Ogljik v trdnem stanju. Struktura ogljikovega atoma. Ogljikova kislina in njene soli

OGLJIK
Z (karbonej), nekovinski kemični element podskupine IVA (C, Si, Ge, Sn, Pb) periodnega sistema elementov. V naravi se pojavlja v obliki diamantnih kristalov (slika 1), grafita ali fulerena in drugih oblik ter je del organskih (premog, olje, živalski in rastlinski organizmi itd.) in anorganskih snovi (apnenec, Soda bikarbona in itd.). Ogljik je zelo razširjen, vendar je njegova vsebnost v zemeljski skorji le 0,19 % (glej tudi DIAMANT; FULERENI).

Ogljik se pogosto uporablja v obliki preprostih snovi. Poleg dragocenih diamantov, ki so predmet nakita, so velikega pomena industrijski diamanti – za izdelavo brusilnega in rezalnega orodja. Oglje in druge amorfne oblike ogljika se uporabljajo za razbarvanje, čiščenje, adsorpcijo plinov na področjih tehnologije, kjer so potrebni adsorbenti z razvito površino. Za karbide, spojine ogljika s kovinami, pa tudi z borom in silicijem (na primer Al4C3, SiC, B4C) je značilna visoka trdota in se uporabljajo za izdelavo abrazivnih in rezalnih orodij. Ogljik je prisoten v jeklih in zlitinah v elementarnem stanju in v obliki karbidov. Nasičenost površine jeklenih ulitkov z ogljikom pri visoka temperatura(cementacija) znatno poveča površinsko trdoto in odpornost proti obrabi.
Glej tudi ZLITINE. V naravi jih je veliko različne oblike grafit; nekatere so pridobljene umetno; na voljo so amorfne oblike (npr. koks in oglje). Pri sežiganju ogljikovodikov v odsotnosti kisika nastanejo saje, kostno oglje, svetilka, acetilenska črna. Tako imenovani beli ogljik dobimo s sublimacijo pirolitičnega grafita pod znižanim tlakom – to so najmanjši prozorni kristali grafitnih listov s koničastimi robovi.
Sklic na zgodovino. Grafit, diamant in amorfni ogljik so poznani že od antike. Že dolgo je znano, da lahko z grafitom označimo tudi druge materiale, že samo ime "grafit", ki izhaja iz grške besede, ki pomeni "pisati", pa je leta 1789 predlagal A. Werner. Vendar je zgodovina grafita zmeden, so se zanj pogosto zamenjale snovi s podobnimi zunanjimi fizikalnimi lastnostmi, kot je molibdenit (molibdenov sulfid), ki je nekoč veljal za grafit. Med drugimi imeni grafita so znani "črni svinec", "železov karbid", "srebrni svinec". Leta 1779 je K. Scheele ugotovil, da je grafit mogoče oksidirati z zrakom, da nastane ogljikov dioksid. Diamanti so prvič našli uporabo v Indiji, v Braziliji pa so dragi kamni leta 1725 pridobili komercialni pomen; depoziti v Južna Afrika so odprli leta 1867. V 20. stol. Glavni proizvajalci diamantov so Južna Afrika, Zair, Bocvana, Namibija, Angola, Sierra Leone, Tanzanija in Rusija. Umetni diamanti, katerih tehnologija je bila ustvarjena leta 1970, se proizvajajo za industrijske namene.
Alotropija.Če se strukturne enote snovi (atomi za enoatomske elemente ali molekule za poliatomske elemente in spojine) lahko združujejo med seboj v več kot eni kristalni obliki, se ta pojav imenuje alotropija. Ogljik ima tri alotropne modifikacije - diamant, grafit in fuleren. V diamantu ima vsak atom ogljika štiri tetraedrsko razporejene sosede, ki tvorijo kubično strukturo (slika 1a). Ta struktura ustreza največji kovalenci vezi in vsi 4 elektroni vsakega ogljikovega atoma tvorijo visoko trdnost C-C povezave, tj. v strukturi ni prevodnih elektronov. Zato diamant odlikuje pomanjkanje prevodnosti, nizka toplotna prevodnost, visoka trdota; je najtrša znana snov (slika 2). Prekinitev vezi C-C (dolžina vezi 1,54, torej kovalentni polmer 1,54/2 = 0,77) v tetraedrski strukturi zahteva veliko energije, zato je za diamant poleg izjemne trdote značilno visoko tališče (3550 °C).



Druga alotropna oblika ogljika je grafit, ki se po lastnostih zelo razlikuje od diamanta. Grafit je mehka črna snov iz kristalov, ki se zlahka luščijo, za katero je značilna dobra električna prevodnost (električni upor 0,0014 Ohm * cm). Zato se grafit uporablja v obločnih žarnicah in pečeh (slika 3), v katerih je treba ustvariti visoke temperature. Grafit visoke čistosti se v jedrskih reaktorjih uporablja kot moderator nevtronov. Njegovo tališče pri povišanem tlaku je 3527 °C. Pri normalnem tlaku grafit sublimira (prehaja iz trdnega v plinasto) pri 3780 °C.



Struktura grafita (slika 1b) je sistem zgoščenih šesterokotnih obročev z dolžino vezi 1,42 (veliko krajše kot pri diamantu), vendar ima vsak ogljikov atom tri (ne štiri, kot v diamantu) kovalentne vezi s tremi sosedi, in četrta vez (3,4) je predolga za kovalentno vez in slabo veže vzporedno zložene plasti grafita med seboj. To je četrti ogljikov elektron, ki določa toplotno in električno prevodnost grafita - ta daljša in manj močna vez tvori grafit manj kompakten, kar se odraža v njegovi manjši trdoti v primerjavi z diamantom (gostota grafita je 2,26 g / cm3, diamant - 3,51 g / cm3). Iz istega razloga je grafit spolzek na dotik in zlahka loči kosmiče snovi, ki se uporablja za izdelavo maziv in svinčnikov. Svinčeni lesk je predvsem posledica prisotnosti grafita. Ogljikova vlakna imajo visoko trdnost in se lahko uporabljajo za izdelavo rajonske ali druge visokoogljične preje. Pri visokem tlaku in temperaturi, v prisotnosti katalizatorja, kot je železo, se grafit lahko pretvori v diamant. Ta postopek je bil izveden za industrijsko proizvodnjo umetnih diamantov. Na površini katalizatorja rastejo diamantni kristali. Grafitno-diamantno ravnovesje obstaja pri 15.000 atm in 300 K ali pri 4.000 atm in 1.500 K. Umetne diamante je mogoče pridobiti tudi iz ogljikovodikov. Amorfne oblike ogljika, ki ne tvorijo kristalov, vključujejo oglje, pridobljeno s segrevanjem drevesa brez dostopa zraka, žarnico in plinske saje, ki nastanejo pri nizkotemperaturnem zgorevanju ogljikovodikov s pomanjkanjem zraka in kondenzirajo na hladni površini, kostno oglje je primesi kalcijev fosfat v procesu uničenja kostno tkivo, pa tudi premog (naravna snov z nečistočami) in koks, suhi ostanek, pridobljen s koksanjem goriv s suho destilacijo črni premog ali ostanki nafte (bitumenski premog), t.j. ogrevanje brez zraka. Koks se uporablja za taljenje železa, v črni in barvni metalurgiji. Pri koksanju nastajajo tudi plinasti produkti - koksarni plin (H2, CH4, CO itd.) in kemični izdelki, ki so surovine za proizvodnjo bencina, barv, gnojil, zdravil, plastike itd. Shema glavne naprave za proizvodnjo koksa - koksovna peč - je prikazana na sl. 3. Za različne vrste premoga in saj je značilna razvita površina in se zato uporabljajo kot adsorbenti za čiščenje plinov, tekočin in tudi kot katalizatorji. Za pridobivanje različnih oblik ogljika se uporabljajo posebne metode kemične tehnologije. Umetni grafit se pridobiva s žganjem antracita ali naftnega koksa med ogljikovimi elektrodami pri 2260°C (Achesonov postopek) in se uporablja pri proizvodnji maziv in elektrod, zlasti za elektrolitsko proizvodnjo kovin.
Struktura ogljikovega atoma. Jedro najbolj stabilnega izotopa ogljika z maso 12 (98,9 % številčnost) ima 6 protonov in 6 nevtronov (12 nukleonov), razporejenih v tri kvartete, od katerih vsak vsebuje 2 protona in dva nevtrona, podobno kot jedro helija. Drug stabilen izotop ogljika je 13C (cca. 1,1%), v sledovih pa je v naravi nestabilen izotop 14C z razpolovno dobo 5730 let, ki ima b-sevanje. Vsi trije izotopi v obliki CO2 sodelujejo v normalnem ogljikovem ciklu žive snovi. Po smrti živega organizma se poraba ogljika ustavi in ​​z merjenjem stopnje radioaktivnosti 14C je mogoče datirati predmete, ki vsebujejo C. Zmanjšanje b-sevanja 14CO2 je sorazmerno s časom, ki je pretekel od smrti. Leta 1960 je W. Libby prejel Nobelovo nagrado za raziskave radioaktivnega ogljika.
Glejte tudi RADIOAKTIVNI DATIRANJE. V osnovnem stanju 6 elektronov ogljika tvori elektronsko konfiguracijo 1s22s22px12py12pz0. Štirje elektroni druge ravni so valenčni, kar ustreza položaju ogljika v skupini IVA periodnega sistema (glej PERIODIČNI TABELO ELEMENTOV). Ker je za ločitev elektrona od atoma v plinski fazi potrebna velika energija (približno 1070 kJ/mol), ogljik ne tvori ionskih vezi z drugimi elementi, saj bi to zahtevalo ločitev elektrona s tvorbo pozitivnega ion. Z elektronegativnostjo 2,5 ogljik ne kaže močne afinitete do elektronov in zato ni aktivni akceptor elektronov. Zato ni nagnjen k tvorbi delcev z negativnim nabojem. Toda z delno ionsko naravo vezi obstajajo nekatere ogljikove spojine, na primer karbidi. V spojinah ima ogljik oksidacijsko stanje 4. Da bi lahko štirje elektroni sodelovali pri tvorbi vezi, je treba razpariti 2s elektrone in enega od teh elektronov preskočiti na orbitalo 2pz; v tem primeru nastanejo 4 tetraedrske vezi s kotom med njimi 109°. V spojinah se valenčni elektroni ogljika le delno odmaknejo od njega, zato ogljik tvori močne kovalentne vezi med sosednjimi atomi. tip C-C z uporabo skupnega elektronskega para. Energija pretrganja takšne vezi je 335 kJ/mol, medtem ko je za vez Si-Si le 210 kJ/mol, zato so dolge -Si-Si- verige nestabilne. Kovalentna narava vezi se ohrani tudi v spojinah visoko reaktivnih halogenov z ogljikom, CF4 in CCl4. Ogljikovi atomi so sposobni zagotoviti več kot en elektron iz vsakega ogljikovega atoma za tvorbo vezi; tako nastanejo dvojne C=C in trojne CºC vezi. Drugi elementi prav tako tvorijo vezi med svojimi atomi, vendar je samo ogljik sposoben tvoriti dolge verige. Zato je za ogljik znanih na tisoče spojin, imenovanih ogljikovodiki, v katerih je ogljik vezan na vodik in druge ogljikove atome ter tvori dolge verige ali obročne strukture.
Glej ORGANSKA KEMIJA. V teh spojinah je možna zamenjava vodika z drugimi atomi, največkrat s kisikom, dušikom in halogeni, s tvorbo številnih organskih spojin. Med njimi so velikega pomena fluoroogljikovodiki - ogljikovodiki, v katerih je vodik nadomeščen s fluorom. Takšne spojine so izjemno inertne in se uporabljajo kot plastika in maziva (fluoroogljikovodiki, to je ogljikovodiki, v katerih so vsi atomi vodika nadomeščeni z atomi fluora) in kot nizkotemperaturna hladilna sredstva (freoni ali freoni, - fluorokloroogljikovodiki). V osemdesetih letih prejšnjega stoletja so ameriški fiziki odkrili zelo zanimive ogljikove spojine, v katerih so ogljikovi atomi povezani v 5- ali 6-kotnikih in tvorijo molekulo C60 v obliki votle žoge s popolno simetrijo nogometne žoge. Ker je takšna zasnova osnova "geodetske kupole", ki jo je izumil ameriški arhitekt in inženir Buckminster Fuller, so novi razred spojin imenovali "buckminsterfullereni" ali "fullereni" (in tudi, na kratko, "fasiballs" ali "buckyballs"). Fulereni - tretja modifikacija čistega ogljika (razen diamanta in grafita), sestavljena iz 60 ali 70 (in celo več) atomov - je bila pridobljena z delovanjem laserskega sevanja na najmanjše delce ogljika. Fulereni bolj zapletene oblike so sestavljeni iz več sto atomov ogljika. Premer molekule C60 OGLJIK je 1 nm. V središču takšne molekule je dovolj prostora za namestitev velikega atoma urana.
Glej tudi FULERENI.
standardna atomska masa. Leta 1961 so Mednarodne zveze za čisto in uporabno kemijo (IUPAC) in v fiziki sprejele maso ogljikovega izotopa 12C kot enoto atomske mase, s čimer so odpravile kisikovo lestvico atomskih mas, ki je obstajala prej. Atomska masa ogljika v tem sistemu je 12,011, saj je povprečje treh naravnih izotopov ogljika, ob upoštevanju njihove številčnosti v naravi.
Glej ATOMSKA MASA. Kemijske lastnosti ogljika in nekaterih njegovih spojin. Nekatere fizikalne in kemijske lastnosti ogljika so podane v članku KEMIJSKI ELEMENTI. Reaktivnost ogljika je odvisna od njegove modifikacije, temperature in disperzije. Pri nizke temperature vse oblike ogljika so precej inertne, vendar se pri segrevanju oksidirajo z atmosferskim kisikom in tvorijo okside:


Fino razpršeni ogljik, ki presega kisik, lahko eksplodira pri segrevanju ali zaradi iskre. Poleg neposredne oksidacije jih je še več sodobne metode pridobivanje oksidov. Ogljikov podoksid C3O2 nastane z dehidracijo malonske kisline nad P4O10:

C3O2 ima slab vonj, zlahka hidrolizira in ponovno tvori malonsko kislino.
Ogljikov monoksid(II) CO nastane med oksidacijo katere koli modifikacije ogljika v pogojih pomanjkanja kisika. Reakcija je eksotermna, sprosti se 111,6 kJ/mol. Koks pri beli vročini reagira z vodo: C + H2O = CO + H2; nastala plinska mešanica se imenuje "vodni plin" in je plinasto gorivo. CO nastaja tudi pri nepopolnem zgorevanju naftnih derivatov, v znatnih količinah se nahaja v avtomobilskih izpušnih plinih in se pridobiva s toplotno disociacijo mravljinčne kisline:

Oksidacijsko stanje ogljika v CO je +2, in ker je ogljik bolj stabilen v oksidacijskem stanju +4, se CO zlahka oksidira s kisikom v CO2: CO + O2 (r) CO2, je ta reakcija zelo eksotermna (283 kJ/ mol). CO se v industriji uporablja v mešanicah s H2 in drugimi gorljivimi plini kot gorivo ali plinasto redukcijsko sredstvo. Ko se segreje na 500° C, CO v opazni meri tvori C in CO2, pri 1000° C pa se vzpostavi ravnovesje pri nizkih koncentracijah CO2. CO reagira s klorom, pri čemer nastane fosgen - COCl2, reakcije potekajo podobno kot pri drugih halogeni, v reakciji z žveplom karbonil sulfid dobimo COS, s kovinami (M) CO tvori karbonile različnih sestav M (CO) x, ki so kompleksne spojine. Železov karbonil nastane z interakcijo krvnega hemoglobina s CO, kar preprečuje reakcijo hemoglobina s kisikom, saj je železov karbonil močnejša spojina. Posledično je blokirana funkcija hemoglobina kot prenašalca kisika do celic, ki nato odmrejo (in najprej so prizadete možganske celice). (Od tod drugo ime za CO - "ogljikov monoksid"). Že 1 % (vol.) CO v zraku je nevaren za človeka, če je v takšnem ozračju več kot 10 minut. Nekatere fizikalne lastnosti CO so podane v tabeli. Ogljikov dioksid ali ogljikov monoksid (IV) CO2 nastane pri zgorevanju elementarnega ogljika v presežku kisika s sproščanjem toplote (395 kJ/mol). CO2 (trivialno ime je "ogljikov dioksid") nastaja tudi pri popolni oksidaciji CO, naftnih derivatov, bencina, olj in drugih organskih spojin. Ko se karbonati raztopijo v vodi, se zaradi hidrolize sprosti tudi CO2:

Ta reakcija se pogosto uporablja v laboratorijski praksi za pridobivanje CO2. Ta plin je mogoče pridobiti tudi s kalciniranjem kovinskih bikarbonatov:

Pri interakciji pregrete pare s CO v plinski fazi:

Pri gorenju ogljikovodikov in njihovih kisikovih derivatov, na primer:


Podobno oksidiran živilskih izdelkov v živem organizmu s sproščanjem toplote in drugih vrst energije. V tem primeru oksidacija poteka v blagih pogojih skozi vmesne stopnje, vendar so končni produkti enaki - CO2 in H2O, kot na primer med razgradnjo sladkorjev pod delovanjem encimov, zlasti med fermentacijo glukoze:

Proizvodnja ogljikovega dioksida in kovinskih oksidov v velikih tonah se v industriji izvaja s toplotno razgradnjo karbonatov:


CaO se v velikih količinah uporablja v tehnologiji proizvodnje cementa. V seriji CaCO3 se povečata toplotna stabilnost karbonatov in poraba toplote za njihovo razgradnjo po tej shemi (glej tudi PREPREČEVANJE POŽARA IN POŽARNA ZAŠČITA). Elektronska struktura ogljikovih oksidov. Elektronsko strukturo katerega koli ogljikovega monoksida lahko opišemo s tremi enakoverjetnimi shemami z različnimi razporeditvami elektronskih parov - tremi resonančnimi oblikami:


Vsi ogljikovi oksidi imajo linearno strukturo.
Ogljikova kislina. Ko CO2 reagira z vodo, nastane ogljikova kislina H2CO3. V nasičeni raztopini CO2 (0,034 mol/l) le del molekul tvori H2CO3, večina CO2 pa je v hidratiziranem stanju CO2*H2O.
Karbonati. Karbonati nastanejo z interakcijo kovinskih oksidov s CO2, na primer Na2O + CO2 -> NaHCO3, ki se pri segrevanju razgradijo in sproščajo CO2: 2NaHCO3 -> Na2CO3 + H2O + CO2 Natrijev karbonat ali soda se proizvaja v velikih količinah v industrija sode predvsem po metodi Solvay:


Po drugi metodi se soda pridobiva iz CO2 in NaOH


Karbonatni ion CO32- ima ravno strukturo s O-C-O kot, enako 120°, in dolžina vezi CO 1,31
(glej tudi PROIZVODNJA ALKALI).
Ogljikovi halogenidi. Ogljik pri segrevanju neposredno reagira s halogeni, da tvori tetrahalide, vendar sta hitrost reakcije in donos produkta nizka. Zato ogljikove halogenide pridobivamo z drugimi metodami, na primer CCl4 dobimo s kloriranjem ogljikovega disulfida: CS2 + 2Cl2 -> CCl4 + 2S temperatura, pride do tvorbe strupenega fosgena (plinasta strupena snov). CCl4 je tudi sam po sebi strupen in lahko pri vdihavanju v znatnih količinah povzroči zastrupitev jeter. СCl4 nastane tudi s fotokemično reakcijo med metanom СH4 in Сl2; v tem primeru je možna tvorba produktov nepopolnega kloriranja metana - CHCl3, CH2Cl2 in CH3Cl. Podobno potekajo reakcije z drugimi halogeni.
grafitne reakcije. Grafit kot modifikacija ogljika, za katerega so značilne velike razdalje med plastmi šesterokotnih obročev, vstopa v nenavadne reakcije, na primer alkalijske kovine, halogeni in nekatere soli (FeCl3) prodrejo med plasti in tvorijo spojine tipa KC8, KC16 ( imenovane intersticijske, inkluzijske ali klatratne spojine). Močni oksidanti, kot je KClO3, v kislem okolju (žveplova ali dušikova kislina) tvorijo snovi z velikim volumnom kristalne mreže (do 6 med plastmi), kar je razloženo z vnosom atomov kisika in tvorbo spojin, na na površini katerih zaradi oksidacije nastanejo karboksilne skupine (-COOH) - spojine, kot sta oksidirani grafit ali melitična (benzenheksakarboksilna) kislina C6(COOH)6. V teh spojinah se lahko razmerje C:O giblje od 6:1 do 6:2,5.
Karbidi. Ogljik tvori s kovinami, borom in silicijem različne spojine, imenovane karbidi. Najbolj aktivne kovine (podskupine IA-IIIA) tvorijo solim podobne karbide, na primer Na2C2, CaC2, Mg4C3, Al4C3. V industriji se kalcijev karbid pridobiva iz koksa in apnenca z naslednjimi reakcijami:


Karbidi so neprevodni, skoraj brezbarvni, hidrolizirajo s tvorbo ogljikovodikov, na primer CaC2 + 2H2O = C2H2 + Ca(OH)2 Acetilen C2H2, ki nastane z reakcijo, služi kot surovina pri proizvodnji številnih organskih snovi. Ta proces je zanimiv, ker predstavlja prehod od surovin anorganske narave k sintezi organskih spojin. Karbidi, ki pri hidrolizi tvorijo acetilen, imenujemo acetilidi. Pri silicijevih in borovih karbidih (SiC in B4C) je vez med atomi kovalentna. Prehodne kovine (elementi B-podskupine) pri segrevanju z ogljikom tvorijo tudi karbide spremenljive sestave v razpokah na površini kovine; vez v njih je blizu kovinske. Za nekatere karbide te vrste, kot so WC, W2C, TiC in SiC, so značilne visoke trdote in ognjevzdržne lastnosti ter dobra električna prevodnost. Na primer, NbC, TaC in HfC so najbolj ognjevzdržne snovi (mp = 4000-4200 ° C), diniobijev karbid Nb2C je superprevodnik pri 9,18 K, TiC in W2C sta po trdoti blizu diamantu, trdota B4C (a strukturni analog diamanta) je 9,5 po Mohsovi lestvici (glej sliko 2). Inertni karbidi nastanejo, če je polmer prehodne kovine Dušikovi derivati ​​ogljika. Ta skupina vključuje sečnino NH2CONH2 - dušikovo gnojilo, ki se uporablja v obliki raztopine. Sečnina se pridobiva iz NH3 in CO2 s segrevanjem pod tlakom:

Cianogen (CN)2 je po številnih lastnostih podoben halogenom in ga pogosto imenujemo psevdohalogen. Cianid dobimo z blago oksidacijo cianidnega iona s kisikom, vodikovim peroksidom ali Cu2+ ionom: 2CN- -> (CN)2 + 2e. Cianidni ion, ki je darovalec elektronov, zlahka tvori kompleksne spojine z ioni prehodnih kovin. Tako kot CO je cianidni ion strup, ki veže vitalne železove spojine v živem organizmu. Cianidni kompleksni ioni imajo splošno formulo []-0,5x, kjer je x koordinacijska številka kovine (kompleksirnega sredstva), empirično enako dvakratnemu oksidacijskemu stanju kovinskega iona. Primeri takšnih kompleksnih ionov so (struktura nekaterih ionov je podana spodaj) tetraciano-nikelat(II)-ion []2-, heksacianoferat(III) []3-, dicianoargentat []-:


karbonili. Ogljikov monoksid lahko neposredno reagira s številnimi kovinami ali kovinskimi ioni, da tvori kompleksne spojine, imenovane karbonili, na primer Ni(CO)4, Fe(CO)5, Fe2(CO)9, []3, Mo(CO)6, [] 2 . Vez v teh spojinah je podobna vezi v zgoraj opisanih ciano kompleksih. Ni(CO)4 je hlapna snov, ki se uporablja za ločevanje niklja od drugih kovin. Poslabšanje strukture litega železa in jekla v strukturah je pogosto povezano s tvorbo karbonilov. Vodik je lahko del karbonilov in tvori karbonilne hidride, kot sta H2Fe(CO)4 in HCo(CO)4, ki kažejo kisle lastnosti in reagirajo z alkalijo: H2Fe(CO)4 + NaOH -> NaHFe(CO)4 + H2O Znani tudi karbonil halogenidi, na primer Fe(CO)X2, Fe(CO)2X2, Co(CO)I2, Pt(CO)Cl2, kjer je X kateri koli halogen
(glej tudi ORGANOMOVINSKE SPOJINE).
ogljikovodiki. Znanih je ogromno spojin ogljika z vodikom
(glej ORGANSKA KEMIJA).
LITERATURA
Sunyaev Z.I. Naftni ogljik. M., 1980 Kemija hiperkoordiniranega ogljika. M., 1990

Enciklopedija Collier. - Odprta družba. 2000 .

Sopomenke:

Poglejte, kaj je "CARBON" v drugih slovarjih:

    Tabela nuklidov Splošne informacije Ime, simbol Ogljik 14, 14C Alternativna imena radiokarbon, radiokarbon Nevtroni 8 Protoni 6 Lastnosti nuklida Atomska masa ... Wikipedia

    Tabela nuklidov Splošne informacije Ime, simbol Ogljik 12, 12C Nevtroni 6 Protoni 6 Lastnosti nuklidov Atomska masa 12,0000000 (0) ... Wikipedia

Ogljik je sposoben tvoriti več alotropnih modifikacij. To so diamant (najbolj inertna alotropna modifikacija), grafit, fuleren in karabin.

Oglje in saje sta amorfni ogljik. Ogljik v tem stanju nima urejene strukture in je dejansko sestavljen iz najmanjših drobcev grafitnih plasti. Amorfno oglje, obdelano z vročo vodno paro, se imenuje aktivno oglje. 1 gram aktivnega oglja ima zaradi prisotnosti številnih por v njem skupno površino več kot tristo kvadratnih metrov! Zaradi svoje sposobnosti absorpcije različnih snovi se aktivno oglje pogosto uporablja kot polnilo filtrov, pa tudi kot enterosorbent v različne vrste zastrupitev.

S kemičnega vidika je amorfni ogljik njegova najbolj aktivna oblika, grafit ima srednjo aktivnost, diamant pa je izjemno inertna snov. Iz tega razloga je treba kemijske lastnosti ogljika, obravnavane v nadaljevanju, pripisati predvsem amorfnemu ogljiku.

Zmanjševanje lastnosti ogljika

Kot redukcijsko sredstvo ogljik reagira z nekovinami, kot so kisik, halogeni in žveplo.

Glede na presežek ali pomanjkanje kisika pri zgorevanju premoga je možna tvorba ogljikovega monoksida CO ali ogljikovega dioksida CO 2:

Ko ogljik reagira s fluorom, nastane ogljikov tetrafluorid:

Ko se ogljik segreje z žveplom, nastane ogljikov disulfid CS 2:

Ogljik je sposoben reducirati kovine za aluminijem v nizu aktivnosti iz njihovih oksidov. Na primer:

Ogljik reagira tudi z oksidi aktivnih kovin, vendar v tem primeru praviloma ne opazimo redukcije kovine, temveč tvorbo njenega karbida:

Interakcija ogljika z nekovinskimi oksidi

Ogljik vstopi v sorazmerno reakcijo z ogljikovim dioksidom CO 2:

Eden najpomembnejših procesov z industrijskega vidika je t.i parno reformiranje premoga. Postopek poteka s prehajanjem vodne pare skozi vroč premog. V tem primeru pride do naslednje reakcije:

Pri visokih temperaturah je ogljik sposoben reducirati celo tako inertno spojino, kot je silicijev dioksid. V tem primeru je glede na pogoje možna tvorba silicija ali silicijevega karbida ( karborund):

Tudi ogljik kot redukcijsko sredstvo reagira z oksidacijskimi kislinami, zlasti s koncentrirano žveplovo in dušikovo kislino:

Oksidacijske lastnosti ogljika

Kemični element ogljik ni zelo elektronegativen, zato preproste snovi, ki jih tvori, redko kažejo oksidativne lastnosti glede na druge nekovine.

Primer takšnih reakcij je interakcija amorfnega ogljika z vodikom pri segrevanju v prisotnosti katalizatorja:

kot tudi s silicijem pri temperaturi 1200-1300 o C:

Ogljik kaže oksidativne lastnosti v primerjavi s kovinami. Ogljik lahko reagira z aktivnimi kovinami in nekaterimi kovinami vmesne aktivnosti. Pri segrevanju se reakcije nadaljujejo:

Aktivni kovinski karbidi se hidrolizirajo z vodo:

kot tudi raztopine neoksidacijskih kislin:

V tem primeru nastanejo ogljikovodiki, ki vsebujejo ogljik v enakem oksidacijskem stanju kot izvirni karbid.

Kemijske lastnosti silicija

Silicij lahko obstaja, pa tudi ogljik v kristalnem in amorfnem stanju, in tako kot v primeru ogljika je amorfni silicij bistveno bolj kemično aktiven kot kristalni silicij.

Včasih se amorfni in kristalni silicij imenuje njegove alotropne modifikacije, kar, strogo gledano, ni povsem res. Amorfni silicij je v bistvu konglomerat najmanjših delcev kristalnega silicija, naključno razporejenih drug glede na drugega.

Interakcija silicija s preprostimi snovmi

nekovine

V normalnih pogojih silicij zaradi svoje inertnosti reagira samo s fluorom:

Silicij reagira s klorom, bromom in jodom le pri segrevanju. Značilno je, da je glede na aktivnost halogena potrebna ustrezno drugačna temperatura:

Torej s klorom reakcija poteka pri 340-420 o C:

Z bromom - 620-700 o C:

Z jodom - 750-810 o C:

Vsi silicijevi halogenidi se zlahka hidrolizirajo z vodo:

kot tudi alkalne raztopine:

Reakcija silicija s kisikom poteka, vendar zahteva zelo močno segrevanje (1200-1300 ° C) zaradi dejstva, da močan oksidni film otežuje interakcijo:

Pri temperaturi 1200-1500 ° C silicij počasi komunicira z ogljikom v obliki grafita, da tvori karborund SiC - snov z atomsko kristalno mrežo, podobno diamantu in skoraj ni slabša od nje po moči:

Silicij ne reagira z vodikom.

kovine

Zaradi svoje nizke elektronegativnosti lahko silicij kaže oksidacijske lastnosti le glede na kovine. Od kovin silicij reagira z aktivnimi (zemeljskoalkalnimi in zemeljskoalkalnimi), pa tudi s številnimi kovinami srednje aktivnosti. Kot rezultat te interakcije nastanejo silicidi:

Silicide aktivnih kovin zlahka hidroliziramo z vodo ali razredčenimi raztopinami neoksidacijskih kislin:

V tem primeru nastane plinski silan SiH 4 - analog metana CH 4.

Interakcija silicija s kompleksnimi snovmi

Silicij ne reagira z vodo niti pri vrenju, vendar amorfni silicij sodeluje s pregreto vodno paro pri temperaturi približno 400-500 ° C. Pri tem nastaja vodik in silicijev dioksid:

Od vseh kislin silicij (v amorfnem stanju) reagira samo s koncentrirano fluorovodikovo kislino:

Silicij se raztopi v koncentriranih alkalijskih raztopinah. Reakcijo spremlja razvoj vodika.

Struktura diamanta (a) in grafit (b)

ogljik(latinsko karbonej) - C, kemični element IV skupine periodnega sistema Mendelejeva, atomska številka 6, atomska masa 12.011. V naravi se pojavlja v obliki kristalov diamanta, grafita ali fulerena in drugih oblik ter je del organskih (premog, nafta, živalski in rastlinski organizmi itd.) in anorganskih snovi (apnenec, soda bikarbona itd.). Ogljik je zelo razširjen, vendar je njegova vsebnost v zemeljski skorji le 0,19%.

Ogljik se pogosto uporablja v obliki preprostih snovi. Poleg dragocenih diamantov, ki so predmet nakita, so velikega pomena industrijski diamanti – za izdelavo brusilnega in rezalnega orodja. Oglje in druge amorfne oblike ogljika se uporabljajo za razbarvanje, čiščenje, adsorpcijo plinov na področjih tehnologije, kjer so potrebni adsorbenti z razvito površino. Karbidi, spojine ogljika s kovinami, pa tudi z borom in silicijem (na primer Al 4 C 3, SiC, B 4 C) so zelo trdi in se uporabljajo za izdelavo abrazivnih in rezalnih orodij. Ogljik je prisoten v jeklih in zlitinah v elementarnem stanju in v obliki karbidov. Nasičenost površine jeklenih ulitkov z ogljikom pri visoki temperaturi (naogljičenje) znatno poveča površinsko trdoto in odpornost proti obrabi.

Sklic na zgodovino

Grafit, diamant in amorfni ogljik so poznani že od antike. Že dolgo je znano, da lahko z grafitom označimo tudi druge materiale, že samo ime "grafit", ki izhaja iz grške besede, ki pomeni "pisati", pa je leta 1789 predlagal A. Werner. Vendar je zgodovina grafita zmeden, so se zanj pogosto zamenjale snovi s podobnimi zunanjimi fizikalnimi lastnostmi, kot je molibdenit (molibdenov sulfid), ki je nekoč veljal za grafit. Med drugimi imeni grafita so znani "črni svinec", "železov karbid", "srebrni svinec".

Leta 1779 je K. Scheele ugotovil, da je grafit mogoče oksidirati z zrakom, da nastane ogljikov dioksid. Diamanti so prvič našli uporabo v Indiji, v Braziliji pa so dragi kamni leta 1725 pridobili komercialni pomen; nahajališča v Južni Afriki so bila odkrita leta 1867.

V 20. stoletju Glavni proizvajalci diamantov so Južna Afrika, Zair, Bocvana, Namibija, Angola, Sierra Leone, Tanzanija in Rusija. Umetni diamanti, katerih tehnologija je bila ustvarjena leta 1970, se proizvajajo za industrijske namene.

Lastnosti

Znane so štiri kristalne modifikacije ogljika:

  • grafit,
  • diamant,
  • karabin,
  • lonsdaleite.

Grafit- sivo-črna, neprozorna, mastna na otip, luskasta, zelo mehka masa s kovinskim leskom. Pri sobni temperaturi in normalnem tlaku (0,1 MN/m2 ali 1 kgf/cm2) je grafit termodinamično stabilen.

Diamant- zelo trdna, kristalinična snov. Kristali imajo kubično mrežo, osredotočeno na obraz. Pri sobni temperaturi in normalnem tlaku je diamant metastabilen. Opazno preoblikovanje diamanta v grafit opazimo pri temperaturah nad 1400°C v vakuumu ali v inertni atmosferi. Pri atmosferskem tlaku in temperaturi okoli 3700 ° C grafit sublimira.

Tekoči ogljik je mogoče pridobiti pri tlakih nad 10,5 MN/m2 (105 kgf/cm2) in temperaturah nad 3700°C. Za trdi ogljik (koks, saje, oglje) je značilno tudi stanje z neurejeno strukturo – tako imenovani »amorfni« ogljik, ki ni samostojna modifikacija; njegova struktura temelji na strukturi drobnozrnatega grafita. Segrevanje nekaterih vrst "amorfnega" ogljika nad 1500-1600 ° C brez zraka povzroči njihovo preoblikovanje v grafit.

Fizikalne lastnosti "amorfnega" ogljika so zelo močno odvisne od disperzije delcev in prisotnosti nečistoč. Gostota, toplotna kapaciteta, toplotna prevodnost in električna prevodnost "amorfnega" ogljika je vedno večja od grafita.

Karabin pridobljena umetno. Je fino kristalinični prah črne barve (gostota 1,9-2 g / cm 3). Zgrajena iz dolgih verig atomov Z položene vzporedno drug z drugim.

Lonsdaleite najdeni v meteoritih in pridobljeni umetno; njegova struktura in lastnosti niso dokončno ugotovljene.

Lastnosti ogljika
atomsko število 6
Atomska masa 12,011
izotopi: stabilen 12, 13
nestabilen 8, 9, 10, 11, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22
Temperatura taljenja3550°C
Temperatura vrelišča4200°С
Gostota1,9-2,3 g / cm 3 (grafit)

3,5-3,53 g / cm 3 (diamant)
Trdota (Mohs) 1-2
Vsebnost v zemeljski skorji (mas.) 0,19%
Oksidacijska stanja -4; +2; +4

zlitine

Jeklo

Koks se v metalurgiji uporablja kot redukcijsko sredstvo. Oglje - v kovačnicah, za pridobivanje smodnika (75 % KNO 3 + 13 % C + 12 % S), za absorpcijo plinov (adsorpcija), pa tudi v vsakdanjem življenju. Saje se uporabljajo kot gumijasto polnilo, za izdelavo črnih barv - tiskarske barve in črnila, pa tudi v suhih galvanskih celicah. Stekleni ogljik se uporablja za izdelavo opreme za zelo agresivna okolja, pa tudi v letalstvu in astronavtiki.

Aktivno oglje absorbira škodljive snovi iz plinov in tekočin: polni plinske maske, čistilne sisteme, uporablja se v medicini za zastrupitve.

Ogljik je osnova vseh organskih snovi. Vsak živi organizem je v veliki meri sestavljen iz ogljika. Ogljik je osnova življenja. Vir ogljika za žive organizme je običajno CO 2 iz ozračja ali vode. Zaradi fotosinteze vstopi v biološke prehranjevalne verige, v katerih živa bitja jedo drug drugega ali ostanke drug drugega in s tem pridobivajo ogljik za izgradnjo lastnega telesa. Biološki cikel ogljika se konča bodisi z oksidacijo in vrnitvijo v ozračje bodisi z odlaganjem v obliki premoga ali nafte.

Uporaba radioaktivnega izotopa 14 C je pripomogla k uspehu molekularne biologije pri preučevanju mehanizmov biosinteze beljakovin in prenosa dednih informacij. Določanje specifične aktivnosti 14 C v karbonskih organskih ostankih omogoča presojo njihove starosti, kar se uporablja v paleontologiji in arheologiji.

Viri

Kemični elementi in materiali
Kemični elementi dušik. Argon. vodik. helij. železo . kalcij. Kisik. silicij. magnezija. mangan.
  • Oznaka - C (Carbon);
  • Obdobje - II;
  • Skupina - 14 (IVa);
  • Atomska masa - 12,011;
  • Atomsko število - 6;
  • Polmer atoma = 77 pm;
  • Kovalentni polmer = 77 pm;
  • Porazdelitev elektronov - 1s 2 2s 2 2p 2;
  • tališče = 3550°C;
  • vrelišče = 4827°C;
  • Elektronegativnost (po Paulingu / po Alpredu in Rochovu) = 2,55 / 2,50;
  • Oksidacijsko stanje: +4, +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3, -4;
  • Gostota (n.a.) \u003d 2,25 g / cm 3 (grafit);
  • Molarni volumen = 5,3 cm 3 / mol.
Ogljikove spojine:

Ogljik v obliki oglja je človeku znan že od nekdaj, zato nima smisla govoriti o datumu njegovega odkritja. Pravzaprav je ogljik dobil ime leta 1787, ko je izšla knjiga "Metoda kemijske nomenklature", v kateri se je namesto francoskega imena "čisti premog" (charbone pur) pojavil izraz "ogljik" (carbone).

Ogljik ima edinstveno sposobnost, da tvori polimerne verige neomejene dolžine, s čimer nastane ogromen razred spojin, ki jih preučuje ločena veja kemije - organska kemija. Organske ogljikove spojine so osnova življenja na Zemlji, zato nima smisla govoriti o pomenu ogljika kot kemičnega elementa - je osnova življenja na Zemlji.

Zdaj razmislite o ogljiku z vidika anorganske kemije.


riž. Struktura ogljikovega atoma.

Elektronska konfiguracija ogljika je 1s 2 2s 2 2p 2 (glej Elektronska struktura atomov). Na zunanji energijski ravni ima ogljik 4 elektrone: 2 parna na s-podravni + 2 neparna na p-orbitalah. Ko ogljikov atom preide v vzbujeno stanje (zahteva stroške energije), en elektron s s-podnivoja "zapusti" svoj par in gre na p-podnivo, kjer je ena prosta orbitala. Tako ima v vzbujenem stanju elektronska konfiguracija ogljikovega atoma naslednjo obliko: 1s 2 2s 1 2p 3 .


riž. Prehod ogljikovega atoma v vzbujeno stanje.

Ta "grada" znatno razširi valenčne možnosti ogljikovih atomov, ki lahko prevzamejo oksidacijsko stanje od +4 (v spojinah z aktivnimi nekovinami) do -4 (v spojinah s kovinami).

V nevzbujenem stanju ima atom ogljika v spojinah valenco 2, na primer CO (II), v vzbujenem stanju pa 4: CO 2 (IV).

"Edinstvenost" ogljikovega atoma je v tem, da so na njegovi zunanji energetski ravni 4 elektroni, zato lahko za dokončanje nivoja (za kar si pravzaprav prizadevajo atomi katerega koli kemičnega elementa) daje in pritrdite z enakimi "uspešnimi" elektroni, da tvorite kovalentne vezi (glejte Kovalentna vez).

Ogljik kot preprosta snov

Kot preprosta snov je lahko ogljik v obliki več alotropnih modifikacij:

  • Diamant
  • Grafit
  • fuleren
  • Karabin

Diamant


riž. Kristalna mreža diamanta.

Lastnosti diamantov:

  • brezbarvna kristalna snov;
  • najtrša snov v naravi;
  • ima močan lomni učinek;
  • slab prevodnik toplote in elektrike.


riž. Diamantni tetraeder.

Izjemno trdoto diamanta pojasnjuje struktura njegove kristalne mreže, ki ima obliko tetraedra - v središču tetraedra je ogljikov atom, ki je povezan z enako močnimi vezmi s štirimi sosednjimi atomi, ki tvorijo oglišča. tetraedra (glej zgornjo sliko). Takšna "konstrukcija" je po drugi strani povezana s sosednjimi tetraedri.

Grafit


riž. Grafitna kristalna mreža.

Lastnosti grafita:

  • mehka kristalna snov sive barve plastne strukture;
  • ima kovinski sijaj;
  • dobro prevaja elektriko.

V grafitu ogljikovi atomi tvorijo pravilne šesterokotnike, ki ležijo v isti ravnini, organizirane v neskončne plasti.

V grafitu kemične vezi med sosednjimi ogljikovimi atomi tvorijo trije valenčni elektroni vsakega atoma (prikazano modro na spodnji sliki), medtem ko četrti elektron (prikazano rdeče) vsakega ogljikovega atoma, ki se nahaja v p-orbitali , ki leži pravokotno na ravnino grafitne plasti, ne sodeluje pri tvorbi kovalentnih vezi v ravnini plasti. Njegov "namen" je drugačen - v interakciji s svojim "bratom", ki leži v sosednji plasti, zagotavlja povezavo med plastmi grafita, visoka mobilnost p-elektronov pa določa dobro električno prevodnost grafita.


riž. Porazdelitev orbital ogljikovega atoma v grafitu.

fuleren


riž. Kristalna rešetka fulerena.

Lastnosti fulerena:

  • molekula fulerena je zbirka ogljikovih atomov, zaprtih v votle krogle, kot je nogometna žoga;
  • je drobnokristalna snov rumeno-oranžne barve;
  • tališče = 500-600°C;
  • polprevodnik;
  • je del minerala šungita.

Karabin

Lastnosti karabina:

  • inertna črna snov;
  • sestoji iz polimernih linearnih molekul, v katerih so atomi povezani z izmeničnimi enojnimi in trojnimi vezmi;
  • polprevodnik.

Kemijske lastnosti ogljika

V normalnih pogojih je ogljik inertna snov, pri segrevanju pa lahko reagira z različnimi preprostimi in zapletenimi snovmi.

Zgoraj je bilo že rečeno, da so na zunanji energijski ravni ogljika 4 elektroni (ne tam ne tukaj), zato lahko ogljik tako daruje elektrone kot jih sprejema, pri čemer v nekaterih spojinah kaže redukcijske lastnosti, v drugih pa oksidacijske lastnosti.

Ogljik je redukcijsko sredstvo pri reakcijah s kisikom in drugimi elementi, ki imajo večjo elektronegativnost (glej tabelo elektronegativnosti elementov):

  • pri segrevanju na zraku gori (s presežkom kisika s tvorbo ogljikovega dioksida; s pomanjkanjem - ogljikov monoksid (II)):
    C + O 2 \u003d CO 2;
    2C + O 2 \u003d 2CO.
  • reagira pri visokih temperaturah z žveplovimi hlapi, zlahka sodeluje s klorom, fluorom:
    C+2S=CS2
    C + 2Cl 2 = CCl 4
    2F2+C=CF4
  • pri segrevanju obnovi številne kovine in nekovine iz oksidov:
    C 0 + Cu +2 O \u003d Cu 0 + C +2 O;
    C 0 + C +4 O 2 = 2C +2 O
  • reagira z vodo pri temperaturi 1000°C (postopek uplinjanja) in tvori vodni plin:
    C + H 2 O \u003d CO + H 2;

Ogljik kaže oksidativne lastnosti v reakcijah s kovinami in vodikom:

  • reagira s kovinami in tvori karbide:
    Ca + 2C = CaC 2
  • pri interakciji z vodikom ogljik tvori metan:
    C + 2H 2 = CH 4

Ogljik se pridobiva s toplotno razgradnjo njegovih spojin ali s pirolizo metana (pri visoki temperaturi):
CH 4 = C + 2H 2.

Uporaba ogljika

Ogljikove spojine so našle najširšo uporabo v nacionalnem gospodarstvu, ni jih mogoče našteti vseh, navedli bomo le nekaj:

  • grafit se uporablja za izdelavo svinčnikov, elektrod, talilnih lončkov, kot moderator nevtronov v jedrskih reaktorjih, kot mazivo;
  • diamanti se uporabljajo v nakitu, kot rezalno orodje, v vrtalni opremi, kot abrazivni material;
  • kot redukcijsko sredstvo se ogljik uporablja za pridobivanje nekaterih kovin in nekovin (železo, silicij);
  • oglje predstavlja glavnino aktivnega oglja, ki je našel najširšo uporabo tako v vsakdanjem življenju (na primer kot adsorbent za čiščenje zraka in raztopin), kot v medicini (tablete z aktivnim ogljem) in v industriji (kot nosilec za katalizator dodatki, polimerizacijski katalizator itd.).

C (karbonej), nekovinski kemični element skupine IVA (C, Si, Ge, Sn, Pb) periodnega sistema elementov. V naravi se pojavlja v obliki diamantnih kristalov (slika 1), grafita ali fulerena in drugih oblik ter je del organskih (premog, olje, živalski in rastlinski organizmi ipd.) in anorganskih snovi (apnenec, soda bikarbona itd.). .). Ogljik je zelo razširjen, vendar je njegova vsebnost v zemeljski skorji le 0,19% ( Poglej tudi DIAMANT; fulereni).

Ogljik se pogosto uporablja v obliki preprostih snovi. Poleg dragocenih diamantov, ki so predmet nakita, so velikega pomena industrijski diamanti – za izdelavo brusilnega in rezalnega orodja. Oglje in druge amorfne oblike ogljika se uporabljajo za razbarvanje, čiščenje, adsorpcijo plinov na področjih tehnologije, kjer so potrebni adsorbenti z razvito površino. Za karbide, spojine ogljika s kovinami, pa tudi z borom in silicijem (na primer Al 4 C 3 , SiC, B 4 C) je značilna visoka trdota in se uporabljajo za izdelavo abrazivnih in rezalnih orodij. Ogljik je prisoten v jeklih in zlitinah v elementarnem stanju in v obliki karbidov. Nasičenost površine jeklenih ulitkov z ogljikom pri visoki temperaturi (cementiranje) znatno poveča površinsko trdoto in odpornost proti obrabi. Poglej tudi ZLITINE.

V naravi je veliko različnih oblik grafita; nekatere so pridobljene umetno; na voljo so amorfne oblike (npr. koks in oglje). Pri sežiganju ogljikovodikov v odsotnosti kisika nastanejo saje, kostno oglje, svetilka, acetilenska črna. Tako imenovani beli ogljik pridobljeni s sublimacijo pirolitičnega grafita pod znižanim tlakom - to so najmanjši prozorni kristali grafitnih listov s koničastimi robovi.

Sunyaev Z.I. Naftni ogljik. M., 1980
Kemija hiperkoordiniranega ogljika. M., 1990

Poiščite "CARBON" na