Iz česa je sestavljen ogljik? Ogljik – kemijske in fizikalne lastnosti. Ogljikova kislina in njene soli

Ogljik (lat. Carboneum) - kemični element 14. skupina 2. obdobja periodičnega sistema Mendelejeva (IV. skupina v starem številčenju); atomsko število 6, atomska masa 12.011.

Ogljik je zelo poseben kemični element. Iz kemije ogljika je zraslo močno drevo organske kemije s svojimi najkompleksnejšimi sintezami in ogromnim naborom proučevanih spojin. Pojavljajo se nove veje organske kemije. Vsa živa bitja, ki sestavljajo biosfero, so zgrajena iz ogljikovih spojin. In drevesa, ki so že zdavnaj umrla, pred milijoni let, so se spremenila v gorivo, ki vsebuje ogljik - premog, šoto itd. Vzemimo najbolj navaden svinčnik - predmet, ki ga poznajo vsi. Ali ni neverjetno, da je skromna grafitna palica povezana z bleščečim diamantom, najtršo snovjo v naravi? Diamant, grafit, karbin so alotropske modifikacije ogljika (glej Alotropija). Struktura grafita (1), diamanta (2), karbina (3).

Zgodovina človeškega poznavanja te snovi sega stoletja. Ime osebe, ki je odkrila ogljik, ni znano, prav tako ni znano, katera oblika čistega ogljika - grafit ali diamant - je bila odkrita prva. Šele ob koncu 18. stol. Ugotovljeno je bilo, da je ogljik samostojen kemični element.

Vsebnost ogljika v zemeljski skorji je 0,023 mas. Ogljik je glavna sestavina rastlinskega in živalskega sveta. Vsa fosilna goriva - nafta, plin, šota, skrilavci - so zgrajena na osnovi ogljika, še posebej bogat z ogljikom je premog. Večina ogljika je skoncentrirana v mineralih - apnencu CaCO 3 in dolomitu CaMg(CO 3) 2, ki sta soli zemeljskoalkalijskih kovin in šibke ogljikove kisline H 2 CO 3.

Med vitalnimi elementi je ogljik eden najpomembnejših: življenje na našem planetu je zgrajeno na osnovi ogljika. Zakaj? Odgovor na to vprašanje najdemo v »Osnovah kemije« D. I. Mendelejeva: »Ogljik se v naravi nahaja tako v prostem kot v veznem stanju, v zelo različne oblike ah in vrste... Sposobnost ogljikovih atomov, da se povezujejo med seboj in dajejo kompleksni delci se manifestira v vseh ogljikovih spojinah ... Pri nobenem od elementov ... ni zmožnost kompleksnosti razvita do te mere kot pri ogljiku ... Noben par elementov ne daje toliko spojin kot ogljik in vodik.«

Ogljikovi atomi se namreč lahko na različne načine povezujejo med seboj in z atomi mnogih drugih elementov, pri čemer tvorijo ogromno različnih snovi. Njihovo kemične vezi lahko pod vplivom nastanejo uničijo naravni dejavniki. Tako nastane kroženje ogljika v naravi: iz ozračja - v rastline, iz rastlin - v živalske organizme, iz njih - v nežive narave itd. Kjer je ogljik, so različne snovi, kjer je ogljik, so najrazličnejše strukture v molekularni arhitekturi (glej Ogljikovodiki).

Kopičenje ogljika v zemeljski skorji je povezano z akumulacijo številnih drugih elementov, oborjenih v obliki netopnih karbonatov itd. CO 2 in ogljikova kislina igrata pomembno geokemično vlogo v zemeljski skorji. Med vulkanizmom se sproščajo ogromne količine CO 2 – v zgodovini Zemlje je bil glavni vir ogljika za biosfero.

Anorganske ogljikove spojine so količinsko veliko manjše od organskih. Ogljik v obliki diamanta, grafita in premoga se povezuje le pri segrevanju. pri visoke temperature povezuje se s kovinami in nekaterimi nekovinami, kot je bor, in tvori karbide.

Od anorganskih ogljikovih spojin so najbolj znane soli ogljikove kisline, ogljikov dioksid CO 2 ( ogljikov dioksid) in ogljikov monoksid CO. Veliko manj znan je tretji oksid C 3 O 2 - brezbarven plin z neprijetnim ostrim vonjem.

Zemljina atmosfera vsebuje 2,3 10 12 ton CO 2 dioksida, produkta dihanja in zgorevanja. To je glavni vir ogljika za razvoj rastlin. Ogljikov monoksid CO, znan kot ogljikov monoksid, nastaja pri nepopolnem zgorevanju goriva: v izpušnih plinih avtomobilov itd.

V industriji se ogljikov monoksid CO uporablja kot redukcijsko sredstvo (na primer pri taljenju železa v plavžih) in za sintezo organske snovi(na primer metilni alkohol glede na reakcijo: CO + 2H 2 → CH 3 (OH).

Najbolj znane alotropske modifikacije elementarnega ogljika: diamant - anorganski polimer prostorska, volumetrična struktura; grafit- polimer ravninske strukture; karabin- linearni polimer ogljika, ki obstaja v dveh oblikah, ki se razlikujeta po naravi in ​​menjavanju kemičnih vezi; dvodimenzionalna modifikacija grafen; ogljikove nanocevke cilindrična struktura. (glej Alotropija).

Diamant- kristalna oblika ogljika, redek mineral, ki po trdoti presega vse naravne in vse umetne materiale, razen kristalnega borovega nitrida. Veliki diamantni kristali se po brušenju spremenijo v najdragocenejše kamne - diamante.

Ob koncu 17. stol. Florentinski znanstveniki Averani in Tardgioni so poskušali zliti več majhnih diamantov v enega velikega in jih segrevali s sončnimi žarki z uporabo gorečega stekla. Diamanti so izginili, goreli v zraku ... Približno sto let je minilo, preden je francoski kemik A. Lavoisier leta 1772 ne samo ponovil ta poskus, ampak tudi pojasnil razloge za izginotje diamanta: kristal dragocenega diamanta je zgorel na enak način kot kosi, sežgani v drugih poskusih fosforja in premoga. In šele leta 1797 je angleški znanstvenik S. Tennant dokazal istovetnost narave diamanta in premoga. Ugotovil je, da so se količine ogljikovega dioksida po zgorevanju enakih mas premoga in diamanta izkazale za enake. Po tem so večkrat poskušali dobiti diamant umetno iz grafita, premoga in materialov, ki vsebujejo ogljik, pri visokih temperaturah in tlakih. Včasih so po teh poskusih našli majhne diamantom podobne kristale, vendar uspešni poskusi nikoli niso bili mogoči.

Sinteza diamanta je postala mogoča po tem, ko je sovjetski fizik O. I. Leypunsky leta 1939 izračunal pogoje, pod katerimi se lahko grafit spremeni v diamant (tlak okoli 60.000 atm, temperatura 1600-2000 °C). V 50. letih. stoletju so skoraj istočasno v več državah, vključno z ZSSR, začeli proizvajati umetne diamante v industrijskih pogojih. Dandanes se iz enega domačega industrijskega obrata dnevno proizvede 2000 karatov umetnih diamantov (1 karat = 0,2 g). Diamantna svedra vrtalnih naprav, diamantna rezalna orodja, brusilne plošče z diamantnimi sekanci delujejo zanesljivo in dolgo časa. Umetni diamanti se tako kot naravni kristali pogosto uporabljajo v sodobni tehnologiji.

Še en čisto ogljikov polimer - grafit. V grafitnem kristalu so ogljikovi atomi, ki ležijo v isti ravnini, tesno povezani v pravilne šesterokotnike. Šestkotniki s skupnimi ploskvami tvorijo paketne ravnine. Vezi med ogljikovimi atomi različnih nizov so šibke. Poleg tega je razdalja med atomi ogljika različnih ravnin skoraj 2,5-krat večja kot med sosednjimi atomi iste ravnine. Zato je dovolj že rahla sila, da grafitni kristal razcepi na posamezne kosmiče. Zato grafitna minica svinčnika pusti sled na papirju. Neprimerljivo težje je uničiti vez med ogljikovimi atomi, ki ležijo v isti ravnini. Moč teh vezi je razlog za visoko kemično odpornost grafita. Tudi vroče alkalije in kisline, z izjemo koncentriranih dušikova kislina.

Poleg visoke kemične odpornosti je za grafit značilna tudi visoka toplotna odpornost: izdelki iz njega so uporabni pri temperaturah do 3700 °C. Sposobnost vodenja električni tok identificirali številna področja uporabe grafita. Potreben je v elektrotehniki, metalurgiji, proizvodnji smodnika in jedrski tehnologiji. Grafit najvišje čistosti se uporablja pri gradnji reaktorjev kot učinkovit moderator nevtronov.

Linearni ogljikov polimer - karabin doslej se je v praksi uporabljal v omejenem obsegu. V molekuli karbina so ogljikovi atomi povezani v verige izmenično s trojnimi in enojnimi vezmi:

−C≡C−C≡C−C≡C−C≡C−C≡C−

To snov so prvi pridobili sovjetski kemiki V.V.Sladkov, V.I.Kusatochkin in Yu.P. na Inštitutu za organoelementne spojine Akademije znanosti ZSSR. Karbin ima polprevodniške lastnosti in njegova prevodnost se močno poveča, če je izpostavljen svetlobi. Prvi temelji na tej lastnosti praktična uporaba- v fotocelicah.

V molekuli druge oblike karbina - polikumulena (β-karbina), prav tako prvič pridobljenega pri nas, so ogljikovi atomi povezani drugače kot v karbinu - le z dvojnimi vezmi:

═C═C═C═C═C═C═C═C═C═

številka znan znanosti organskih spojin - ogljikovih spojin - presega 7 milijonov kemija polimerov - naravnih in sintetičnih - je tudi predvsem kemija ogljikovih spojin. Organske ogljikove spojine preučujejo neodvisne vede, kot so organska kemija, biokemija in kemija naravnih spojin.

Pomen ogljikovih spojin v človekovem življenju je neprecenljiv – vezani ogljik nas obdaja povsod: v ozračju in litosferi, v rastlinah in živalih, v naših oblačilih in hrani.

Ogljik (C)– značilne nekovine; V periodni sistem je v 2. obdobju IV skupina, glavna podskupina. Serijska številka 6, Ar = 12,011 amu, jedrski naboj +6.

Fizikalne lastnosti: ogljik tvori številne alotropske modifikacije: diamant- eden izmed najbolj trdne snovi, grafit, premog, saje.

Ogljikov atom ima 6 elektronov: 1s 2 2s 2 2p 2 . Zadnja dva elektrona se nahajata v ločenih p-orbitalah in nista v paru. Načeloma bi ta par lahko zasedel isto orbitalo, vendar se v tem primeru močno poveča medelektronsko odbojnost. Zaradi tega eden od njih vzame 2p x, drugi pa bodisi 2p y , ali 2p z orbitale.

Razlika v energiji s- in p-podnivoja zunanje plasti je majhna, zato atom precej zlahka preide v vzbujeno stanje, v katerem eden od dveh elektronov iz 2s orbite preide v prostega 2 rub. Valenčno stanje se pojavi s konfiguracijo 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . To stanje ogljikovega atoma je značilno za diamantno mrežo - tetraedrično prostorsko razporeditev hibridnih orbital, enake dolžine in energijo vezi.

Ta pojav je znan po imenu sp 3 -hibridizacija, in nastajajoče funkcije so sp 3 -hibridne . Tvorba štirih vezi sp 3 zagotavlja ogljikovemu atomu bolj stabilno stanje kot tri r-r- in ena s-s-povezava. Poleg hibridizacije sp 3 opazimo tudi hibridizacijo sp 2 in sp na ogljikovem atomu . V prvem primeru pride do medsebojnega prekrivanja s- in dve p-orbitali. Nastanejo tri enakovredne sp 2 hibridne orbitale, ki se nahajajo v isti ravnini pod kotom 120° druga na drugo. Tretja orbitala p je nespremenjena in usmerjena pravokotno na ravnino sp2.

Med sp hibridizacijo se s in p orbitali prekrivata. Med obema ekvivalentnima hibridnima orbitalama, ki nastaneta, nastane kot 180°, medtem ko obe p-orbitali vsakega atoma ostaneta nespremenjeni.

Alotropija ogljika. Diamant in grafit

V kristalu grafita so atomi ogljika nameščeni v vzporednih ravninah in zasedajo oglišča pravilnih šesterokotnikov. Vsak ogljikov atom je povezan s tremi sosednjimi sp 2 hibridnimi vezmi. Med vzporedne ravnine komunikacija poteka zaradi van der Waalsovih sil. Proste p-orbitale vsakega atoma so usmerjene pravokotno na ravnine kovalentnih vezi. Njihovo prekrivanje pojasnjuje dodatno π vez med ogljikovimi atomi. Tako od Valenčno stanje, v katerem se nahajajo ogljikovi atomi v snovi, določa lastnosti te snovi.

Kemijske lastnosti ogljika

Najbolj značilna oksidacijska stanja so: +4, +2.

pri nizke temperature ogljik je inerten, vendar se njegova aktivnost pri segrevanju poveča.

Ogljik kot redukcijsko sredstvo:

- s kisikom
C 0 + O 2 – t° = CO 2 ogljikov dioksid
s pomanjkanjem kisika - nepopolno zgorevanje:
2C 0 + O 2 – t° = 2C +2 O ogljikov monoksid

- s fluorom
C + 2F 2 = CF 4

- z vodno paro
C 0 + H 2 O – 1200° = C + 2 O + H 2 vodni plin

- s kovinskimi oksidi. Tako se kovina tali iz rude.
C 0 + 2CuO – t° = 2Cu + C +4 O 2

- s kislinami - oksidanti:
C 0 + 2H 2 SO 4 (konc.) = C + 4 O 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
C 0 + 4HNO 3 (konc.) = C + 4 O 2 + 4NO 2 + 2H 2 O

- z žveplom tvori ogljikov disulfid:
C + 2S 2 = CS 2.

Ogljik kot oksidant:

- tvori karbide z nekaterimi kovinami

4Al + 3C 0 = Al 4 C 3

Ca + 2C 0 = CaC 2 -4

- z vodikom - metan (pa tudi ogromno organskih spojin)

C0 + 2H2 = CH4

— s silicijem tvori karborund (pri 2000 °C v električni peči):

Iskanje ogljika v naravi

Prosti ogljik se pojavlja v obliki diamanta in grafita. V obliki spojin se ogljik nahaja v mineralih: kreda, marmor, apnenec - CaCO 3, dolomit - MgCO 3 * CaCO 3; hidrokarbonati - Mg(HCO 3) 2 in Ca (HCO 3) 2, CO 2 je del zraka; Ogljik je glavna sestavina naravnih organskih spojin - plina, nafte, premoga, šote in je del organskih snovi, beljakovin, maščob, ogljikovih hidratov, aminokislin, ki sestavljajo žive organizme.

Anorganske ogljikove spojine

Niti ioni C 4+ niti C 4- ‑ v normalnih pogojih kemični procesi ne tvori: ogljikove spojine vsebujejo kovalentne vezi drugačna polarnost.

Ogljikov monoksid CO

ogljikov monoksid; brezbarven, brez vonja, rahlo topen v vodi, topen v organskih topilih, strupen, vrelišče = -192°C; t pl. = -205 °C.

potrdilo o prejemu
1) V industriji (v plinskih generatorjih):
C + O 2 = CO 2

2) V laboratoriju - toplotna razgradnja mravljinčna ali oksalna kislina v prisotnosti H 2 SO 4 (konc.):
HCOOH = H2O + CO

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

Kemijske lastnosti

V normalnih pogojih je CO inerten; pri segrevanju - redukcijsko sredstvo; oksid, ki ne tvori soli.

1) s kisikom

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

2) s kovinskimi oksidi

C +2 O + CuO = Cu + C +4 O 2

3) s klorom (na svetlobi)

CO + Cl 2 – hn = COCl 2 (fosgen)

4) reagira z alkalnimi talinami (pod pritiskom)

CO + NaOH = HCOONa (natrijev format)

5) tvori karbonile s prehodnimi kovinami

Ni + 4CO – t° = Ni(CO) 4

Fe + 5CO – t° = Fe(CO) 5

Ogljikov monoksid (IV) CO2

Ogljikov dioksid, brez barve, vonja, topnost v vodi - 0,9V CO 2 se topi v 1V H 2 O (pri normalnih pogojih); težji od zraka; t°pl. = -78,5°C (trden CO 2 se imenuje "suh led"); ne podpira izgorevanja.

potrdilo o prejemu

1. Termična razgradnja soli ogljikove kisline (karbonatov). Žganje apnenca:

CaCO 3 – t° = CaO + CO 2

1. Akcija močne kisline za karbonate in bikarbonate:

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

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

KemičnilastnostiCO2
Kislinski oksid: reagira z bazičnimi oksidi in bazami, da tvori soli ogljikove kisline

Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3

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

NaOH + CO 2 = NaHCO 3

Pri povišanih temperaturah lahko kaže oksidativne lastnosti

C +4 O 2 + 2Mg – t° = 2Mg +2 O + C 0

Kvalitativna reakcija

Motnost apnene vode:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ¯ (bela oborina) + H 2 O

Izgine, ko CO 2 dalj časa prehaja skozi apneno vodo, ker netopen kalcijev karbonat se spremeni v topen bikarbonat:

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

Ogljikova kislina in njenesol

H 2CO 3 -Šibka kislina, obstaja samo v vodni raztopini:

CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3

Dibasic:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 — Kisle soli- bikarbonati, hidrokarbonati
HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2- Srednje soli - karbonati

Vse lastnosti kislin so značilne.

Karbonati in bikarbonati se lahko preoblikujejo drug v drugega:

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

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

Kovinski karbonati (razen alkalijskih) pri segrevanju dekarboksilirajo v oksid:

CuCO 3 – t° = CuO + CO 2

Kvalitativna reakcija- "vretje" pod vplivom močne kisline:

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

CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2

Karbidi

kalcijev karbid:

CaO + 3 C = CaC 2 + CO

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

Acetilen se sprosti, ko cinkovi, kadmijevi, lantanovi in ​​cerijevi karbidi reagirajo z vodo:

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

Be 2 C in Al 4 C 3 razpadeta z vodo v metan:

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

V tehniki se uporabljajo titanovi karbidi TiC, volfram W 2 C (trde zlitine), silicij SiC (karborund - kot abraziv in material za grelnike).

cianid

pridobljeno s segrevanjem sode v atmosferi amoniaka in ogljikovega monoksida:

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

Cianovodikova kislina HCN je pomemben proizvod kemične industrije, ki se pogosto uporablja v organska sinteza. Njegova svetovna proizvodnja doseže 200 tisoč ton na leto. Elektronska struktura cianidni anion je podoben ogljikovemu monoksidu (II), takšne delce imenujemo izoelektronski:

C = O: [:C = N:] –

cianidi (0,1-0,2% vodna raztopina), ki se uporablja pri pridobivanju zlata:

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

Pri vrenju raztopin cianida z žveplom ali taljenju trdnih snovi, tiocianati:
KCN + S = KSCN.

Pri segrevanju cianidov nizko aktivnih kovin dobimo cianid: Hg(CN) 2 = Hg + (CN) 2. Raztopine cianida se oksidirajo do cianati:

2 KCN + O 2 = 2 KOCN.

Cianska kislina obstaja v dveh oblikah:

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

Leta 1828 je Friedrich Wöhler (1800-1882) pridobil sečnino iz amonijevega cianata: NH 4 OCN = CO(NH 2) 2 z izhlapevanjem vodne raztopine.

Ta dogodek se običajno obravnava kot zmaga sintetične kemije nad "vitalistično teorijo".

Obstaja izomer cianske kisline - eksplozivna kislina

H-O-N=C.
Njegove soli (živosrebrov fulminat Hg(ONC) 2) se uporabljajo v udarnih vžigalnikih.

Sinteza sečnina(sečnina):

CO 2 + 2 NH 3 = CO(NH 2) 2 + H 2 O. Pri 130 0 C in 100 atm.

Sečnina je amid ogljikove kisline; obstaja tudi njen "dušikov analog" - gvanidin.

karbonati

Najpomembnejši anorganske spojine ogljik – soli ogljikove kisline (karbonati). H 2 CO 3 je šibka kislina (K 1 = 1,3 10 -4; K 2 = 5 10 -11). Podpore karbonatnega pufra bilanca ogljikovega dioksida v atmosferi. Svetovni oceani imajo ogromno varovalno kapaciteto, ker so odprt sistem. Glavna puferska reakcija je ravnotežje med disociacijo ogljikove kisline:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 - .

Ko se kislost zmanjša, pride do dodatne absorpcije ogljikovega dioksida iz ozračja s tvorbo kisline:
CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .

Z večanjem kislosti se karbonatne kamnine (školjke, kreda in apnenčasti sedimenti v oceanu) raztopijo; to kompenzira izgubo hidrokarbonatnih ionov:

H + + CO 3 2- ↔ HCO 3 —

CaCO 3 (trden) ↔ Ca 2+ + CO 3 2-

Trdni karbonati se spremenijo v topne bikarbonate. To je proces kemičnega raztapljanja odvečnega ogljikovega dioksida, ki preprečuje " učinek tople grede» – globalno segrevanje zaradi absorpcije toplotnega sevanja Zemlje z ogljikovim dioksidom. Približno tretjina svetovne proizvodnje sode (natrijevega karbonata Na 2 CO 3) se porabi za proizvodnjo stekla.

Diamantna struktura (A) in grafit (b)

Ogljik(latinsko Carboneum) - C, kemični element skupine IV periodnega sistema Mendelejeva, atomsko število 6, atomska masa 12.011. V naravi ga najdemo v obliki kristalov diamanta, grafita ali fulerena in drugih oblikah in je del organskih (premog, nafta, živalski in rastlinski organizmi itd.) in anorganske 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, velika vrednost imajo industrijske diamante - za izdelavo orodij za brušenje in rezanje. Oglje in druge amorfne oblike ogljika se uporabljajo za razbarvanje, čiščenje, adsorpcijo plinov in 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 del jekel in zlitin v elementarnem stanju in v obliki karbidov. Nasičenje površine jeklenih ulitkov z ogljikom pri visokih temperaturah (karburizacija) znatno poveča površinsko trdoto in odpornost proti obrabi.

Zgodovinsko ozadje

Grafit, diamant in amorfni ogljik so poznali že v antiki. Že dolgo je znano, da lahko grafit uporabljamo za označevanje drugih materialov, samo ime »grafit«, ki izhaja iz grške besede, ki pomeni »pisati«, pa je predlagal A. Werner leta 1789. Vendar pa je zgodovina grafita je zapleten; snovi s podobnimi zunanjimi fizikalnimi lastnostmi so pogosto zamenjevali z njim, kot je molibdenit (molibdenov sulfid), ki je nekoč veljal za grafit. Druga imena za grafit vključujejo "črni svinec", "karbidno železo" in "srebrov svinec".

Leta 1779 je K. Scheele ugotovil, da se grafit lahko oksidira z zrakom in tvori ogljikov dioksid. Diamanti so bili prvič uporabljeni v Indiji in v Braziliji dragulji komercialni pomen pridobil leta 1725; depoziti v Južna Afrika so odprli leta 1867.

V 20. stoletju Glavni proizvajalci diamantov so Južna Afrika, Zaire, 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, na otip mastna, 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 trda, kristalinična snov. Kristali imajo na ploskvi osredotočeno kubično mrežo. Pri sobni temperaturi in normalnem tlaku je diamant metastabilen. Opazno pretvorbo diamanta v grafit opazimo pri temperaturah nad 1400 °C v vakuumu ali inertni atmosferi. Pri atmosferskem tlaku in temperaturi okoli 3700 °C grafit sublimira.

Tekoči ogljik je mogoče dobiti pri tlakih nad 10,5 Mn/m2 (105 kgf/cm2) in temperaturah nad 3700 °C. Za trdni ogljik (koks, saje, oglje) je značilno tudi stanje z neurejeno strukturo - tako imenovani "amorfni" ogljik, ki ne predstavlja neodvisne modifikacije; Njegova struktura temelji na strukturi drobnokristalnega grafita. Segrevanje nekaterih vrst "amorfnega" ogljika nad 1500-1600 °C brez dostopa zraka povzroči njihovo pretvorbo v grafit.

Fizikalne lastnosti "amorfnega" ogljika so zelo odvisne od razpršenosti delcev in prisotnosti nečistoč. Gostota, toplotna kapaciteta, toplotna prevodnost in električna prevodnost "amorfnega" ogljika so vedno višje od grafita.

Carbin pridobljeno umetno. Je drobnokristaliničen črn prah (gostota 1,9-2 g/cm3). Zgrajena iz dolgih verig atomov Z, položeni vzporedno drug z drugim.

Lonsdaleite najdeno v meteoritih in pridobljeno umetno; njegova struktura in lastnosti niso dokončno ugotovljene.

Lastnosti ogljika
Atomsko število		6
Atomska masa		12,011
izotopi:	stabilno	12, 13
	nestabilen	8, 9, 10, 11, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22
Tališče		3550°С
Vrelišče		4200°C
Gostota		1,9-2,3 g/cm 3 (grafit) 3,5-3,53 g/cm 3 (diamant)
Trdota (Mohs)		1-2
Vsebnost v zemeljski skorji (masa.)		0,19%
Oksidacijska stanja		-4; +2; +4

Zlitine

Jeklo

Koks se uporablja v metalurgiji kot reducent. Oglje - v kovačnicah, za proizvodnjo smodnika (75% KNO 3 + 13% C + 12% S), za vpijanje plinov (adsorpcija), pa tudi v vsakdanjem življenju. Saje se uporabljajo kot gumijasto polnilo, za proizvodnjo črnih barv - tiskarske barve in črnila, pa tudi v suhem galvanske celice. Steklasti 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: uporablja se za polnjenje plinskih mask, čistilnih sistemov, uporablja se v medicini za zastrupitve.

Ogljik je osnova vseh organskih snovi. Vsak živ 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. Kot rezultat fotosinteze vstopi v biološko prehranjevalne verige, pri katerem živa bitja jedo drug drugega ali ostanke drug drugega in s tem pridobivajo ogljik za gradnjo lastnega telesa. Biološki krog ogljika se konča bodisi z oksidacijo in vračanjem v ozračje bodisi z zakopom v obliki premoga ali nafte.

K uspehu je pripomogla uporaba radioaktivnega izotopa 14 C molekularna biologija pri proučevanju mehanizmov biosinteze in prenosa beljakovin dedne informacije. Opredelitev specifično dejavnost 14 C v organskih ostankih, ki vsebujejo ogljik, nam 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. magnezij. Mangan.

Vsebina članka

OGLJIK, C (karboneum), nekovinski kemijski element skupine IVA (C, Si, Ge, Sn, Pb) periodnega sistema elementov. V naravi ga najdemo v obliki diamantnih kristalov (slika 1), grafita ali fulerena in drugih oblikah 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 industrijski diamanti velikega pomena za izdelavo brusilnih in rezalnih orodij.

Oglje in druge amorfne oblike ogljika se uporabljajo za razbarvanje, čiščenje, adsorpcijo plinov in 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 del jekel in zlitin v elementarnem stanju in v obliki karbidov. Nasičenost površine jeklenih ulitkov z ogljikom pri visokih temperaturah (cementacija) bistveno poveča površinsko trdoto in odpornost proti obrabi. Glej tudi ZLITINE.

V naravi je veliko različnih oblik grafita; nekateri so pridobljeni umetno; Obstajajo amorfne oblike (na primer koks in oglje). Pri zgorevanju ogljikovodikov v odsotnosti kisika nastanejo saje, kostno oglje, svetilna saja in acetilenska saja. Tako imenovani beli ogljik pridobljen s sublimacijo pirolitičnega grafita pod znižanim tlakom – to so drobni prozorni kristali grafitnih lističev s koničastimi robovi.

Zgodovinski podatki.

Grafit, diamant in amorfni ogljik so poznali že v antiki. Že dolgo je znano, da lahko grafit uporabljamo za označevanje drugih materialov, samo ime »grafit«, ki izhaja iz grške besede, ki pomeni »pisati«, pa je predlagal A. Werner leta 1789. Vendar pa je zgodovina grafita je zapleten; snovi s podobnimi zunanjimi fizikalnimi lastnostmi so pogosto zamenjevali z njim, kot je molibdenit (molibdenov sulfid), ki je nekoč veljal za grafit. Druga imena za grafit vključujejo "črni svinec", "železov karbid" in "srebrov svinec". Leta 1779 je K. Scheele ugotovil, da se grafit lahko oksidira z zrakom in tvori ogljikov dioksid.

Diamanti so bili prvič uporabljeni v Indiji, v Braziliji pa so dragulji leta 1725 postali komercialno pomembni; nahajališča v Južni Afriki so odkrili 1867. V 20. st. Glavni proizvajalci diamantov so Južna Afrika, Zaire, 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 lahko strukturne enote snovi (atomi za enoatomske elemente ali molekule za večatomske elemente in spojine) med seboj povezujejo v več kot eno kristalno obliko, ta pojav imenujemo alotropija. Ogljik ima tri alotropske modifikacije: diamant, grafit in fuleren. V diamantu ima vsak ogljikov atom 4 tetraedrično razporejene sosede, ki tvorijo kubično strukturo (slika 1, A). Ta struktura ustreza največji kovalenci vezi in vsi 4 elektroni vsakega ogljikovega atoma tvorijo visoko trdne vezi C–C, tj. V strukturi ni prevodnih elektronov. Zato je za diamant značilno pomanjkanje prevodnosti, nizka toplotna prevodnost in visoka trdota; je najtrša znana snov (slika 2). Prekinitev C–C vezi (dolžina vezi 1,54 Å, torej kovalentni radij 1,54/2 = 0,77 Å) v tetraedrski strukturi zahteva velike količine energije, zato je za diamant poleg izjemne trdote značilno visoko tališče (3550 ° C).

Druga alotropna oblika ogljika je grafit, ki ima zelo drugačne lastnosti 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 potrebno ustvariti visoke temperature. Grafit visoke čistosti se uporablja v jedrski reaktorji kot moderator nevtronov. Njegovo tališče pri povišanem tlaku je 3527° C. Pri normalnem tlaku grafit sublimira (prehaja iz trdno stanje v plin) pri 3780 °C.

Struktura grafita (sl. 1, b) je sistem spojenih šesterokotnih obročev z dolžino vezi 1,42 Å (veliko krajša kot pri diamantu), vendar ima vsak atom ogljika tri (in ne štiri, kot pri diamantu) kovalentne vezi s tremi sosedi in četrto vez ( 3,4 Å) je predolg za kovalentno vez in slabo veže vzporedne plasti grafita med seboj. Četrti elektron ogljika je tisti, ki določa toplotno in električno prevodnost grafita - ta daljša in manj močna vez tvori manjšo kompaktnost grafita, kar se kaže v njegovi nižji trdoti v primerjavi z diamantom (gostota grafita 2,26 g/cm 3, diamant - 3,51 g / cm3). Iz istega razloga je grafit spolzek na dotik in zlahka loči kosmiče snovi, zato se uporablja za izdelavo lubrikanta in svinčnikov. Svincu podoben sijaj svinca je predvsem posledica prisotnosti grafita.

Ogljikova vlakna imajo visoko trdnost in se lahko uporabljajo za izdelavo rajona ali druge visokoogljične preje.

Pri visokem tlaku in temperaturi v prisotnosti katalizatorja, kot je železo, se lahko grafit spremeni v diamant. Ta postopek se uporablja za industrijsko proizvodnjo umetnih diamantov. Diamantni kristali rastejo na površini katalizatorja. Grafitno-diamantno ravnotežje obstaja pri 15.000 atm in 300 K ali pri 4000 atm in 1500 K. Umetne diamante lahko pridobivamo tudi iz ogljikovodikov.

Amorfne oblike ogljika, ki ne tvorijo kristalov, vključujejo oglje, pridobljeno s segrevanjem lesa brez dostopa zraka, žarnice in plinske saje, ki nastanejo pri nizkotemperaturnem zgorevanju ogljikovodikov ob pomanjkanju zraka in kondenzirajo na hladni površini, kostno oglje in dodatek k kalcijevemu fosfatu v procesu razgradnje kostnih tkanin, kot tudi premoga (naravna snov z nečistočami) in koksa, suhega ostanka, pridobljenega pri koksanju goriv z metodo suhe destilacije premoga ali naftnih ostankov (bitumenski premog) , tj. ogrevanje brez dostopa zraka. Koks se uporablja za taljenje litega železa ter v črni in neželezni metalurgiji. Pri koksanju nastajajo tudi plinasti produkti - koksarni plin (H 2, CH 4, CO itd.) in kemični produkti, ki so surovine za proizvodnjo bencina, barv, gnojil, zdravila, plastike itd. Diagram glavne naprave za proizvodnjo koksa - koksarne - je prikazan na sl. 3.

Različne vrste premoga in saj imajo razvito površino in se zato uporabljajo kot adsorbenti za čiščenje plinov in tekočin ter tudi kot katalizatorji. Za pridobivanje različnih oblik ogljika se uporabljajo posebne metode kemijska tehnologija. Umetni grafit se proizvaja s kalciniranjem antracita ali petrolkoksa med ogljikovimi elektrodami pri 2260 °C (postopek Acheson) in se uporablja v proizvodnji maziv in elektrod, zlasti za elektrolitsko proizvodnjo kovin.

Zgradba ogljikovega atoma.

Jedro najstabilnejšega izotopa ogljika, mase 12 (98,9 % številčnost), ima 6 protonov in 6 nevtronov (12 nukleonov), razvrščenih v tri kvartete, od katerih vsak vsebuje 2 protona in dva nevtrona, podobno kot helijevo jedro. Še ena stabilni izotop ogljik – 13 C (cca. 1,1 %), v sledovih pa v naravi obstaja nestabilen izotop 14 C z razpolovno dobo 5730 let, ki ima b- sevanje. Vsi trije izotopi sodelujejo v normalnem kroženju ogljika žive snovi v obliki CO 2 . Po smrti živega organizma se poraba ogljika ustavi in ​​predmete, ki vsebujejo C, je mogoče datirati z merjenjem ravni radioaktivnosti 14 C b-14 CO 2 sevanje je sorazmerno s časom, ki je pretekel od smrti. Leta 1960 je W. Libby prejel Nobelovo nagrado za raziskave z radioaktivnim ogljikom.

V osnovnem stanju nastane 6 elektronov ogljika elektronska konfiguracija 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 0 . Štirje elektroni druge ravni so valentni, kar ustreza položaju ogljika v skupini IVA periodnega sistema ( cm. PERIODNI SISTEM ELEMENTOV). Ker je za odstranitev elektrona iz atoma v plinski fazi potrebna velika energija (približno 1070 kJ/mol), ogljik ne nastane ionske vezi z drugimi elementi, saj bi to zahtevalo odstranitev elektrona za nastanek pozitivnega iona. Z elektronegativnostjo 2,5 ogljik ne kaže močne elektronske afinitete in zato ni aktiven akceptor elektronov. Zato ni nagnjen k tvorbi delcev z negativnim nabojem. Toda nekatere ogljikove spojine obstajajo z delno ionsko naravo vezi, na primer karbidi. V spojinah ima ogljik oksidacijsko stanje 4. Da bi štirje elektroni sodelovali pri tvorbi vezi, je potrebno združevanje 2 s-elektronov in skok enega od teh elektronov za 2 p z-orbitalni; v tem primeru nastanejo 4 tetraedrične vezi s kotom med njimi 109°. V spojinah so valenčni elektroni ogljika le delno odvzeti iz njega, tako da ogljik tvori močne kovalentne vezi med sosednjimi atomi C–C z uporabo skupnega elektronskega para. Energija pretrganja takšne vezi je 335 kJ/mol, pri vezi Si–Si pa le 210 kJ/mol, zato so dolge –Si–Si– verige nestabilne. Kovalentna narava vezi se ohrani tudi v spojinah visoko reaktivnih halogenov z ogljikom, CF 4 in CCl 4. Ogljikovi atomi so sposobni oddati več kot en elektron od vsakega ogljikovega atoma, da tvorijo vez; Tako nastanejo dvojne C=C in trojne CєC vezi. Tudi drugi elementi tvorijo vezi med svojimi atomi, vendar je le 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, da tvorijo dolge verige ali obročaste strukture. Cm. ORGANSKA KEMIJA.

V teh spojinah je možno zamenjati vodik z drugimi atomi, najpogosteje s kisikom, dušikom in halogeni, da nastanejo različne organske spojine. Pomembno med njimi so fluoroogljikovodiki – ogljikovodiki, v katerih je vodik nadomeščen s fluorom. Takšne spojine so izjemno inertne, uporabljajo pa se kot plastika in maziva (fluoroogljikovodiki, tj. ogljikovodiki, v katerih so vsi atomi vodika nadomeščeni z atomi fluora) in kot nizkotemperaturna hladilna sredstva (klorofluoroogljikovodiki ali freoni).

V osemdesetih letih prejšnjega stoletja so ameriški fiziki odkrili zelo zanimive ogljikove spojine, v katerih so ogljikovi atomi povezani v 5- ali 6-kotnike, ki tvorijo molekulo C 60 v obliki votle žoge s popolno simetrijo nogometne žoge. Ker je ta zasnova osnova "geodetske kupole", ki jo je izumil ameriški arhitekt in inženir Buckminster Fuller, nov razred spojine so imenovali "buckminsterfullerenes" ali "fulereni" (in tudi bolj na kratko - "phasyballs" ali "buckyballs"). Fulereni - tretja modifikacija čistega ogljika (razen diamanta in grafita), sestavljena iz 60 ali 70 (ali celo več) atomov - so bili pridobljeni z delovanjem laserskega sevanja na najmanjše delce ogljika. Fulerenov je več kompleksna oblika sestavljen iz več sto ogljikovih atomov. Premer molekule C je 60 ~ 1 nm. V središču takšne molekule je dovolj prostora za namestitev velikega atoma urana.

Standardna atomska masa.

Leta 1961 je Mednarodna zveza za čisto in uporabno kemijo (IUPAC) in fiziko sprejela maso izotopa ogljika 12 C kot enoto atomske mase in odpravila prej obstoječo kisikovo lestvico atomskih mas. Atomska masa ogljika v tem sistemu je 12,011, saj je povprečje za tri naravno prisotne izotope ogljika glede na njihovo številčnost v naravi. Cm. ATOMSKA MASA.

Kemijske lastnosti ogljika in nekaterih njegovih spojin.

Nekaj ​​fizičnega in kemijske lastnosti ogljik so podani v članku KEMIJSKI ELEMENTI. Reaktivnost ogljik je odvisen od njegove modifikacije, temperature in disperzije. Pri nizkih temperaturah so vse oblike ogljika precej inertne, vendar pri segrevanju oksidirajo z atmosferskim kisikom in tvorijo okside:

Fino razpršen ogljik v presežku kisika lahko eksplodira pri segrevanju ali zaradi iskre. Poleg neposredne oksidacije obstajajo tudi sodobnejše metode pridobivanja oksidov.

Ogljikov suboksid

C 3 O 2 nastane z dehidracijo malonske kisline nad P 4 O 10:

C 3 O 2 ima neprijeten vonj in se zlahka hidrolizira, pri čemer ponovno nastane malonska kislina.

Ogljikov(II) monoksid CO nastane med oksidacijo katere koli modifikacije ogljika v pogojih pomanjkanja kisika. Reakcija je eksotermna, sprosti se 111,6 kJ/mol. Koks reagira z vodo pri temperaturi bele toplote: C + H 2 O = CO + H 2 ; nastala mešanica plinov se imenuje "vodni plin" in je plinasto gorivo. CO nastaja tudi pri nepopolnem zgorevanju naftnih derivatov, v znatnih količinah se nahaja v avtomobilskih izpuhih, nastaja pri termični disociaciji mravljinčne kisline:

Oksidacijsko stanje ogljika v CO je +2, in ker je ogljik bolj stabilen v oksidacijskem stanju +4, CO zlahka oksidira s kisikom v CO 2: CO + O 2 → CO 2, ta reakcija je zelo eksotermna (283 kJ /mol). CO se v industriji uporablja v mešanici s H2 in drugimi vnetljivimi plini kot gorivo ali plinasto redukcijsko sredstvo. Pri segrevanju na 500° C tvori CO v opazni meri C in CO 2 , pri 1000° C pa se vzpostavi ravnotežje pri nizkih koncentracijah CO 2 . CO reagira s klorom, pri čemer nastane fosgen - COCl 2, reakcije z drugimi halogeni potekajo podobno, pri reakciji z žveplom dobimo karbonil sulfid COS, s kovinami (M) CO tvori karbonile različnih sestav M (CO) x, ki so kompleksne spojine. Železov karbonil nastane, ko krvni hemoglobin reagira s CO, kar prepreči reakcijo hemoglobina s kisikom, saj je železov karbonil močnejša spojina. Zaradi tega je blokirana funkcija hemoglobina kot prenašalca kisika do celic, ki nato odmrejo (prizadete so predvsem možganske celice). (Od tod tudi drugo ime za CO - "ogljikov monoksid"). Že 1 % (vol.) CO v zraku je za človeka nevaren, če je v takem ozračju več kot 10 minut. Nekatere fizikalne lastnosti CO so podane v tabeli.

Ogljikov dioksid ali ogljikov monoksid (IV) CO 2 nastane pri zgorevanju elementarnega ogljika v presežku kisika ob sproščanju toplote (395 kJ/mol). CO 2 (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 CO 2 :

Ta reakcija se pogosto uporablja v laboratorijski praksi za proizvodnjo CO 2 . Ta plin lahko dobimo tudi s kalcinacijo kovinskih bikarbonatov:

med interakcijo plinske faze pregreta para s CO:

pri zgorevanju ogljikovodikov in njihovih kisikovih derivatov, na primer:

Podobno živila oksidirajo v živem organizmu, pri čemer se sproščajo toplota in druge vrste energije. V tem primeru oksidacija poteka v blagih pogojih skozi vmesne stopnje, vendar sta končna produkta enaka - CO 2 in H 2 O, kot na primer pri razgradnji sladkorjev pod delovanjem encimov, zlasti med fermentacijo glukoza:

Proizvodnja ogljikovega dioksida in kovinskih oksidov v velikem obsegu poteka v industriji s termično razgradnjo karbonatov:

CaO se v tehnologiji proizvodnje cementa uporablja v velikih količinah. Toplotna stabilnost karbonatov in poraba toplote za njihovo razgradnjo po tej shemi se povečata v seriji CaCO 3 ( glej tudi PREPREČEVANJE POŽARA IN VARSTVO PROTI POŽARU).

Elektronska struktura ogljikovih oksidov.

Elektronsko strukturo katerega koli ogljikovega monoksida lahko opišemo s tremi enako verjetnimi shemami z različnimi razporeditvami elektronskih parov - tremi resonančnimi oblikami:

Vsi ogljikovi oksidi imajo linearno strukturo.

Ogljikova kislina.

Pri reakciji CO 2 z vodo nastane ogljikova kislina H 2 CO 3. V nasičeni raztopini CO 2 (0,034 mol/l) le nekatere molekule tvorijo H 2 CO 3, večina CO 2 pa je v hidratiziranem stanju CO 2 CHH 2 O.

karbonati.

Karbonati nastanejo z interakcijo kovinskih oksidov s CO 2, na primer Na 2 O + CO 2 Na 2 CO 3.

Razen karbonatov alkalijskih kovin so ostali praktično netopni v vodi, kalcijev karbonat pa je delno topen v ogljikovi kislini ali raztopini CO 2 v vodi pod pritiskom:

Ti procesi potekajo v podtalnici, ki teče skozi plast apnenca. V pogojih nizkega tlaka in izhlapevanja se CaCO3 izloča iz podzemne vode, ki vsebuje Ca(HCO3)2. Tako rastejo stalaktiti in stalagmiti v jamah. Barva teh zanimivih geoloških formacij je razložena s prisotnostjo nečistoč v vodah železovih, bakrovih, manganovih in kromovih ionov. Ogljikov dioksid reagira s kovinskimi hidroksidi in njihovimi raztopinami, da tvori bikarbonate, na primer:

CS 2 + 2Cl 2 ® CCl 4 + 2S

Tetraklorid CCl 4 je negorljiva snov, uporablja se kot topilo v postopkih kemičnega čiščenja, ni pa ga priporočljivo uporabljati kot lovilec plamena, saj pri visokih temperaturah nastaja strupen fosgen (plinasta strupena snov). Tudi sam CCl 4 je strupen in lahko ob vdihavanju v večjih količinah povzroči zastrupitev jeter. CCl 4 nastaja tudi s fotokemično reakcijo med metanom CH 4 in Cl 2; v tem primeru je možen nastanek produktov nepopolnega kloriranja metana - CHCl 3, CH 2 Cl 2 in CH 3 Cl. Reakcije potekajo podobno z drugimi halogeni.

Reakcije grafita.

Grafit kot modifikacija ogljika, za katerega so značilne velike razdalje med plastmi heksagonalnih obročev, vstopa v nenavadne reakcije, na primer alkalijske kovine, halogeni in nekatere soli (FeCl 3) prodrejo med plastmi in tvorijo spojine, kot so KC 8, KC 16 (imenovani intersticijski, inkluzijski ali klatrati). Močni oksidanti, kot je KClO 3 in kislo okolje(žveplova ali dušikova kislina) tvorijo snovi z velikim volumnom kristalne mreže (do 6 Å med plastmi), kar je razloženo z vnosom atomov kisika in tvorbo spojin, na površini katerih kot posledica oksidacije , nastanejo karboksilne skupine (–COOH) - spojine, kot sta oksidirani grafit ali melit (benzen heksakarboksilna) kislina C 6 (COOH) 6. V teh spojinah lahko razmerje CO:O variira od 6:1 do 6:2,5.

Karbidi.

Ogljik s kovinami, borom in silicijem tvori različne spojine, imenovane karbidi. večina aktivne kovine(IA–IIIA podskupine) tvorijo soli podobne karbide, na primer Na 2 C 2, CaC 2, Mg 4 C 3, Al 4 C 3. V industriji se kalcijev karbid pridobiva iz koksa in apnenca z naslednjimi reakcijami:

Karbidi so neprevodni, skoraj brezbarvni, hidrolizirajo in na primer tvorijo ogljikovodike

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

Acetilen C 2 H 2, ki nastane pri reakciji, služi kot izhodni material 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, se imenujejo acetilenidi. V silicijevih in borovih karbidih (SiC in B 4 C) je vez med atomi kovalentna. Prehodne kovine (elementi B-podskupin) pri segrevanju z ogljikom tvorijo tudi karbide spremenljive sestave v razpokah na kovinski površini; vez v njih je blizu kovinski. Nekateri karbidi te vrste, na primer WC, W 2 C, TiC in SiC, se odlikujejo po visoki trdoti in ognjevzdržnosti ter imajo dobro električno prevodnost. Na primer, NbC, TaC in HfC so najbolj ognjevzdržne snovi (tt = 4000–4200 ° C), diniobijev karbid Nb 2 C je superprevodnik pri 9,18 K, TiC in W 2 C sta po trdoti blizu diamanta, trdota B 4 C (strukturni analog diamanta) je 9,5 po Mohsovi lestvici ( cm. riž. 2). Inertni karbidi nastanejo, če je polmer prehodne kovine

Dušikovi derivati ​​ogljika.

Ta skupina vključuje sečnino NH 2 CONH 2 - dušikovo gnojilo, ki se uporablja v obliki raztopine. Sečnino pridobivamo iz NH 3 in CO 2 s segrevanjem pod pritiskom:

Cianogen (CN) 2 ima številne lastnosti, podobne halogenom, in se pogosto imenuje psevdohalogen. Cianid dobimo z blago oksidacijo cianidnega iona s kisikom, vodikovim peroksidom ali Cu 2+ ionom: 2CN – ® (CN) 2 + 2e.

Cianidni ion, ki je donor elektronov, zlahka nastane kompleksne spojine z ioni prehodnih kovin. Tako kot CO je tudi cianidni ion strup, ki veže vitalne spojine železa v živem organizmu. Cianidni kompleksni ioni imajo splošno formulo –0,5 x, Kje X– koordinacijsko število kovine (kompleksirajočega sredstva), empirično enako dvakratnemu oksidacijskemu stanju kovinskega iona. Primeri takšnih kompleksnih ionov so (struktura nekaterih ionov je podana spodaj) tetracianonikelatni (II) ion 2–, heksacianoferat (III) 3–, dicianoargentat –:

karbonili.

Ogljikov monoksid lahko neposredno reagira s številnimi kovinami ali kovinskimi ioni, pri čemer tvori kompleksne spojine, imenovane karbonili, na primer Ni(CO) 4, Fe(CO) 5, Fe 2 (CO) 9, 3, Mo(CO) 6, 2 . Vezava v teh spojinah je podobna vezavi 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 konstrukcijah je pogosto povezano s tvorbo karbonilov. Vodik je lahko del karbonilov, ki tvorijo karbonilne hidride, kot sta H 2 Fe (CO) 4 in HCo (CO) 4, ki kažejo kislinske lastnosti in reagira z alkalijami:

H 2 Fe(CO) 4 + NaOH → NaHFe(CO) 4 + H 2 O

Znani so tudi karbonilhalogenidi, na primer Fe(CO)X 2, Fe(CO) 2 X 2, Co(CO)I 2, Pt(CO)Cl 2, kjer je X katerikoli halogen.

Ogljikovodiki.

Poznamo ogromno ogljik-vodikovih spojin

Eden najbolj neverjetnih elementov, ki je sposoben tvoriti ogromno različnih spojin organske in anorganske narave, je ogljik. To je element s tako nenavadnimi lastnostmi, da mu je Mendelejev napovedal veliko prihodnost, ko je govoril o lastnostih, ki še niso bile razkrite.

Kasneje se je to praktično potrdilo. Postalo je znano, da je glavni biogeni element našega planeta, del absolutno vseh živih bitij. Poleg tega je sposoben obstajati v oblikah, ki se v vseh pogledih radikalno razlikujejo, hkrati pa so sestavljene le iz ogljikovih atomov.

Na splošno ima ta struktura veliko funkcij in poskušali jih bomo razumeti med potekom članka.

Ogljik: formula in položaj v sistemu elementov

V periodnem sistemu se element ogljik nahaja v skupini IV (po novem modelu v 14), glavni podskupini. Njegovo atomsko število je 6, atomska teža pa 12,011. Oznaka elementa z znakom C označuje njegovo ime v latinščini - carboneum. Obstaja več različnih oblik, v katerih obstaja ogljik. Njegova formula se torej spreminja in je odvisna od specifične modifikacije.

Vendar pa seveda obstaja poseben zapis za pisanje reakcijskih enačb. Na splošno je, ko govorimo o snovi v čisti obliki, sprejeta molekulska formula ogljik C, brez indeksacije.

Zgodovina odkrivanja elementov

Ta element je znan že od antičnih časov. Navsezadnje je eden najpomembnejših mineralov v naravi premog. Zato za stare Grke, Rimljane in druge narode ni bila skrivnost.

Poleg te sorte so bili uporabljeni tudi diamanti in grafit. S slednjim je bilo dolgo časa veliko nejasnih situacij, saj so se spojine brez analize sestave pogosto zamenjale za grafit:

• srebrni svinec;
• železov karbid;
• Molibdenov sulfid.

Vsi so bili pobarvani v črno in so zato veljali za grafitne. Kasneje je bil ta nesporazum pojasnjen in ta oblika ogljika je postala sama.

Od leta 1725 so diamanti postali velikega komercialnega pomena, leta 1970 pa so obvladali tehnologijo njihove umetne proizvodnje. Od leta 1779 so po zaslugi dela Karla Scheeleja proučevali kemijske lastnosti ogljika. To je služilo kot začetek številnih pomembnih odkritij na področju tega elementa in postalo osnova za pojasnitev vseh njegovih edinstvenih lastnosti.

Ogljikovi izotopi in porazdelitev v naravi

Kljub dejstvu, da je zadevni element eden najpomembnejših biogenih, njegova skupna vsebnost v masi zemeljska skorja je 0,15 %. To se zgodi, ker je predmet stalnega kroženja, naravnega cikla narave.

Na splošno lahko imenujemo več mineralnih spojin, ki vsebujejo ogljik. To so naravne pasme, kot so:

• dolomiti in apnenci;
• antracit;
• oljni skrilavec;
• zemeljski plin;
• premog;
• olje;
• rjavi premog;
• šota;
• bitumni.

Poleg tega ne smemo pozabiti na živa bitja, ki so preprosto skladišče ogljikovih spojin. Navsezadnje tvorijo beljakovine, maščobe, ogljikove hidrate, nukleinske kisline, kar pomeni najbolj vitalne strukturne molekule. Na splošno od 70 kg suhe telesne mase 15 predstavlja čisti element. In tako je za vsakega človeka, da o živalih, rastlinah in drugih bitjih niti ne govorimo.

Če upoštevamo vodo, to je hidrosfero kot celoto in atmosfero, potem obstaja mešanica ogljika in kisika, izražena s formulo CO 2. Dioksid ali ogljikov dioksid je eden glavnih plinov, ki sestavljajo zrak. Točno v tej obliki masni delež ogljik je 0,046 %. Še več ogljikovega dioksida je raztopljenega v vodah Svetovnega oceana.

Atomska masa ogljika kot elementa je 12,011. Znano je, da se ta vrednost izračuna kot aritmetična sredina med atomskimi utežmi vseh izotopskih sort, ki obstajajo v naravi, ob upoštevanju njihove abundance (v odstotkih). To se zgodi z zadevno snovjo. Obstajajo trije glavni izotopi, v katerih se pojavlja ogljik. to:

• 12 C - njegov masni delež je v veliki večini 98,93%;
• 13 C - 1,07 %;
• 14 C - radioaktiven, razpolovna doba 5700 let, stabilen beta sevalec.

V praksi določanja geokronološke starosti vzorcev se pogosto uporablja radioaktivni izotop 14 C, ki je indikator zaradi dolge razgradne dobe.

Alotropske modifikacije elementa

Ogljik je element, ki kot enostavna snov obstaja v več oblikah. To pomeni, da je sposoben oblikovati največje število danes znanih alotropskih modifikacij.

1. Kristalne variacije - obstajajo v obliki močnih struktur s pravilnimi rešetkami atomskega tipa. Ta skupina vključuje sorte, kot so:

• diamanti;
• fulereni;
• grafiti;
• karabini;
• lonsdaleites;
• in cevi.

Vsi imajo različne rešetke, na vozliščih katerih je ogljikov atom. Od tod povsem edinstvene, različne fizikalne in kemične lastnosti.

2. Amorfne oblike – tvori jih ogljikov atom, ki je del nekaterih naravnih spojin. To pomeni, da to niso čiste sorte, ampak s primesmi drugih elementov v majhnih količinah. IN ta skupina vključuje:

• aktivno oglje;
• kamen in les;
• saje;
• ogljikova nanopena;
• antracit;
• stekleni ogljik;
• tehnična različica snovi.

Združujejo jih tudi strukturne značilnosti kristalne mreže, ki pojasnjujejo in izkazujejo lastnosti.

3. Ogljikove spojine v obliki grozdov. To je struktura, v kateri so atomi uklenjeni v posebno konformacijo, ki je od znotraj votla, napolnjena z vodo ali jedri drugih elementov. Primeri:

• ogljikovi nanokonusi;
• astraleni;
• dikarbon.

Fizikalne lastnosti amorfnega ogljika

zaradi velika raznolikost alotropske modifikacije, je težko identificirati kakršne koli skupne fizikalne lastnosti ogljika. Lažje je govoriti o določeni obliki. Na primer, amorfni ogljik ima naslednje lastnosti.

1. Vse oblike temeljijo na drobnokristalnih različicah grafita.
2. Visoka toplotna zmogljivost.
3. Dobre prevodne lastnosti.
4. Gostota ogljika je približno 2 g/cm3.
5. Pri segrevanju nad 1600 0 C pride do prehoda v grafitne oblike.

Saje in kamnite sorte se pogosto uporabljajo za tehnične namene. Niso manifestacija modifikacije ogljika v čisti obliki, vendar ga vsebujejo v zelo velikih količinah.

Kristalni ogljik

Obstaja več možnosti, v katerih je ogljik snov, ki tvori pravilne kristale različne vrste, kjer so atomi zaporedno povezani. Posledično se oblikujejo naslednje modifikacije.

1. - kubična, v kateri so povezani štirje tetraedri. Posledično so vse kovalentne kemične vezi vsakega atoma čim bolj nasičene in močne. To pojasnjuje fizikalne lastnosti: gostota ogljika 3300 kg/m3. Visoka trdota, nizka toplotna kapaciteta, pomanjkanje električne prevodnosti - vse to je posledica strukture kristalne mreže. Obstajajo tehnično izdelani diamanti. Nastanejo med prehodom grafita v naslednjo modifikacijo pod vplivom visoke temperature in določenega tlaka. Na splošno je tako visoka kot trdnost - približno 3500 0 C.
2. Grafit. Atomi so razporejeni podobno kot v prejšnji snovi, vendar so le tri vezi nasičene, četrta pa postane daljša in manj močna; povezuje "plasti" šesterokotnih obročev mreže. Kot rezultat se izkaže, da je grafit na dotik mehka, mastna črna snov. Ima dobro električno prevodnost in ima visoko tališče - 3525 0 C. Sposoben sublimacije - sublimacije iz trdnega v plinasto stanje, mimo tekočine (pri temperaturi 3700 0 C). Gostota ogljika je 2,26 g/cm3, kar je precej manj kot gostota diamanta. To pojasnjuje njihove različne lastnosti. Zaradi plastne strukture kristalne mreže lahko grafit uporabimo za izdelavo svinčnikov. Ko gremo po papirju, se luske odluščijo in na papirju pustijo črno sled.
3. fulereni. Odkrili so jih šele v 80. letih prejšnjega stoletja. So modifikacije, pri katerih so ogljiki med seboj povezani v posebno konveksno zaprto strukturo s praznino v sredini. Poleg tega je oblika kristala polieder, pravilna organizacija. Število atomov je sodo. Najbolj znana oblika fulerena C 60. Med raziskavo so našli vzorce podobne snovi:

• meteoriti;
• talni sedimenti;
• folguriti;
• šungiti;
• vesolje, kjer so bili vsebovani v obliki plinov.

Vse sorte kristalnega ogljika so pomembne praktični pomen, ker imajo številne uporabne lastnosti v tehnologiji.

Kemična aktivnost

Molekularni ogljik je nizek kemična aktivnost zaradi svoje stabilne konfiguracije. K reakciji ga je mogoče prisiliti le tako, da atomu damo dodatno energijo in prisilimo elektrone zunanji nivo popariti. Na tej točki valenca postane 4. Zato ima v spojinah oksidacijsko stanje + 2, + 4, - 4.

Skoraj vse reakcije z preproste snovi, tako kovine kot nekovine, nastanejo pod vplivom visokih temperatur. Zadevni element je lahko oksidant ali reducent. Vendar pa so slednje lastnosti pri njem še posebej izrazite in prav na tem temelji njegova uporaba v metalurški in drugih panogah.

Na splošno sposobnost vstopa v kemična reakcija odvisno od treh dejavnikov:

• disperzija ogljika;
• alotropna modifikacija;
• reakcijska temperatura.

Tako v nekaterih primerih pride do interakcije z naslednjimi snovmi:

• nekovine (vodik, kisik);
• kovine (aluminij, železo, kalcij in drugi);
• kovinski oksidi in njihove soli.

Ne reagira s kislinami in alkalijami, zelo redko s halogeni. Najpomembnejša lastnost ogljika je sposobnost, da med seboj tvorijo dolge verige. Lahko se zaprejo v cikel in tvorijo veje. Tako nastanejo organske spojine, ki jih je danes na milijone. Osnova teh spojin sta dva elementa - ogljik in vodik. Sestava lahko vključuje tudi druge atome: kisik, dušik, žveplo, halogene, fosfor, kovine in druge.

Osnovne povezave in njihove značilnosti

Obstaja veliko različnih spojin, ki vsebujejo ogljik. Formula najbolj znanega med njimi je CO 2 - ogljikov dioksid. Vendar pa poleg tega oksida obstaja tudi CO - monoksid ali ogljikov monoksid, pa tudi suboksid C 3 O 2.

Med solmi, ki vsebujejo ta element, so najpogostejši kalcijevi in ​​magnezijevi karbonati. Tako ima kalcijev karbonat v svojem imenu več sinonimov, saj se v naravi pojavlja v obliki:

• kreda;
• marmor;
• apnenec;
• dolomit

Pomen karbonatov zemeljskoalkalijskih kovin se kaže v tem, da so aktivni udeleženci pri nastajanju stalaktitov in stalagmitov ter podtalnice.

Ogljikova kislina je še ena spojina, ki tvori ogljik. Njegova formula je H 2 CO 3. Vendar pa je v svoji običajni obliki izjemno nestabilno in takoj razpade na ogljikov dioksid in vodo v raztopini. Zato poznamo samo njegove soli, ne pa tudi njega samega kot raztopino.

Ogljikove halogenide pridobivamo predvsem posredno, saj neposredne sinteze potekajo le pri zelo visokih temperaturah in z nizkimi izkoristki produkta. Eden najpogostejših je CCL 4 – ogljikov tetraklorid. Strupena spojina, ki lahko pri vdihavanju povzroči zastrupitev. Pridobljeno z radikalnimi fotokemičnimi substitucijskimi reakcijami v metanu.

Kovinski karbidi so ogljikove spojine, v katerih ima oksidacijsko stanje 4. Možno je tudi, da obstajajo kombinacije z borom in silicijem. Glavna lastnost karbidov nekaterih kovin (aluminij, volfram, titan, niobij, tantal, hafnij) je visoka trdnost in odlična električna prevodnost. Borov karbid B 4 C je ena najtrših snovi za diamantom (9,5 po Mohsu). Te spojine se uporabljajo v tehnologiji, pa tudi v kemični industriji kot viri ogljikovodikov (kalcijev karbid z vodo povzroči nastanek acetilena in kalcijevega hidroksida).

Številne kovinske zlitine so izdelane z uporabo ogljika, s čimer se znatno poveča njihova kakovost in tehnične specifikacije(jeklo je zlitina železa in ogljika).

Posebno pozornost si zaslužijo številne organske spojine ogljika, v katerih je temeljni element, ki se lahko združuje z istimi atomi v dolge verige različnih struktur. Ti vključujejo:

• alkani;
• alkeni;
• arene;
• beljakovine;
• ogljikovi hidrati;
• nukleinske kisline;
• alkoholi;
• karboksilne kisline in številne druge skupine snovi.

Uporaba ogljika

Pomen ogljikovih spojin in njihovih alotropskih modifikacij v življenju človeka je zelo velik. Lahko naštejete nekaj najbolj globalnih industrij, da bo jasno, da je temu res tako.

1. Ta element tvori vse vrste organskega goriva, iz katerega človek pridobiva energijo.
2. Metalurška industrija uporablja ogljik kot močno redukcijsko sredstvo za pridobivanje kovin iz njihovih spojin. Tudi karbonati se tu pogosto uporabljajo.
3. Gradbeništvo in kemična industrija porabita ogromne količine ogljikovih spojin za sintezo novih snovi in ​​proizvodnjo potrebnih izdelkov.

Take sektorje gospodarstva lahko poimenujete tudi kot:

• jedrska industrija;
• izdelava nakita;
• tehnična oprema (maziva, toplotno odporni lončki, svinčniki itd.);
• ugotavljanje geološke starosti kamnin - radioaktivni indikator 14 C;
• Ogljik je odličen adsorbent, kar omogoča njegovo uporabo za izdelavo filtrov.

Kroži v naravi

Masa ogljika, ki jo najdemo v naravi, je vključena v stalen cikel, ki se ciklično pojavlja vsako sekundo na globus. Tako atmosferski vir ogljika CO 2 absorbirajo rastline, oddajajo pa ga vsa živa bitja pri dihanju. Ko vstopi v ozračje, se ponovno absorbira in tako se cikel nadaljuje. V tem primeru odmiranje organskih ostankov povzroči sproščanje ogljika in njegovo kopičenje v tleh, od koder ga nato živi organizmi ponovno absorbirajo in v obliki plina sprostijo v ozračje.