Валентные состояния атома углерода. Строение атома углерода — Гипермаркет знаний

Углерод (лат. Carboneum) - химический элемент 14‑й группы 2‑го периода периодической системы Менделеева (IV группа в старой нумерации); атомный номер 6, атомная масса 12,011.

Углерод - химический элемент совершенно особый. Из химии углерода выросло мощное дерево органической химии с её сложнейшими синтезами и необъятным кругом изучаемых соединений. Появляются новые отрасли органической химии. Всё живое, составляющее биосферу, построено из соединений углерода. И деревья, которые давно отшумели, миллионы лет назад, превратились в топливо, содержащее углерод, - каменный уголь, торф и т. д. Возьмем самый обычный карандаш - предмет, всем знакомый. Не правда ли, удивительно, что скромный графитовый стерженек родствен сверкающему алмазу, самому твердому веществу в природе? Алмаз, графит, карбин - аллотропические модификации углерода (см. Аллотропия). Строение графита (1), алмаза (2), карбина (3).

История знакомства человека с этим веществом уходит далеко в глубь веков. Неизвестно имя того, кто открыл углерод, неизвестно, какая из форм чистого углерода - графит или алмаз - была открыта раньше. Лишь в конце XVIII в. было признано, что углерод - самостоятельный химический элемент.

Содержание углерода в земной коре составляет 0,023% по массе. Углерод - основная составная часть растительного и животного мира. Все горючие ископаемые - нефть, газ, торф, сланцы - построены на углеродной основе, особенно богат углеродом каменный уголь. Большая часть углерода сосредоточена в минералах - известняке CaCO 3 и доломите CaMg(CO 3) 2 , представляющих собой соли щелочноземельных металлов и слабой угольной кислоты H 2 CO 3 .

Среди жизненно важных элементов углерод - один из важнейших: жизнь на нашей планете построена на углеродной основе. Почему? Ответ на этот вопрос находим в «Основах химии» Д. И. Менделеева : «Углерод встречается в природе как в свободном, так и соединительном состоянии, в весьма различных формах и видах… Способность атомов углерода соединяться между собой и давать сложные частицы проявляется во всех углеродистых соединениях… Ни в одном из элементов… способности к усложнению не развито в такой степени, как в углероде… Ни одна пара элементов не дает столь много соединений, как углерод с водородом».

Действительно, атомы углерода могут соединяться разнообразными способами между собой и с атомами многих других элементов, образуя огромное разнообразие веществ. Их химические связи могут возникать и разрушаться под действием природных факторов. Так возникает круговорот углерода в природе: из атмосферы - в растения, из растений - в животные организмы, из них - в неживую природу и т. д. Где углерод, там многообразие веществ, где углерод, там самые разнообразные по молекулярной архитектуре конструкции (см. Углеводороды).

С накоплением углерода в земной коре связано накопление и многих других элементов, осаждающихся в виде нерастворимых карбонатов, и т. д. Важную геохимическую роль в земной коре играют CO 2 и угольная кислота. Огромное количество CO 2 выделяется при вулканизме - в истории Земли это был основной источник углерода для биосферы.

Неорганических соединений углерода по количеству намного меньше, чем органических. Углерод в форме алмаза, графита, угля вступает в соединение только при нагревании. При высоких температурах он соединяется с металлами и некоторыми неметаллами , например с бором, образуя карбиды .

Из неорганических соединений углерода наиболее известны соли угольной кислоты, диоксид углерода CO 2 (углекислый газ) и моноксид углерода CO. Значительное менее известен третий оксид C 3 O 2 - бесцветный газ с неприятным резким запахом.

В атмосфере Земли находится 2,3 10 12 т диоксида CO 2 - продукта дыхания и горения . Это основной источник углерода для развития растений. Оксид углерода CO, известный под названием угарного газа, образуется при неполном сгорании топлива: в выхлопных газах автомобилей и т. д.

В промышленности оксид углерода CO используют в качестве восстановителя (например, при выплавке чугуна в доменных печах) и для синтеза органических веществ (например, метилового спирта по реакции: CO + 2H 2 → CH 3 (OH).

Наиболее известные аллотропические модификации элементарного углерода: алмаз - неорганический полимер пространственной, объемной структуры; графит - полимер плоскостной структуры; карбин - линейный полимер углерода, существующий в двух формах, отличающихся характером и чередованием химических связей; двумерная модификация графен ; углеродные нанотрубки цилиндрической структуры. (см. Аллотропия).

Алмаз - кристаллическая форма углерода, редкий минерал, по твердости превосходящий все природные и все, кроме кристаллического нитрида бора, искусственные материалы. Крупные кристаллы алмаза после огранки превращаются в драгоценнейшие из камней - бриллианты.

В конце XVII в. флорентийские ученые Аверани и Тарджони пытались сплавить несколько мелких алмазов в один крупный, нагрели их солнечными лучами с помощью зажигательного стекла. Алмазы исчезли, сгорев на воздухе… Прошло около ста лет, прежде чем французский химик А. Лавуазье в 1772 г. не только повторил этот опыт, но и объяснил причины исчезновения алмаза: кристаллик драгоценного бриллианта сгорал точно так же, как в других опытах сгорали кусочки фосфора и угля. И только в 1797 г. английский ученый С. Теннант доказал идентичность природы алмаза и угля. Он установил, что объемы углекислого газа после сгорания равных по массе уголька и алмаза оказались одинаковыми. После этого множество раз пытались получить алмаз искусственным путем из графита, угля и углеродсодержащих материалов при высоких температурах и давлениях. Иногда после этих опытов находили мелкие алмазоподобные кристаллики, но произвести удачные эксперименты не удавалось ни разу.

Синтез алмаза стал возможен после того, как советский физик О. И. Лейпунский в 1939 г. рассчитал условия, при которых графит может превращаться в алмаз (давление около 60 000 ат, температура 1600-2000 °C). В 50‑х гг. нашего века почти одновременно в нескольких странах, в том числе и в СССР, искусственные алмазы были получены в промышленных условиях. В наши дни с одной отечественной промышленной установки получают ежедневно 2000 каратов искусственных алмазов (1 карат = 0,2 г). Алмазные коронки буровых установок, алмазный режущий инструмент, шлифовальные круги с алмазной крошкой работают надежно и долго. Искусственные алмазы, так же как и природные кристаллы, широко используются в современной технике.

Еще шире применяется на практике другой чисто углеродный полимер - графит . В кристалле графита атомы углерода, лежащие в одной плоскости, прочно связаны в правильные шестиугольники. Шестиугольники с общими гранями образуют плоскости-пачки. Связи между углеродными атомами разных пачек малопрочны. К тому же расстояние между углеродными атомами разных плоскостей почти в 2,5 раза больше, чем между соседними атомами одной плоскости. Поэтому незначительного усилия достаточно, чтобы расщепить графитовый кристалл на отдельные чешуйки. Вот почему графитовый стержень карандаша оставляет след на бумаге. Несравненно труднее разрушить связь между атомами углерода, лежащими в одной плоскости. Прочность этих связей - причина высокой химической стойкости графита. На него не действуют даже горячие щелочи и кислоты, за исключением концентрированной азотной кислоты.

Помимо высокой химической стойкости графиту свойственна и высокая термостойкость: изделия из него можно использовать при температуре до 3700 °C. Способность проводить электрический ток определила многие области применения графита. Он нужен в электротехнике, металлургии , производстве порохов, атомной технике. Графит высочайшей чистоты используется в реакторостроении - как эффективный замедлитель нейтронов .

Линейный полимер углерода - карбин пока применяется в практике ограниченно. В молекуле карбина атомы углерода соединены в цепочки поочередно тройными и одинарными связями:

−C≡C−C≡C−C≡C−C≡C−C≡C−

Это вещество было впервые получено советскими химиками В. В. Коршаком, А. М. Сладковым, В. И. Касаточкиным и Ю. П. Кудрявцевым в начале 60‑х гг. в Институте элементоорганических соединений Академии наук СССР. Карбин обладает полупроводниковыми свойствами, причем под действием света его проводимость сильно увеличивается. На этом свойстве основано первое практическое применение - в фотоэлементах.

В молекуле другой формы карбина - поликумулена (β-карбина), впервые полученного также в нашей стране, углеродные атомы связаны иначе, чем в карбине, - только двойными связями:

═C═C═C═C═C═C═C═C═C═

Число известных науке органических соединений - соединений углерода - превышает 7 млн. Химия полимеров - природных и синтетических - это тоже прежде всего химия соединений углерода. Органические соединения углерода изучают такие самостоятельные науки, как органическая химия , биохимия , химия природных соединений.

Неоценимо значение соединений углерода в жизни человека - повсюду нас окружает связанный углерод: в атмосфере и литосфере , в растениях и животных, в нашей одежде и пище.

Углерод (химический символ - C) - химический элемент 4-ой группы главной подгруппы 2-го периода периодической системы Менделеева, порядковый номер 6, атомная масса природной смеси изотопов 12,0107 г/моль.

При обычных температурах углерод химически инертен, при достаточно высоких соединяется со многими элементами, проявляет сильные восстановительные свойства. Химическая активность разных форм углерода убывает в ряду: аморфный углерод, графит, алмаз, на воздухе они воспламеняются при температурах соответственно выше 300-500 °C, 600-700 °C и 850-1000 °C.

Изотопы:
Природный углерод состоит из двух стабильных изотопов - 12С (98,892 %) и 13С (1,108 %) и одного радиоактивного изотопа 14С (β-излучатель, Т½= 5730 лет) , сосредоточенного в атмосфере и верхней части земной коры. Он постоянно образуется в нижних слоях стратосферы в результате воздействия нейтронов космического излучения на ядра азота по реакции: 14N (n, p) 14C, а также, с середины 1950-х годов, как техногенный продукт работы АЭС и в результате испытания водородных бомб.
На образовании и распаде 14С основан метод радиоуглеродного датирования, широко применяющийся в четвертичной геологии и археологии.

Аллотропия:
Электронные орбитали атома углерода могут иметь различную геометрию, в зависимости от степени гибридизации его электронных орбиталей. Существует три основных геометрии атома углерода.

Тетраэдрическая, образуется при смешении одного s- и трех p-электронов (sp3-гибридизация) . Атом углерода находится в центре тетраэдра, связан четырьмя эквивалентными σ-связями с атомами углерода или иными в вершинах тетраэдра. Такой геометрии атома углерода соответствуют аллотропные модификации углерода алмаз и лонсдейлит. Такой гибридизацией обладает углерод, например, в метане и других углеводородах.

Тригональная, образуется при смешении одной s- и двух p-электронных орбиталей (sp²-гибридизация) . Атом углерода имеет три равноценные σ-связи, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу. Не участвующая в гибридизации p-орбиталь, расположенная перпендикулярно плоскости σ-связей, используется для образования π-связи с другими атомами. Такая геометрия углерода характерна для графита, фенола и др.
- дигональная, образуется при смешении одного s- и одного p-электронов (sp-гибридизация) . При этом два электронных облака вытянуты вдоль одного направления и имеют вид несимметричных гантелей. Два других р-электрона дают π-связи. Углерод с такой геометрией атома образует особую аллотропную модификацию - карбин.

Степени окисления +4, −4, редко +2 (СО, карбиды металлов) , +3 (C2N2, галогенцианы) ; сродство к электрону 1,27 эВ; энергия ионизации при последовательном переходе от С0 к С4+ соответственно 11,2604, 24,383, 47,871 и 64,19 эВ.

Химические свойства углерода
Взаимодействие с фтором
Углерод обладает низкой реакционной способностью, из галогенов реагирует только с фтором:

С + 2F2 = CF4.

Взаимодействие с кислородом
При нагревании взаимодействует с кислородом:

2С + О2 = 2СО,

С + О2 = СО2,

образуя оксиды СО и СО2.

Взаимодействие с другими неметаллами
Реагирует с серой:

не взаимодействует с азотом и фосфором.

Реагирует с водородом в присутствии никелевого катализатора, образуя метан:

Взаимодействие с металлами
Способен взаимодействовать с металлами, образуя карбиды:
Ca + 2C = CaC2.

Взаимодействие с водой
При пропускании водяных паров через раскаленный уголь образуется оксид углерода (II) и водород:
C + H2O = CO + H2.

Восстановительные свойства
Углерод способен восстанавливать многие металлы из их оксидов:
2ZnO + C = 2Zn + CO2.

Концентрированные серная и азотная кислоты при нагревании окисляют углерод до оксида углерода (IV):

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

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

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

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

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

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

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

Аллотрорпия углерода. Алмаз и графит

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

Химические свойства углерода

Наиболее характерные степени окисления: +4, +2.

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

Углерод как восстановитель:

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

— со фтором
С + 2F 2 = CF 4

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

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

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

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

Углерод как окислитель:

— с некоторыми металлами образует карбиды

4Al + 3C 0 = Al 4 C 3

Ca + 2C 0 = CaC 2 -4

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

C 0 + 2H 2 = CH 4

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

Нахождение углерода в природе

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

Неорганические соединения углерода

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

Оксид углерода (II) СО

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

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

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

H 2 C 2 O 4 = CO­ + CO 2 ­ + H 2 O

Химические свойства

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

1) с кислородом

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

2) с оксидами металлов

C +2 O + CuO = Сu + C +4 O 2

3) с хлором (на свету)

CO + Cl 2 – hn = COCl 2 (фосген)

4) реагирует с расплавами щелочей (под давлением)

CO + NaOH = HCOONa (формиат натрия)

5) с переходными металлами образует карбонилы

Ni + 4CO – t° = Ni(CO) 4

Fe + 5CO – t° = Fe(CO) 5

Оксид углерода (IV) СO 2

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

Получение

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

CaCO 3 – t° = CaO + CO 2

  1. Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:

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

NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2 ­

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

Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3

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

NaOH + CO 2 = NaHCO 3

При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства

С +4 O 2 + 2Mg – t° = 2Mg +2 O + C 0

Качественная реакция

Помутнение известковой воды:

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

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

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Сa(HCO 3) 2

Угольная кислота и её соли

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

CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3

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

Характерны все свойства кислот.

Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:

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

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

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

CuCO 3 – t° = CuO + CO 2 ­

Качественная реакция — «вскипание» при действии сильной кислоты:

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

CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2 ­

Карбиды

Карбид кальция:

CaO + 3 C = CaC 2 + CO

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

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

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

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

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

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

Цианиды

получают при нагревании соды в атмосфере аммиака и угарного газа:

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

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

C= O: [:C= N:] –

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

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

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

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

2 KCN + O 2 = 2 KOCN.

Циановая кислота существует в двух формах:

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

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

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

Существует изомер циановой кислоты – гремучая кислота

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

Синтез мочевины (карбамида):

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

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

Карбонаты

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

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 — .

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

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

H + + CO 3 2- ↔ HCO 3 —

CaCO 3 (тв.) ↔ Ca 2+ + CO 3 2-

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


Химические свойства Ковалентный радиус 77 пм Радиус иона 16 (+4e) 260 (-4e) пм Электроотрицательность 2,55 (шкала Полинга) Степени окисления 4 , 3 , 2, 1 , , , , , -4 Энергия ионизации
(первый электрон) 1085,7 (11,25) кДж /моль (эВ) Термодинамические свойства простого вещества Плотность (при н. у.) 2,25 (графит) г/см³ Температура плавления 3550 °C Температура кипения 5003 K; 4830 °C Критическая точка 4130 , 12 МПа Молярная теплоёмкость 8,54 (графит) Дж/(K·моль) Молярный объём 5,3 см ³/моль Кристаллическая решётка простого вещества Структура решётки гексагональная (графит), кубическая (алмаз) Параметры решётки a=2,46; c=6,71 (графит); а=3,567 (алмаз) Отношение c /a 2,73 (графит) Температура Дебая 1860 (алмаз) Прочие характеристики Теплопроводность (300 K) 1,59 Вт/(м·К) Номер CAS 7440-44-0 Эмиссионный спектр

Способность углерода образовывать полимерные цепочки порождает огромный класс соединений на основе углерода, называемых органическими, которых значительно больше, чем неорганических, и изучением которых занимается органическая химия .

История

На рубеже XVII-XVIII вв. возникла теория флогистона, выдвинутая Иоганном Бехером и Георгом Шталем . Эта теория признавала наличие в каждом горючем теле особого элементарного вещества - невесомого флюида - флогистона, улетучивающегося в процессе горения. Так как при сгорании большого количества угля остается лишь немного золы, флогистики полагали, что уголь - это почти чистый флогистон. Именно этим объясняли, в частности, «флогистирующее» действие угля, - его способность восстанавливать металлы из «известей» и руд. Поздние флогистики, Реомюр, Бергман и другие, уже начали понимать, что уголь представляет собой элементарное вещество. Однако впервые таковым «чистый уголь» был признан Антуаном Лавуазье , исследовавшим процесс сжигания в воздухе и кислороде угля и других веществ. В книге Гитона де Морво , Лавуазье, Бертолле и Фуркруа «Метод химической номенклатуры» (1787) появилось название «углерод» (carbone) вместо французского «чистый уголь» (charbone pur). Под этим же названием углерод фигурирует в «Таблице простых тел» в «Элементарном учебнике химии» Лавуазье.

Происхождение названия

В начале XIX века в русской химической литературе иногда применялся термин «углетвор» (Шерер, 1807; Севергин , 1815); с 1824 года Соловьёв ввёл название «углерод». Соединения углерода имеют в названии часть карб(он) - от лат. carbō (род. п. carbōnis ) «уголь».

Физические свойства

Углерод существует во множестве аллотропных модификаций с очень разнообразными физическими свойствами. Разнообразие модификаций обусловлено способностью углерода образовывать химические связи разного типа.

Изотопы углерода

Природный углерод состоит из двух стабильных изотопов - 12 С (98,93 %) и 13 С (1,07 %) и одного радиоактивного изотопа 14 С (β-излучатель, Т ½ = 5730 лет), сосредоточенного в атмосфере и верхней части земной коры. Он постоянно образуется в нижних слоях стратосферы в результате воздействия нейтронов космического излучения на ядра азота по реакции: 14 N (n, p) 14 C, а также, с середины 1950-х годов, как техногенный продукт работы АЭС и в результате испытания водородных бомб .

Аллотропные модификации углерода

Кристаллический углерод

Аморфный углерод

  • Ископаемый уголь: антрацит и Ископаемый уголь .
  • Кокс каменноугольный , нефтяной и др.

На практике, как правило, перечисленные выше аморфные формы являются химическими соединениями с высоким содержанием углерода, а не чистой аллотропной формой углерода.

Кластерные формы

Структура

Жидкий углерод существует только при определённом внешнем давлении. Тройные точки: графит - жидкость - пар Т = 4130 K, р = 10,7 МПа и графит - алмаз - жидкость Т ≈ 4000 K, р ≈ 11 ГПа. Линия равновесия графит - жидкость на фазовой р , Т -диаграмме обладает положительным наклоном, переходящим по мере приближения к тройной точке графит - алмаз - жидкость в отрицательный, что связано с уникальными свойствами атомов углерода создавать углеродные молекулы, состоящие из различного количества атомов (от двух до семи). Наклон линии равновесия алмаз - жидкость, в отсутствие прямых экспериментов в области очень высоких температур (> 4000-5000 K) и давлений (> 10-20 ГПа), долгие годы считался отрицательным. Проведённые японскими исследователями прямые эксперименты и обработка полученных экспериментальных данных с учётом аномальности высокотемпературной теплоёмкости алмаза показали, что наклон линии равновесия алмаз - жидкость положителен, т. е. алмаз тяжелее своей жидкости (в расплаве он будет тонуть, а не всплывать как лёд в воде).

Ультрадисперсные алмазы (наноалмазы)

В 1980-е годы в СССР было обнаружено, что в условиях динамической нагрузки углеродсодержащих материалов могут образовываться алмазоподобные структуры, получившие название ультрадисперсных алмазов (УДА). В настоящее время всё чаще применяется термин «наноалмазы ». Размер частиц в таких материалах составляет единицы нанометров. Условия образования УДА могут быть реализованы при детонации взрывчатых веществ со значительным отрицательным кислородным балансом , например, смесей тротила с гексогеном . Такие условия могут быть реализованы также при ударах небесных тел о поверхность Земли в присутствии углеродсодержащих материалов (органика, торф , уголь и пр.). Так, в зоне падения Тунгусского метеорита в лесной подстилке были обнаружены УДА.

Карбин

Кристаллическая модификация углерода гексагональной сингонии с цепочечным строением молекул называется карбин . Цепи имеют либо полиеновое строение (−C≡C−), либо поликумуленовое (=C=C=). Известно несколько форм карбина, отличающихся числом атомов в элементарной ячейке, размерами ячеек и плотностью (2,68-3,30 г/см³). Карбин встречается в природе в виде минерала чаоита (белые прожилки и вкрапления в графите) и получен искусственно - окислительной дегидрополиконденсацией ацетилена , действием лазерного излучения на графит, из углеводородов или CCl 4 в низкотемпературной плазме.

Карбин представляет собой мелкокристаллический порошок чёрного цвета (плотность 1,9-2 г/см³), обладает полупроводниковыми свойствами. Получен в искусственных условиях из длинных цепочек атомов углерода, уложенных параллельно друг другу.

Карбин - линейный полимер углерода. В молекуле карбина атомы углерода соединены в цепочки поочередно или тройными и одинарными связями (полиеновое строение), либо постоянно двойными связями (поликумуленовое строение). Это вещество впервые получено советскими химиками В. В. Коршаком, А. М. Сладковым, В. И. Касаточкиным и Ю. П. Кудрявцевым в начале 1960-х годов в Академии наук СССР . Карбин обладает полупроводниковыми свойствами, причём под воздействием света его проводимость сильно увеличивается. На этом свойстве основано первое практическое применение - в фотоэлементах .

Фуллерены и углеродные нанотрубки

Углерод известен также в виде кластерных частиц С 60 , С 70 , C 80 , C 90 , C 100 и подобных (фуллерены), а также графенов , нанотрубок и сложных структур - астраленов .

Аморфный углерод (строение)

В основе строения аморфного углерода лежит разупорядоченная структура монокристаллического (всегда содержит примеси) графита. Это кокс , бурые и каменные угли, техуглерод , сажа , активный уголь .

Графен

Графен - двумерная аллотропная модификация углерода, образованная слоем атомов углерода толщиной в один атом, соединенных посредством sp² связей в гексагональную двумерную кристаллическую решётку.

Нахождение в природе

Было оценено, что Земля в целом состоит из 730 ppm углерода, с содержанием 2000 ppm в ядре и 120 ppm в мантии и коре. Так как масса Земли 5,972⋅10 24 kg , то это предполагает наличие 4360 миллионов гигатонн углерода.

В этой статье мы рассмотрим элемент, входящий в состав периодической таблицы Д.И. Менделеева, а именно углерод. В современной номенклатуре он обозначается символом С, входит в четырнадцатую группу и является «участником» второго периода, имеет шестой порядковый номер, а его а.е.м. = 12.0107.

Атомные орбитали и их гибридизация

Начнем рассмотрение углерода с его орбиталей и их гибридизации - его главных особенностей, благодаря которым он и по сей день заставляет удивляться ученых всего мира. Каково же их строение?

Гибридизации атома углерода устроена таким образом, что валентные электроны занимают позиции на трех орбиталях, а именно: один находится на орбитали 2s, а два - на 2p-орбиталях. Последние две из трех орбиталей образуют угол, равный 90 градусам по отношению друг к другу, а 2s-орбиталь обладает сферической симметрией. Однако данная форма устройства рассматриваемых орбиталей не позволяет нам понять, почему же углерод, входя в органические соединения, образует углы в 120, 180 и 109.5 градусов. Формула электронного строения атома углерода выражает себя в следующем виде: (He) 2s 2 2p 2 .

Разрешение возникшего противоречия было сделано при помощи введения в оборот понятия гибридизации атомных орбиталей. Чтобы понять трехгранную, вариантную природу С, потребовалось создать три формы представления о его гибридизации. Главный вклад в появление и развитие данной концепции был сделан Лайнусом Полингом.

Свойства физического характера

Строение атома углерода обуславливает наличие ряда некоторых особенностей физического характера. Атомы этого элемента образуют простое вещество - углерод, который имеет модификации. Вариации изменений его строения могут придавать образовавшемуся веществу различные качественные характеристики. Причина наличия большого количества модификаций углерода заключается в его способности устанавливать и образовывать разнотипные связи химической природы.

Строение атома углерода может варьироваться, что позволяет ему иметь определенное количество изотопных форм. Углерод, находимый в природе, образуется при помощи двух изотопов в стабильном состоянии - 12 C и 13 C - и изотопа с радиоактивными свойствами - 14 С. Последний изотоп сосредотачивается в верхних слоях коры Земли и в атмосфере. Вследствие влияния космического излучения, а именно его нейтронов, на ядро атомов азота, образуется радиоактивный изотоп 14 С. После середины пятидесятых годов двадцатого века он стал попадать в окружающую среду в качестве техногенного продукта, образованного при работе АЭС, и вследствие использования водородной бомбы. Именно на процессе распада 14 С основывается методика радиоуглеродного датирования, нашедшая свое широкое применение в археологии и геологии.

Модификация углерода в аллотропной форме

В природе существует множество веществ, в состав которых входит углерод. Человек использует строение атома углерода в собственных целях при создании различных веществ, среди которых:

  1. Кристаллические углероды (алмазы, углеродные нанотрубки, волокна и проволоки, фуллерены и т.д.).
  2. Аморфные углероды (активированный и древесный уголь, различные виды кокса, техуглерод, сажа, нанопена и антрацит).
  3. Кластерные формы углерода (диуглероды, наноконусы и астраленовые соединения).

Структурные особенности атомного строения

Электронное строение атома углерода может обладать различной геометрией, которая зависит от уровня гибридизации орбиталей, которыми он обладает. Существует 3 главных вида геометрии:

  1. Тетраэдрическая - создается вследствие смещения четырех электронов, один из которых s-, а три принадлежат к p-электронам. Атом С занимается центральное положение в тетраэдре, связывается четырьмя равносильным сигма-связями с другими атомами, занимающими вершину данного тетраэдра. При таком геометрическом расположении углерода могут образоваться его аллотропные формы, например алмаз и лонсдейлит.
  2. Тригональная - обязана своим появлением смещению трех орбиталей, из которых одна s- и две p-. Здесь имеются три сигма-связи, которые находятся между собой в равносильной положении; они залегают в общей плоскости и придерживаются угла в 120 градусов по отношению друг к другу. Свободная р-орбиталь располагается перпендикулярно по отношению к плоскости сигма-связей. Подобной геометрией строения обладает графит.
  3. Диагональная - появляется благодаря смешиванию s- и p-электронов (гибридизация sp). Электронные облака вытягиваются вдоль общего направления и принимают форму несимметричной гантели. Свободные электроны создают π-связи. Данное строение геометрии в углероде дает начало появлению карбина, особой формы модификации.

Атомы углерода в природе

Строение и свойства атома углерода издавна рассматриваются человеком и используются с целью получения большого количества разнообразных веществ. Атомы этого элемента, благодаря своей уникальной способности образовывать разные химические связи и наличию гибридизации орбиталей, создают множество различных аллотропных модификаций при участии всего лишь одного элемента, из атомов одного типа, - углерода.

В природе углерод содержится в земной коре; принимает формы алмазов, графитов, различных горючих природных богатств, например, нефти, антрацита, бурого угля, сланцев, торфа и т.д. Входит в состав газов, используемых человеком в энергетической промышленности. Углерод в составе его диоксида заполняет гидросферу и атмосферу Земли, причем в воздухе доходит до 0.046%, а в воде - до шестидесяти раз больше.

В организме человека С содержится в количестве, приблизительно равном 21%, а выводиться преимущественно с мочой и выдыхаемым воздухом. Этот же элемент участвует в биологическом цикле, он поглощается растениями и расходуется в ходе процессов фотосинтеза.

Атомы углерода благодаря своей способности устанавливать разнообразные ковалентные связи и строить из них цепи, и даже циклы, могут создавать огромнейшее количество веществ органической природы. Помимо этого, данный элемент входит в состав солнечной атмосферы, пребывая в соединениях с водородом и азотом.

Свойства химической природы

Теперь рассмотрим строение и свойства атома углерода с химической точки зрения.

Важно знать, что углерод проявляет инертные свойства в условиях обычной температуры, но может показывать нам свойства восстановительного характера под влиянием высоких температур. Основные степени окисления: + - 4, иногда +2, а также +3.

Участвует в реакции с большим количеством элементов. Может вступать в реакции с водой, водородом, галогенами, щелочными металлами, кислотами, фтором, серой и т.д.

Строение атома углерода порождает невероятно огромное количество веществ, отделенных в отдельный класс. Такие соединения называются органическими и основываются на С. Это является возможным благодаря свойству атомов данного элемента образовывать полимерные цепи. Среди самых известных и обширных групп находятся протеины (белки), жиры, углеводы и углеводородные соединения.

Способы эксплуатации

Благодаря уникальному строения атома углерода и сопутствующим этому свойствам, элемент широко применяется человеком, например, при создании карандашей, выплавке металлических тиглей - здесь используют графит. Алмазы используются в качестве абразивных материалов, украшений, насадок для бормашин и т.д.

Фармакология и медицина также занимаются использованием углерода в разнообразных соединениях. Этот элемент входит в состав стали, служит основой для каждого органического вещества, участвует в процессе фотосинтеза и т.д.

Токсичность элемента

Строение атома элемента углерода заключает в себе наличие опасного воздействия на живую материю. Углерод попадает в мир вокруг нас в результате угольного сгорания на ТЭС, входит в состав газов, вырабатываемых автомобилями, в случае получения угольного концентрата и т.д.

Высок процент содержания углерода в аэрозолях, что влечет за собой увеличение процента заболеваемости людей. Чаще всего страдают верхние дыхательные пути и легкие. Некоторые заболевания можно относить к профессиональным, например, пылевой бронхит и болезни группы пневмокониоза.

14 С - токсичен, а силу его влияния определяет радиационное взаимодействие с β-частицами. Этот атом входит в составы биологических молекул, в том числе содержится в дезокси- и рибонуклеиновых кислотах. Допустимым количеством 14 С в воздухе рабочей зоны считается отметка в 1.3Бк/л. Максимальное количество поступающего в организм углерода во время дыхания равно соответствует 3.2*10 8 Бк/год.

СХОЖИЕ СТАТЬИ