amorfo un kristālisko silīciju sauc par alotropiskām modifikācijām, kas, stingri ņemot, nav pilnīgi taisnība. Amorfais silīcijs būtībā ir mazāko kristāliskā silīcija daļiņu konglomerāts, kas nejauši sakārtotas viena pret otru.

Silīcija mijiedarbība ar vienkāršām vielām

nemetāli

Normālos apstākļos silīcijs sava inerces dēļ reaģē tikai ar fluoru:

Silīcijs reaģē ar hloru, bromu un jodu tikai sildot. Šajā gadījumā ir raksturīgi, ka atkarībā no halogēna aktivitātes ir nepieciešama attiecīgi atšķirīga temperatūra:

Tātad ar hloru reakcija notiek 340–420 ° C temperatūrā:

Ar bromu - 620-700 o C:

Ar jodu - 750-810 o C:

Visi silīcija halogenīdi ir viegli hidrolizējami ar ūdeni:

kā arī sārmu šķīdumi:

Silīcija reakcija ar skābekli norisinās, taču tai ir nepieciešama ļoti spēcīga karsēšana (1200-1300 ° C), jo spēcīga oksīda plēve apgrūtina mijiedarbību:

1200–1500 ° C temperatūrā silīcijs lēnām mijiedarbojas ar oglekli grafīta veidā, veidojot silīcija karbīdu SiC - vielu ar atomu kristālisko režģi, kas ir līdzīgs dimantam un gandrīz tikpat stiprs kā tas:

Silīcijs nereaģē ar ūdeņradi.

metāli

Zemās elektronegativitātes dēļ silīcijam var būt oksidējošas īpašības tikai attiecībā uz metāliem. No metāliem silīcijs reaģē ar aktīviem (sārmu un sārmzemju) metāliem, kā arī ar daudziem vidējas aktivitātes metāliem. Šīs mijiedarbības rezultātā veidojas silicīdi:

Aktīvo metālu silicīdi ir viegli hidrolizējami ar ūdeni vai atšķaidītu neoksidējošu skābju šķīdumiem:

Tas veido gāzes silānu SiH 4 - metāna CH 4 analogu.

Silīcija mijiedarbība ar sarežģītām vielām

Silīcijs nereaģē ar ūdeni pat vārot, tomēr amorfais silīcijs mijiedarbojas ar pārkarsētiem ūdens tvaikiem aptuveni 400-500 o C temperatūrā. Tas rada ūdeņradi un silīcija dioksīdu:

No visām skābēm silīcijs (amorfā stāvoklī) reaģē tikai ar koncentrētu fluorūdeņražskābi:

Silīcijs izšķīst koncentrētos sārmu šķīdumos. Reakciju pavada ūdeņraža izdalīšanās.

Dimanta struktūra a) un grafīts (b)

Ogleklis(latīņu Karboneum) - C, Mendeļejeva periodiskās sistēmas IV grupas ķīmiskais elements, atomskaitlis 6, atommasa 12.011. Dabā tas sastopams dimanta, grafīta vai fullerēna kristālu un citās formās un ir daļa no organiskām (ogles, eļļa, dzīvnieku un augu organismi utt.) un neorganiskām vielām (kaļķakmens, cepamā soda utt.). Ogleklis ir plaši izplatīts, bet tā saturs zemes garozā ir tikai 0,19%.

Ogleklis tiek plaši izmantots vienkāršu vielu veidā. Papildus dārgakmeņiem dimantiem, kas ir rotaslietu priekšmets, rūpnieciskajiem dimantiem ir liela nozīme slīpēšanas un griešanas instrumentu ražošanā. Ogles un citas oglekļa amorfās formas izmanto atkrāsošanai, attīrīšanai, gāzu adsorbcijai, tehniskajās jomās, kur nepieciešami adsorbenti ar attīstītu virsmu. Karbīdiem, oglekļa savienojumiem ar metāliem, kā arī ar boru un silīciju (piemēram, Al 4 C 3, SiC, B 4 C) ir raksturīga augsta cietība, un tos izmanto abrazīvu un griezējinstrumentu ražošanā. Ogleklis ir atrodams tēraudos un sakausējumos elementārā stāvoklī un karbīdu veidā. Tērauda lējumu virsmas piesātināšana ar oglekli augstās temperatūrās (karburizācija) ievērojami palielina virsmas cietību un nodilumizturību.

Vēstures atsauce

Grafīts, dimants un amorfs ogleklis ir zināmi kopš seniem laikiem. Jau sen zināms, ka grafītu var izmantot citu materiālu apzīmēšanai, un pats nosaukums "grafīts", kas cēlies no grieķu vārda, kas nozīmē "rakstīt", ierosināja A. Verners 1789. gadā. Tomēr grafīta vēsture ir apmulsis, bieži tam tika ņemtas vielas ar līdzīgām ārējām fizikālajām īpašībām, piemēram, molibdenīts (molibdēna sulfīds), kas kādreiz tika uzskatīts par grafītu. Citi grafīta nosaukumi ir melnais svins, karbīda dzelzs un sudraba svins.

1779. gadā K. Šēle konstatēja, ka grafītu var oksidēt ar gaisu, veidojot oglekļa dioksīdu. Pirmo reizi dimanti tika izmantoti Indijā, un Brazīlijā dārgakmeņi ieguva komerciālu nozīmi 1725. gadā; atradnes Dienvidāfrikā tika atklātas 1867. gadā.

20. gadsimtā. galvenie dimantu ražotāji ir Dienvidāfrika, Zaira, Botsvāna, Namībija, Angola, Sjerraleone, Tanzānija un Krievija. Mākslīgie dimanti, kuru tehnoloģija tika izstrādāta 1970. gadā, tiek ražoti rūpnieciskiem nolūkiem.

Īpašības

Ir zināmas četras oglekļa kristāliskās modifikācijas:

grafīts,
dimants,
karbīns,
lonsdaleite.

Grafīts- pelēki melna, necaurspīdīga, eļļaina taustei, zvīņaina, ļoti maiga masa ar metālisku spīdumu. Istabas temperatūrā un normālā spiedienā (0,1 MN / m 2 vai 1 kgf / cm 2) grafīts ir termodinamiski stabils.

Dimants- ļoti cieta, kristāliska viela. Kristāliem ir seju centrēts kubiskais režģis. Istabas temperatūrā un normālā spiedienā dimants ir metastabils. Manāma dimanta pārvēršanās grafītā tiek novērota temperatūrā virs 1400 ° C vakuumā vai inertā atmosfērā. Atmosfēras spiedienā un aptuveni 3700 ° C temperatūrā grafīts sublimējas.

Šķidro oglekli var iegūt pie spiediena virs 10,5 MN / m 2 (105 kgf / cm 2) un temperatūrā virs 3700 ° C. Cietajam ogleklim (koksam, sodrējiem, kokoglēm) ir raksturīgs arī stāvoklis ar nesakārtotu struktūru - tā sauktais "amorfais" ogleklis, kas neatspoguļo neatkarīgu modifikāciju; tās struktūras pamatā ir smalki kristāliskā grafīta struktūra. Dažu "amorfā" oglekļa šķirņu karsēšana virs 1500-1600 ° C bez piekļuves gaisam izraisa to pārvēršanos grafītā.

"Amorfā" oglekļa fizikālās īpašības ļoti lielā mērā ir atkarīgas no daļiņu izmēra un piemaisījumu klātbūtnes. "Amorfā" oglekļa blīvums, siltumietilpība, siltumvadītspēja un elektrovadītspēja vienmēr ir augstāki nekā grafītam.

Karbīns iegūts mākslīgi. Tas ir smalki kristālisks melns pulveris (blīvums 1,9-2 g / cm 3). Veidots no garām atomu ķēdēm AR novietoti paralēli viens otram.

Lonsdaleite atrasti meteorītos un iegūti mākslīgi; tā struktūra un īpašības nav galīgi noteiktas.

Oglekļa īpašības
Atomu skaits		6
Atomu masa		12,011
Izotopi:	stabils	12, 13
Izotopi:	nestabils	8, 9, 10, 11, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22
Kušanas temperatūra		3550 ° C
Vārīšanās temperatūra		4200°C
Blīvums		1,9–2,3 g/cm3 (grafīts) 3,5–3,53 g/cm3 (dimants)
Cietība (Moss)		1-2
Saturs zemes garozā (masa)		0,19%
Oksidācijas stāvokļi		-4; +2; +4

Sakausējumi

Tērauds

Koksu izmanto metalurģijā kā reducētāju. Kokogles - kalumos, šaujampulvera iegūšanai (75% KNO 3 + 13% C + 12% S), gāzu absorbcijai (adsorbcija), kā arī sadzīvē. Sodrējus izmanto kā gumijas pildvielu, melno krāsu ražošanai - tipogrāfijas tintes un tintes, kā arī sausās elektroķīmiskās šūnās. Stiklveida oglekli izmanto iekārtu ražošanai ļoti kodīgām vidēm, kā arī aviācijā un astronautikā.

Aktivētā ogle absorbē kaitīgās vielas no gāzēm un šķidrumiem: to pilda ar gāzmaskām, attīrīšanas sistēmām, izmanto medicīnā saindēšanās gadījumos.

Ogleklis ir visu organisko vielu pamatā. Jebkurš dzīvs organisms lielākoties sastāv no oglekļa. Ogleklis ir dzīvības pamats. Oglekļa avots dzīviem organismiem parasti ir CO 2 no atmosfēras vai ūdens. Fotosintēzes rezultātā tas nonāk bioloģiskajās barības ķēdēs, kurās dzīvās būtnes ēd viena otru vai viena otras atliekas un tādējādi iegūst oglekli, lai izveidotu savu ķermeni. Bioloģiskais oglekļa cikls beidzas vai nu ar oksidēšanos un atkārtotu iekļūšanu atmosfērā, vai iznīcināšanu ogļu vai naftas veidā.

14C radioaktīvā izotopa izmantošana veicināja molekulārās bioloģijas progresu proteīnu biosintēzes mehānismu izpētē un iedzimtas informācijas pārraides jomā. 14 C īpatnējās aktivitātes noteikšana oglekli saturošajos organiskajos atliekās ļauj spriest par to vecumu, ko izmanto paleontoloģijā un arheoloģijā.

Avoti no

Ķīmiskie elementi un materiāli
Ķīmiskie elementi	Slāpeklis. Argons. Ūdeņradis. Hēlijs. Dzelzs . Kalcijs Skābeklis. Silīcijs. Magnijs Mangāns

Apzīmējums - C (Carbon);
Periods - II;
grupa - 14 (IVa);
Atommasa - 12,011;
Atomskaitlis - 6;
Atoma rādiuss = 77 pm;
Kovalentais rādiuss = 77 pm;
Elektronu sadalījums - 1s 2 2s 2 2p 2;
kušanas temperatūra = 3550 ° C;
viršanas temperatūra = 4827 ° C;
Elektronegativitāte (Paulings / Alpreds un Rohovs) = 2,55 / 2,50;
Oksidācijas stāvoklis: +4, +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3, -4;
Blīvums (n. At.) = 2,25 g / cm 3 (grafīts);
Molārais tilpums = 5,3 cm 3 / mol.

Oglekļa savienojumi:

Ogleklis ogles veidā cilvēkiem ir zināms kopš neatminamiem laikiem, tāpēc nav jēgas runāt par tā atklāšanas datumu. Faktiski tā nosaukums "ogleklis" ieguva 1787. gadā, kad tika izdota grāmata "Ķīmiskās nomenklatūras metode", kurā franču nosaukuma "pure coal" (charbone pur) vietā parādījās termins "carbon" (carbone).

Ogleklim piemīt unikāla spēja veidot neierobežota garuma polimēru ķēdes, tādējādi radot milzīgu savienojumu klasi, kas tiek pētīta atsevišķā ķīmijas nozarē – organiskajā ķīmijā. Oglekļa organiskie savienojumi ir dzīvības pamats uz Zemes, tāpēc nav jēgas runāt par oglekļa kā ķīmiskā elementa nozīmi - tas ir dzīvības uz Zemes pamats.

Tagad aplūkosim oglekli no neorganiskās ķīmijas viedokļa.

Rīsi. Oglekļa atoma struktūra.

Oglekļa elektroniskā konfigurācija ir 1s 2 2s 2 2p 2 (sk. Atomu elektroniskā uzbūve). Ārējā enerģijas līmenī ogleklim ir 4 elektroni: 2 pārī s-apakšlīmenī + 2 nepāra p-orbitālēs. Kad oglekļa atoms pāriet ierosinātā stāvoklī (nepieciešams enerģijas patēriņš), viens elektrons no s-apakšlīmeņa "atstāj" savu pāri un nonāk p-apakšlīmenī, kur ir viena brīva orbitāle. Tādējādi ierosinātā stāvoklī oglekļa atoma elektroniskā konfigurācija izpaužas šādā formā: 1s 2 2s 1 2p 3.

Rīsi. Oglekļa atoma pāreja uz ierosinātu stāvokli.

Šāda "liešana" ievērojami paplašina oglekļa atomu valences spējas, kas var iegūt oksidācijas pakāpi no +4 (savienojumos ar aktīviem nemetāliem) līdz -4 (savienojumos ar metāliem).

Neierosinātā stāvoklī savienojumos esošā oglekļa atoma valence ir 2, piemēram, CO (II), bet ierosinātā stāvoklī - 4: CO 2 (IV).

Oglekļa atoma "unikalitāte" slēpjas apstāklī, ka tā ārējā enerģijas līmenī ir 4 elektroni, tāpēc, lai pabeigtu līmeni (uz ko patiesībā tiecas jebkura ķīmiskā elementa atomi), tas var ar vienādi "panākumi", gan dod, gan piesaista elektronus ar kovalento saišu veidošanos (sk. Kovalentā saite).

Ogleklis kā vienkārša viela

Kā vienkārša viela ogleklis var būt vairāku alotropu modifikāciju veidā:

Dimants
Grafīts
Fullerēns
Karbīns

Dimants

Rīsi. Dimanta kristāla režģis.

Dimanta īpašības:

bezkrāsaina kristāliska viela;
cietākā viela dabā;
ir spēcīgs refrakcijas efekts;
slikti vada siltumu un elektrību.

Rīsi. Dimanta tetraedrs.

Dimanta izcilā cietība izskaidrojama ar tā kristāla režģa uzbūvi, kam ir tetraedra forma – tetraedra centrā atrodas oglekļa atoms, kuru saista vienlīdz spēcīgas saites ar četriem blakus esošajiem atomiem, kas veido virsotnes. tetraedra (skat. attēlu iepriekš). Šī "konstrukcija" savukārt ir saistīta ar blakus esošajiem tetraedriem.

Grafīts

Rīsi. Grafīta kristāla režģis.

Grafīta īpašības:

kārtainas struktūras mīksta kristāliski pelēka viela;
ir metālisks spīdums;
labi vada elektrību.

Grafītā oglekļa atomi veido regulārus sešstūrus, kas atrodas vienā plaknē, sakārtoti bezgalīgos slāņos.

Grafītā ķīmiskās saites starp blakus esošiem oglekļa atomiem veido trīs katra atoma valences elektroni (attēlā parādīts zilā krāsā), savukārt katra oglekļa atoma ceturtais elektrons (parādīts sarkanā krāsā) atrodas uz p-orbitāles, kas atrodas perpendikulāri. uz grafīta slāņa plakni.nepiedalās kovalento saišu veidošanā slāņa plaknē. Tā "nolūks" ir atšķirīgs – mijiedarbojoties ar blakus slānī guļošo "brāli", tas nodrošina saikni starp grafīta slāņiem, un p-elektronu lielā mobilitāte nosaka grafīta labo elektrovadītspēju.

Rīsi. Oglekļa atoma orbitāļu sadalījums grafītā.

Fullerēns

Rīsi. Fullerēna kristāla režģis.

Fullerēna īpašības:

fullerēna molekula ir oglekļa atomu kopums, kas ietverts dobās sfērās, piemēram, futbola bumbā;
tā ir dzeltenīgi oranža smalka kristāliska viela;
kušanas temperatūra = 500-600 ° C;
pusvadītājs;
ir daļa no šungīta minerāla.

Karbīns

Karabīnas īpašības:

inerta melna viela;
sastāv no polimēru lineārām molekulām, kurās atomi ir saistīti ar mainīgām vienkāršām un trīskāršām saitēm;
pusvadītājs.

Oglekļa ķīmiskās īpašības

Normālos apstākļos ogleklis ir inerta viela, taču karsējot tā var reaģēt ar dažādām vienkāršām un sarežģītām vielām.

Iepriekš jau tika teikts, ka oglekļa ārējā enerģijas līmenī ir 4 elektroni (ne tur, ne šeit), tāpēc ogleklis var gan nodot, gan saņemt elektronus, dažos savienojumos uzrādot reducējošās īpašības, bet citos - oksidējoties.

Ogleklis ir reducētājs reakcijās ar skābekli un citiem elementiem ar augstāku elektronegativitāti (skat. elementu elektronegativitātes tabulu):

karsējot gaisā, tas sadedzina (ar skābekļa pārpalikumu, veidojot oglekļa dioksīdu; ar tā trūkumu - oglekļa monoksīds (II)):
C + O 2 = CO 2;
2C + O 2 = 2CO.
augstā temperatūrā reaģē ar sēra tvaikiem, viegli mijiedarbojas ar hloru, fluoru:
C + 2S = CS 2
C + 2Cl 2 = CCl 4
2F 2 + C = CF 4
karsējot, tas reducē no oksīdiem daudzus metālus un nemetālus:
C 0 + Cu + 2 O = Cu 0 + C + 2 O;
C 0 + C +4 O 2 = 2C +2 O
1000 ° C temperatūrā tas reaģē ar ūdeni (gazifikācijas process), veidojot ūdens gāzi:
C + H2O = CO + H2;

Ogleklim piemīt oksidējošas īpašības reakcijās ar metāliem un ūdeņradi:

reaģē ar metāliem, veidojot karbīdus:
Ca + 2C = CaC 2
mijiedarbojoties ar ūdeņradi, ogleklis veido metānu:
C+2H2=CH4

Ogli iegūst, termiski sadalot tā savienojumus vai metāna pirolīzi (augstā temperatūrā):
CH4 = C+2H2.

Oglekļa pielietojums

Oglekļa savienojumi ir atraduši visplašāko pielietojumu tautsaimniecībā, tos visus nav iespējams uzskaitīt, norādīsim tikai dažus:

grafītu izmanto zīmuļu vadu, elektrodu, kausēšanas tīģeļu ražošanai, kā neitronu slāpētāju kodolreaktoros, kā smērvielu;
dimantus izmanto juvelierizstrādājumos, kā griezējinstrumentu, urbšanas iekārtās, kā abrazīvu materiālu;
kā reducētāju oglekli izmanto noteiktu metālu un nemetālu (dzelzs, silīcija) iegūšanai;
ogle veido lielāko daļu aktīvās ogles, kas ir plaši izmantota gan ikdienas dzīvē (piemēram, kā adsorbents gaisa un šķīdumu attīrīšanai), gan medicīnā (aktīvās ogles tabletes) un rūpniecībā (kā katalītisko piedevu nesējs , polimerizācijas katalizators utt.).

C (carboneum), nemetālisks ķīmiskais elements, kas ietilpst elementu periodiskās tabulas IVA grupā (C, Si, Ge, Sn, Pb). Dabā sastopams dimanta kristālu (1. att.), grafīta vai fullerēna un citās formās un ir organisko (ogles, nafta, dzīvnieku un augu organismi u.c.) un neorganisko vielu (kaļķakmens, cepamā soda u.c.) sastāvdaļa. .). Ogleklis ir plaši izplatīts, bet tā saturs zemes garozā ir tikai 0,19% ( Skatīt arī DIMANTS; FULLERENES).

Dabā ir daudz dažādu grafīta formu; daži ir mākslīgi iegūti; ir amorfas formas (piemēram, kokss un kokogles). Ogļūdeņražus sadedzinot ar skābekļa trūkumu veidojas sodrēji, kaulu ogle, lampas sodrēji, acetilēna sodrēji. Tā saucamais balts ogleklis ko iegūst, sublimējot pirolītisku grafītu pazeminātā spiedienā – tie ir mazākie caurspīdīgie grafīta loksnes kristāli ar smailām malām.

Suņajevs Z.I. Naftas ogleklis... M., 1980. gads
Hiperkoordinētā oglekļa ķīmija... M., 1990. gads

Atrodiet ieslēgtu "CARBON".