Čovjek je sazdan od ugljika. Značajke strukture ugljikovog atoma. Interakcija silicija sa složenim tvarima

MOU "Nikiforovskaya srednja škola br. 1"

Ugljik i njegovi glavni anorganski spojevi

sažetak

Izvršio: učenik 9B razreda

Sidorov Aleksandar

Učitelj: Sakharova L.N.

Dmitrievka 2009

Uvod

Poglavlje I. Sve o ugljiku

1.1. ugljika u prirodi

1.2. Alotropske modifikacije ugljika

1.3. Kemijska svojstva ugljika

1.4. Primjena ugljika

poglavlje II. Anorganski spojevi ugljika

Zaključak

Književnost

Uvod

Ugljik (lat. Carboneum) C je kemijski element IV skupine Mendeljejeva periodnog sustava: atomski broj 6, atomska masa 12,011(1). Razmotrite strukturu ugljikovog atoma. Na vanjskoj energetskoj razini ugljikovog atoma nalaze se četiri elektrona. Prikažimo to grafički:

Ugljik je poznat od davnina, a ime pronalazača ovog elementa je nepoznato.

Krajem XVII stoljeća. Firentinski znanstvenici Averani i Targioni pokušali su stopiti nekoliko malih dijamanata u jedan veliki i zagrijati ih uz pomoć gorućeg stakla sunčevim zrakama. Dijamanti su nestali nakon što su izgorjeli u zraku. Godine 1772. francuski kemičar A. Lavoisier pokazao je da pri izgaranju dijamanta nastaje CO 2 . Tek 1797. godine engleski znanstvenik S. Tennant dokazao je identičnost prirode grafita i ugljena. Nakon spaljivanja jednakih količina ugljena i dijamanta, pokazalo se da su volumeni ugljičnog monoksida (IV) isti.

Raznolikost ugljikovih spojeva, koja se objašnjava sposobnošću njegovih atoma da se na različite načine spajaju međusobno i s atomima drugih elemenata, određuje poseban položaj ugljika među ostalim elementima.

Poglavlje ja . Sve o ugljiku

1.1. ugljika u prirodi

Ugljik se u prirodi nalazi u slobodnom stanju iu obliku spojeva.

Slobodni ugljik javlja se kao dijamant, grafit i karbin.

Dijamanti su vrlo rijetki. Najveći poznati dijamant - "Cullinan" pronađen je 1905. godine u Južnoafričkoj Republici, težio je 621,2 g i bio je dimenzija 10 × 6,5 × 5 cm. Dijamantni fond u Moskvi čuva jedan od najvećih i najljepših dijamanata na svijetu - "Orlov" (37,92 g).

Dijamant je dobio ime od grč. "adamas" - nepobjediv, neuništiv. Najznačajnija nalazišta dijamanata nalaze se u Južnoj Africi, Brazilu i Jakutiji.

Velika nalazišta grafita nalaze se u Njemačkoj, na Šri Lanki, u Sibiru, na Altaju.

Glavni minerali koji sadrže ugljik su: magnezit MgCO 3, kalcit (vapnenac, vapnenac, mramor, kreda) CaCO 3, dolomit CaMg (CO 3) 2 itd.

Sva fosilna goriva - nafta, plin, treset, kameni i mrki ugljen, škriljevac - izgrađena su na bazi ugljika. Po sastavu bliski ugljiku su neki fosilni ugljeni koji sadrže do 99% C.

Ugljik čini 0,1% zemljine kore.

U obliku ugljikovog monoksida (IV) CO 2 ugljik je dio atmosfere. Velika količina CO 2 otopljena je u hidrosferi.

1.2. Alotropske modifikacije ugljika

Elementarni ugljik tvori tri alotropske modifikacije: dijamant, grafit, karbin.

1. Dijamant je bezbojna, prozirna kristalna tvar koja izuzetno jako lomi svjetlosne zrake. Atomi ugljika u dijamantu su u stanju sp 3 hibridizacije. U pobuđenom stanju valentni elektroni u atomima ugljika se rasparavaju i nastaju četiri nesparena elektrona. Kada se kemijske veze formiraju, oblaci elektrona dobivaju isti izduženi oblik i nalaze se u prostoru tako da su njihove osi usmjerene prema vrhovima tetraedra. Kada se vrhovi ovih oblaka preklapaju s oblacima drugih atoma ugljika, pojavljuju se kovalentne veze pod kutom od 109°28", te nastaje atomska kristalna rešetka, karakteristična za dijamant.

Svaki atom ugljika u dijamantu okružen je s četiri druga koja se nalaze od njega u smjerovima od središta tetraedara prema vrhovima. Udaljenost između atoma u tetraedrima je 0,154 nm. Snaga svih veza je ista. Dakle, atomi u dijamantu su "upakirani" vrlo čvrsto. Na 20°C gustoća dijamanta je 3,515 g/cm 3 . To objašnjava njegovu izuzetnu tvrdoću. Dijamant je loš vodič električne struje.

Godine 1961. u Sovjetskom Savezu započela je industrijska proizvodnja sintetičkih dijamanata iz grafita.

U industrijskoj sintezi dijamanata koriste se tlakovi od tisuća MPa i temperature od 1500 do 3000°C. Proces se odvija u prisustvu katalizatora, a to mogu biti neki metali, poput Ni. Većina formiranih dijamanata su mali kristali i dijamantna prašina.

Dijamant se, kada se zagrijava bez pristupa zraku iznad 1000 ° C, pretvara u grafit. Na 1750°C dolazi do brze transformacije dijamanta u grafit.

Struktura dijamanta

2. Grafit je sivo-crna kristalna tvar s metalnim sjajem, masna na dodir, inferiorna u tvrdoći čak i papiru.

Atomi ugljika u kristalima grafita su u stanju sp 2 hibridizacije: svaki od njih tvori tri kovalentne σ veze sa susjednim atomima. Kutovi između pravaca veze su 120°. Rezultat je mreža sastavljena od pravilnih šesterokuta. Udaljenost između susjednih jezgri ugljikovih atoma unutar sloja je 0,142 nm. Četvrti elektron vanjskog sloja svakog atoma ugljika u grafitu zauzima p-orbitalu, koja nije uključena u hibridizaciju.

Nehibridni elektronski oblaci ugljikovih atoma orijentirani su okomito na ravninu sloja, a preklapajući se jedan s drugim, tvore delokalizirane σ-veze. Susjedni slojevi u kristalu grafita nalaze se na udaljenosti od 0,335 nm jedan od drugog i slabo su međusobno povezani, uglavnom van der Waalsovim silama. Zbog toga grafit ima malu mehaničku čvrstoću i lako se cijepa na ljuskice koje su same po sebi vrlo čvrste. Veza između slojeva ugljikovih atoma u grafitu je djelomično metalna. To objašnjava činjenicu da grafit dobro provodi struju, ali ipak ne tako dobro kao metali.

grafitna struktura

Fizička svojstva u grafitu jako se razlikuju u smjerovima - okomito i paralelno sa slojevima ugljikovih atoma.

Kada se zagrijava bez pristupa zraku, grafit se ne mijenja do 3700°C. Na ovoj temperaturi sublimira bez topljenja.

Umjetni grafit dobiva se iz najkvalitetnijeg kamenog ugljena na 3000°C u električnim pećima bez pristupa zraka.

Grafit je termodinamički stabilan u širokom rasponu temperatura i tlakova, pa je prihvaćen kao standardno stanje ugljika. Gustoća grafita je 2,265 g/cm 3 .

3. Carbin - sitnozrnati crni barut. U svojoj kristalnoj strukturi atomi ugljika povezani su izmjeničnim jednostrukim i trostrukim vezama u linearne lance:

−S≡S−S≡S−S≡S−

Ovu tvar prvi je dobio V.V. Korshak, A.M. Sladkov, V.I. Kasatočkin, Ju.P. Kudrjavcev početkom 1960-ih.

Naknadno je pokazano da karbin može postojati u različitim oblicima i da sadrži i poliacetilenske i polikumulenske lance u kojima su ugljikovi atomi povezani dvostrukim vezama:

C=C=C=C=C=C=

Kasnije je karabin pronađen u prirodi – u meteoritskoj materiji.

Carbyne ima svojstva poluvodiča, pod djelovanjem svjetlosti njegova vodljivost se jako povećava. Zbog postojanja različitih vrsta veza i različitih načina slaganja lanaca ugljikovih atoma u kristalnoj rešetki, fizikalna svojstva karbina mogu varirati u širokom rasponu. Kada se zagrijava bez pristupa zraku iznad 2000 ° C, karabin je stabilan; na temperaturama od oko 2300 ° C opaža se njegov prijelaz u grafit.

Prirodni ugljik sastoji se od dva izotopa (98,892%) i (1,108%). Osim toga, u atmosferi su pronađene manje nečistoće radioaktivnog izotopa koji se dobiva umjetnim putem.

Ranije se vjerovalo da su ugljen, čađa i koks po sastavu slični čistom ugljiku i razlikuju se po svojstvima od dijamanta i grafita, predstavljaju neovisnu alotropsku modifikaciju ugljika ("amorfni ugljik"). Međutim, utvrđeno je da se te tvari sastoje od najmanjih kristalnih čestica u kojima su atomi ugljika povezani na isti način kao u grafitu.

4. Ugljen - fino usitnjeni grafit. Nastaje tijekom toplinske razgradnje spojeva koji sadrže ugljik bez pristupa zraka. Ugljeni se značajno razlikuju po svojstvima ovisno o tvari od koje su dobiveni i načinu pripreme. Uvijek sadrže nečistoće koje utječu na njihova svojstva. Najvažnije vrste ugljena su koks, drveni ugljen i čađa.

Koks se dobiva zagrijavanjem ugljena u nedostatku zraka.

Drveni ugljen nastaje kada se drvo zagrijava u nedostatku zraka.

Čađa je vrlo fini grafitni kristalni prah. Nastaje izgaranjem ugljikovodika (zemni plin, acetilen, terpentin i dr.) uz ograničen pristup zraka.

Aktivni ugljen je porozni industrijski adsorbens koji se sastoji uglavnom od ugljika. Adsorpcija je apsorpcija plinova i otopljenih tvari na površini čvrstih tvari. Aktivni ugljik dobiva se iz krutih goriva (treset, mrki i kameni ugljen, antracit), drva i njegovih proizvoda (ugljen, piljevina, otpad od proizvodnje papira), otpadaka kožarske industrije, životinjskih materijala, poput kostiju. Ugljen, koji se odlikuje visokom mehaničkom čvrstoćom, proizvodi se od ljuski kokosa i drugih orašastih plodova, od sjemenki voća. Struktura ugljena predstavljena je porama svih veličina, međutim, adsorpcijski kapacitet i brzina adsorpcije određeni su sadržajem mikropora po jedinici mase ili volumena granula. U proizvodnji aktivnog ugljena sirovina se najprije podvrgava toplinskoj obradi bez pristupa zraka, čime se iz nje uklanja vlaga i djelomično smola. U tom slučaju nastaje struktura ugljena s velikim porama. Da bi se dobila mikroporozna struktura, aktivacija se provodi ili oksidacijom plinom ili parom, ili obradom kemijskim reagensima.

1.3. Kemijska svojstva ugljika

Na običnim temperaturama dijamant, grafit, ugljen su kemijski inertni, ali na visokim temperaturama njihova aktivnost raste. Kao što slijedi iz strukture glavnih oblika ugljika, ugljen lakše reagira od grafita, a još više od dijamanta. Grafit ne samo da je reaktivniji od dijamanta, već, reagirajući s određenim tvarima, može stvoriti proizvode koje dijamant ne stvara.

1. Kao oksidacijsko sredstvo, ugljik reagira s određenim metalima na visokim temperaturama i stvara karbide:

ZS + 4Al \u003d Al 4 C 3 (aluminijev karbid).

2. S vodikom ugljen i grafit tvore ugljikovodike. Najjednostavniji predstavnik - metan CH 4 - može se dobiti u prisutnosti Ni katalizatora na visokoj temperaturi (600-1000 ° C):

C + 2H2CH4.

3. U interakciji s kisikom, ugljik pokazuje redukcijska svojstva. Potpunim izgaranjem ugljika bilo koje alotropske modifikacije nastaje ugljikov monoksid (IV):

C + O 2 \u003d CO 2.

Nepotpunim izgaranjem nastaje ugljikov monoksid (II) CO:

C + O 2 \u003d 2CO.

Obje reakcije su egzotermne.

4. Reducirajuća svojstva ugljena posebno su izražena u interakciji s metalnim oksidima (cink, bakar, olovo itd.), na primjer:

C + 2CuO \u003d CO 2 + 2Cu,

C + 2ZnO = CO 2 + 2Zn.

Na tim reakcijama temelji se najvažniji proces metalurgije – taljenje metala iz ruda.

U drugim slučajevima, na primjer, u interakciji s kalcijevim oksidom nastaju karbidi:

CaO + 3C \u003d CaC 2 + CO.

5. Ugljen se oksidira vrućom koncentriranom sumpornom i dušičnom kiselinom:

C + 2H 2 SO 4 \u003d CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O,

ZS + 4HNO 3 \u003d ZSO 2 + 4NO + 2H 2 O.

Svi oblici ugljika su otporni na lužine!

1.4. Primjena ugljika

Dijamanti se koriste za obradu raznih tvrdih materijala, za rezanje, brušenje, bušenje i graviranje stakla, za bušenje stijena. Dijamanti se nakon brušenja i rezanja pretvaraju u dijamante koji se koriste kao nakit.

Grafit je najvrjedniji materijal za modernu industriju. Grafit se koristi za izradu kalupa, lonaca za taljenje i drugih vatrostalnih proizvoda. Zbog visoke kemijske otpornosti grafit se koristi za izradu cijevi i aparata koji su iznutra obloženi grafitnim pločama. Značajne količine grafita koriste se u elektroindustriji, na primjer, u proizvodnji elektroda. Grafit se koristi za izradu olovaka i nekih boja, kao mazivo. Vrlo čisti grafit koristi se u nuklearnim reaktorima za umjerenje neutrona.

Linearni polimer ugljika, karbin, privlači pozornost znanstvenika kao obećavajući materijal za proizvodnju poluvodiča koji mogu raditi na visokim temperaturama i ultra jakim vlaknima.

Ugljen se koristi u metalurškoj industriji, u kovačnici.

Koks se koristi kao redukcijsko sredstvo pri taljenju metala iz ruda.

Čađa se koristi kao punilo za gumu za povećanje čvrstoće, pa su automobilske gume crne. Čađa se također koristi kao komponenta tiskarskih boja, tinte i paste za cipele.

Aktivni ugljen se koristi za pročišćavanje, ekstrakciju i odvajanje raznih tvari. Aktivni ugljen se koristi kao punilo za plinske maske i kao sorbent u medicini.

Poglavlje II . Anorganski spojevi ugljika

Ugljik tvori dva oksida - ugljikov monoksid (II) CO i ugljikov monoksid (IV) CO 2.

Ugljični monoksid (II) CO je plin bez boje i mirisa, slabo topiv u vodi. Zove se ugljični monoksid jer je vrlo otrovan. Ulazeći u krv tijekom disanja, brzo se spaja s hemoglobinom, tvoreći jak spoj karboksihemoglobina, čime hemoglobin lišava sposobnosti prijenosa kisika.

Pri udisanju zraka koji sadrži 0,1% CO čovjek može naglo izgubiti svijest i umrijeti. Ugljični monoksid nastaje pri nepotpunom izgaranju goriva, zbog čega je prerano zatvaranje dimnjaka toliko opasno.

Ugljični monoksid (II) se, kao što već znate, odnosi na okside koji ne stvaraju sol, budući da, budući da je nemetalni oksid, mora reagirati s alkalijama i bazičnim oksidima da bi se formirala sol i voda, ali to se ne opaža.

2CO + O 2 \u003d 2CO 2.

Ugljični monoksid (II) može uzeti kisik iz metalnih oksida, tj. oporaviti metale iz njihovih oksida.

Fe 2 O 3 + ZSO \u003d 2Fe + ZSO 2.

Upravo to svojstvo ugljičnog monoksida (II) koristi se u metalurgiji za taljenje željeza.

Ugljični monoksid (IV) CO 2 - obično poznat kao ugljikov dioksid - bezbojan je plin bez mirisa. Otprilike je jedan i pol puta teži od zraka. U normalnim uvjetima, 1 volumen ugljičnog dioksida se otapa u 1 volumenu vode.

Pri tlaku od oko 60 atm ugljikov dioksid prelazi u bezbojnu tekućinu. Kada tekući ugljični dioksid ispari, dio se pretvara u čvrstu masu nalik snijegu, koja se preša u industriji - to je "suhi led" koji se koristi za skladištenje hrane. Već znate da kruti ugljikov dioksid ima molekularnu rešetku i sposoban je sublimirati.

Ugljični dioksid CO 2 tipičan je kiseli oksid: reagira s alkalijama (na primjer, uzrokuje zamućenje vapnene vode), s bazičnim oksidima i s vodom.

Ne gori i ne podržava gorenje te se stoga koristi za gašenje požara. Međutim, magnezij nastavlja sagorijevati u ugljičnom dioksidu stvarajući oksid i oslobađajući ugljik kao čađu.

CO2 + 2Mg \u003d 2MgO + C.

Ugljični dioksid se dobiva djelovanjem na soli ugljične kiseline - karbonate s otopinama klorovodične, dušične, pa čak i octene kiseline. U laboratoriju se ugljikov dioksid proizvodi djelovanjem klorovodične kiseline na kredu ili mramor.

CaCO3 + 2HCl \u003d CaCl2 + H20 + C02.

U industriji se ugljikov dioksid proizvodi spaljivanjem vapnenca:

CaCO 3 \u003d CaO + C0 2.

Ugljični dioksid, osim već spomenutog područja primjene, koristi se i za proizvodnju gaziranih pića te za proizvodnju soda.

Otapanjem ugljikovog monoksida (IV) u vodi nastaje ugljična kiselina H 2 CO 3 koja je vrlo nestabilna i lako se raspada na svoje izvorne sastojke - ugljikov dioksid i vodu.

Kao dvobazna kiselina, ugljična kiselina tvori dva niza soli: srednje - karbonate, na primjer CaCO 3, i kisele - bikarbonate, na primjer Ca (HCO 3) 2. Od karbonata samo su kalijeve, natrijeve i amonijeve soli topljive u vodi. Kisele soli obično su topive u vodi.

S viškom ugljičnog dioksida u prisutnosti vode karbonati se mogu pretvoriti u ugljikovodike. Dakle, ako se ugljični dioksid propusti kroz vapnenu vodu, tada će se ona prvo zamutiti zbog taloženja u vodi netopivog kalcijevog karbonata, no daljnjim prolaskom ugljičnog dioksida zamućenje nestaje kao posljedica stvaranja topljivog kalcijevog bikarbonata. :

CaCO3 + H2O + CO2 \u003d Ca (HCO3) 2.

Prisutnost ove soli objašnjava privremenu tvrdoću vode. Zašto privremeno? Jer kada se zagrijava, topljivi kalcijev bikarbonat pretvara se natrag u netopljivi karbonat:

Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 ↓ + H 2 0 + C0 2.

Ova reakcija dovodi do stvaranja kamenca na stjenkama bojlera, cijevima parnog grijanja i kuhala za vodu, au prirodi kao rezultat te reakcije u špiljama nastaju bizarni stalaktiti koji vise prema dolje, prema kojima odozdo rastu stalagmiti.

Druge soli kalcija i magnezija, posebice kloridi i sulfati, daju vodi trajnu tvrdoću. Trajna tvrdoća kipuće vode ne može se eliminirati. Morate koristiti još jedan karbonat - soda.

Na 2 CO 3, koji taloži ove ione Ca 2+, na primjer:

CaCl 2 + Na 2 CO 3 \u003d CaCO 3 ↓ + 2NaCl.

Soda se također može koristiti za uklanjanje privremene tvrdoće vode.

Karbonati i bikarbonati mogu se otkriti pomoću kiselih otopina: kada su izloženi kiselinama, uočava se karakteristično "vrenje" zbog oslobođenog ugljičnog dioksida.

Ova reakcija je kvalitativna reakcija na soli ugljične kiseline.

Zaključak

Sav život na zemlji temelji se na ugljiku. Svaka molekula živog organizma izgrađena je na temelju ugljičnog kostura. Atomi ugljika neprestano migriraju iz jednog dijela biosfere (uskog omotača Zemlje u kojem postoji život) u drugi. Na primjeru ciklusa ugljika u prirodi može se pratiti dinamika života na našem planetu u dinamici.

Glavne rezerve ugljika na Zemlji nalaze se u obliku ugljičnog dioksida sadržanog u atmosferi i otopljenog u oceanima, odnosno ugljičnog dioksida (CO 2 ). Razmotrimo najprije molekule ugljičnog dioksida u atmosferi. Biljke apsorbiraju te molekule, zatim se u procesu fotosinteze atom ugljika pretvara u razne organske spojeve i tako uključuje u strukturu biljaka. Slijedi nekoliko opcija:

1. Ugljik može ostati u biljkama sve dok biljke ne umru. Zatim će njihove molekule pojesti dekompozitori (organizmi koji se hrane mrtvom organskom tvari i pritom je razgrađuju na jednostavne anorganske spojeve), poput gljiva i termita. Na kraju će se ugljik vratiti u atmosferu kao CO 2 ;

2. Biljke mogu jesti biljojedi. U tom slučaju, ugljik će se ili vratiti u atmosferu (tijekom disanja životinja i tijekom njihove razgradnje nakon smrti), ili će biljojede pojesti mesojedi (i tada će se ugljik ponovno vratiti u atmosferu na iste načine);

3. Biljke mogu umrijeti i završiti pod zemljom. Onda će se na kraju pretvoriti u fosilna goriva - na primjer, u ugljen.

U slučaju otapanja izvorne molekule CO 2 u morskoj vodi također je moguće nekoliko opcija:

Ugljični dioksid se jednostavno može vratiti u atmosferu (ova vrsta međusobne izmjene plinova između oceana i atmosfere događa se cijelo vrijeme);

Ugljik može ući u tkiva morskih biljaka ili životinja. Zatim će se postupno akumulirati u obliku sedimenata na dnu oceana i na kraju pretvoriti u vapnenac ili ponovno iz sedimenata prijeći u morsku vodu.

Nakon što se ugljik ugradi u sedimente ili fosilna goriva, uklanja se iz atmosfere. Tijekom postojanja Zemlje, tako povučeni ugljik zamjenjivao se ugljičnim dioksidom koji se ispuštao u atmosferu tijekom vulkanskih erupcija i drugih geotermalnih procesa. U suvremenim uvjetima tim prirodnim čimbenicima pribrajaju se i emisije nastale ljudskim izgaranjem fosilnih goriva. Zbog utjecaja CO 2 na efekt staklenika, proučavanje ciklusa ugljika postalo je važan zadatak za atmosferske znanstvenike.

Sastavni dio ovih pretraga je određivanje količine CO 2 prisutnog u biljnim tkivima (na primjer, u novozasađenoj šumi) - znanstvenici to nazivaju ponorom ugljika. Dok vlade diljem svijeta pokušavaju postići međunarodni sporazum za ograničavanje emisija CO 2 , pitanje ravnoteže između ponora ugljika i emisija ugljika u pojedinačnim zemljama postalo je glavni kamen razdora za industrijalizirane zemlje. No, znanstvenici sumnjaju da se nakupljanje ugljičnog dioksida u atmosferi može zaustaviti samo šumskim plantažama.

Ugljik neprestano cirkulira u Zemljinoj biosferi zatvorenim međusobno povezanim putovima. Trenutačno se učinci izgaranja fosilnih goriva dodaju prirodnim procesima.

Književnost:

1. Akhmetov N.S. Kemija 9. razred: udžbenik. za opće obrazovanje udžbenik ustanove. - 2. izd. – M.: Prosvjetljenje, 1999. – 175 str.: ilustr.

2. Gabrielyan O.S. Kemija 9. razred: udžbenik. za opće obrazovanje udžbenik ustanove. - 4. izd. - M.: Bustard, 2001. - 224 str.: ilustr.

3. Gabrielyan O.S. Kemija 8-9 razreda: metoda. džeparac. - 4. izd. – M.: Bustard, 2001. – 128 str.

4. Erošin D.P., Šiškin E.A. Metode rješavanja zadataka iz kemije: udžbenik. džeparac. – M.: Prosvjetljenje, 1989. – 176 str.: ilustr.

5. Kremenchugskaya M. Kemija: Priručnik za školarce. – M.: Filol. Društvo "RIJEČ": LLC "Izdavačka kuća AST", 2001. - 478 str.

6. Kritsman V.A. Čitanka iz anorganske kemije. – M.: Prosvjetljenje, 1986. – 273 str.

Ugljik je, možda, glavni i najčudesniji kemijski element na Zemlji, jer uz njegovu pomoć nastaje ogroman broj različitih spojeva, kako anorganskih tako i organskih. Ugljik je osnova svih živih bića, možemo reći da je ugljik, uz vodu i kisik, osnova života na našem planetu! Ugljik ima različite oblike koji nisu slični ni po svojim fizikalno-kemijskim svojstvima ni po izgledu. Ali sve je to karbon!

Povijest otkrića ugljika

Ugljik je poznat čovječanstvu od davnina. Grafit i ugljen koristili su stari Grci, a dijamanti u Indiji. Istina, spojevi slični izgledom često su pogrešno smatrani grafitom. Međutim, grafit se široko koristio u antici, posebno za pisanje. Čak i njegovo ime dolazi od grčke riječi "grapho" - "pišem". Grafit se sada koristi u olovkama. Dijamantima se počelo trgovati u Brazilu u prvoj polovici 18. stoljeća, od tada su otkrivena mnoga nalazišta, a 1970. godine razvijena je tehnologija za dobivanje umjetnih dijamanata. Takvi umjetni dijamanti koriste se u industriji, dok se prirodni, pak, koriste u nakitu.

ugljika u prirodi

Najznačajnija količina ugljika skuplja se u atmosferi i hidrosferi u obliku ugljičnog dioksida. Atmosfera sadrži oko 0,046% ugljika, a još više - u otopljenom obliku u Svjetskom oceanu.

Osim toga, kao što smo vidjeli gore, ugljik je osnova živih organizama. Na primjer, ljudsko tijelo od 70 kg sadrži oko 13 kg ugljika! To je samo u jednoj osobi! A ugljik se također nalazi u svim biljkama i životinjama. Pa razmislite...

Kruženje ugljika u prirodi

Alotropske modifikacije ugljika

Ugljik je jedinstveni kemijski element koji tvori takozvane alotropske modifikacije ili, jednostavnije, različite oblike. Ove modifikacije se dijele na kristalne, amorfne i u obliku klastera.

Modifikacije kristala imaju ispravnu kristalnu rešetku. U ovu grupu spadaju: dijamant, fulerit, grafit, lonsdaleit, karbonska vlakna i cijevi. Velika većina kristalnih modifikacija ugljika nalazi se na prvom mjestu na ljestvici "Najteži materijali na svijetu".

Amorfne oblike tvori ugljik s malim primjesama drugih kemijskih elemenata. Glavni predstavnici ove skupine su: ugljen (kameni, drveni, aktivirani), čađa, antracit.

Najsloženiji i visokotehnološki su ugljikovi spojevi u obliku klastera. Klasteri su posebna struktura u kojoj su atomi ugljika raspoređeni tako da tvore šuplji oblik koji je iznutra ispunjen atomima drugih elemenata, poput vode. Nema toliko predstavnika u ovoj skupini, uključuje ugljikove nanokone, astralene i dikarbon.

Primjena ugljika

Ugljik i njegovi spojevi od velike su važnosti u životu čovjeka. Ugljik čini glavne vrste goriva na Zemlji - prirodni plin i naftu. Ugljikovi spojevi naširoko se koriste u kemijskoj i metalurškoj industriji, u građevinarstvu, inženjerstvu i medicini. Alotropske modifikacije u obliku dijamanata koriste se u nakitu, fullerit i lonsdaleite u raketnoj znanosti. Od spojeva ugljika izrađuju se razna maziva za mehanizme, tehničku opremu i još mnogo toga. Današnja industrija ne može bez ugljika, koristi se posvuda!

Razmatranje strukturnih značajki ugljikovog atoma i njegovog elektronskog stanja temeljno je za ispravno razumijevanje teorije kemijske strukture. Razmotrimo prvo položaj ugljika u periodnom sustavu (PS). Radi lakšeg karakteriziranja elementa pomoću PS-a, može se koristiti sljedeći algoritam:

Serijski broj element (#) ga definira nuklearni naboj (broj naboja Z), a time i broj protona N$p^+$ (simbol protona - $p_1^+$) i ukupan broj elektrona N$\bar(e)$ (simbol elektrona - $\bar(e)$) u jezgri. Za ugljik, redni broj je 6, stoga se jezgra atoma ugljika sastoji od 6 protona i 6 elektrona. Shematski se ovo razmišljanje može napisati na sljedeći način: №$ (C)=6 \Rightarrow Z = 6; \hspace(2pt)N\bar(e) = 6$.

Atomska masa element, odn maseni broj izotopa (A)jednak je zbroju masa protona i neutrona (oznaka neutrona je $n_1^0$) u jezgri, stoga se iz te razlike može izračunati broj neutrona N. Za ugljik je atomska masa 12 a.m.u. stoga je broj neutrona u ugljikovom atomu 6.Shematski zapis: $A(C) =12 \textrm(amu) \Rightarrow N =A-Z=12-6=6$.

broj razdoblja, u kojem se element u PS nalazi, brojčano je jednak glavna (radijalna)kvantni broj n i određuje broj energetskih razina u atomu. Ponekad postoji još jedna oznaka glavnog kvantnog broja - $n_r$(prema Sommerfeldu). Ugljik je u drugoj periodi PS-a, dakle, ima dvije energetske razine, glavni kvantni broj je 2. Shematski zapis: br. = 2 => n = 2.

Broj grupe, u kojem se element nalazi u PS, odgovara broju elektrona u vanjskoj energetskoj razini. Ugljik se nalazi u IV skupini glavne podskupine, dakle, ima 4 elektrona na vanjskoj energetskoj razini.Shematski zapis: br gr. = IV => N$\bar(e)_\textrm(valencija)$ = 4.

Sumirajući, može se reći da u osnovno (nepobuđeno) stanje na vanjskoj energetskoj razini ugljikovog atoma nalaze se 4 valentna elektrona, dok s-elektroni tvore elektronski par, a 2 p-elektrona nisu sparena.

Za sloj valentnih elektrona atoma ugljika glavni kvantni broj n je 2, orbitalni kvantni broj l je 0, što odgovara s-orbitali i jednako je 1 za p-orbitale; magnetski kvantni broj m = –l, 0, +l; odnosno m = 0 (za l = 0) i m = –1, 0, 1 (za l = 1).

Definicija

Atomska orbitala (AO) naziva se grafička trodimenzionalna slika gustoće elektrona, odnosno područja prostora u kojem je vjerojatnost pronalaska elektrona najveća.

U organskim spojevima ugljikov atom je uvijek četverovalentan, što znači da sva 4 valentna elektrona sudjeluju u stvaranju kemijske veze. Ali u stvaranju veze sudjeluju samo nespareni elektroni! Da bi se objasnio nesklad između pojma valencije i elektronske strukture ugljikovog atoma, treba primijeniti model pobuđeno stanje atoma ugljika $C^*$, dopuštajući prijelaz elektrona s 2s- na 2p-podrazinu:

U ovom slučaju, energija potrošena na prijelaz elektrona kompenzira se energijom koja se oslobađa tijekom stvaranja dvije dodatne veze. Međutim, ovaj model pretpostavlja da se elektron nalazi u četiri "čiste" orbitale - jednoj s i tri p.

Tada u pobuđenom stanju atoma energija s-orbitale mora biti manja od energije nastanka p-orbitale. Zapravo to nije istina. Studije pokazuju da je energija sve četiri orbitale nastale kao rezultat "skoka" elektrona približno jednaka, odnosno energije stvaranja veza u molekuli s istim heteroatomima (na primjer, atomi vodika u metan) također su približno jednake, a energija svake od novonastalih orbitala veća je od energije "čiste" s-orbitale, ali manja od energije "čiste" p-orbitale.

• Oznaka - C (ugljik);
• Razdoblje - II;
• Grupa - 14 (IVa);
• Atomska masa - 12,011;
• Atomski broj - 6;
• Polumjer atoma = 77 pm;
• Kovalentni polumjer = 77 pm;
• Raspodjela elektrona - 1s 2 2s 2 2p 2;
• talište = 3550°C;
• vrelište = 4827°C;
• Elektronegativnost (prema Paulingu / prema Alpredu i Rochovu) = 2,55 / 2,50;
• Oksidacijsko stanje: +4, +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3, -4;
• Gustoća (n.a.) \u003d 2,25 g / cm 3 (grafit);
• Molarni volumen = 5,3 cm3/mol.

Ugljik u obliku drvenog ugljena poznat je čovjeku od pamtivijeka, stoga nema smisla govoriti o datumu njegovog otkrića. Naime, ugljik je svoje ime dobio 1787. godine, kada je objavljena knjiga "Metoda kemijske nomenklature", u kojoj se umjesto francuskog naziva "čisti ugljen" (charbone pur) pojavljuje pojam "ugljik" (carbone).

Ugljik ima jedinstvenu sposobnost formiranja polimernih lanaca neograničene duljine, čime je nastala ogromna klasa spojeva koje proučava posebna grana kemije - organska kemija. Organski spojevi ugljika temelj su života na Zemlji, stoga nema smisla govoriti o važnosti ugljika kao kemijskog elementa - on je osnova života na Zemlji.

Sada razmotrite ugljik sa stajališta anorganske kemije.

Riža. Građa atoma ugljika.

Elektronska konfiguracija ugljika je 1s 2 2s 2 2p 2 (vidi Elektronička struktura atoma). Na vanjskoj energetskoj razini ugljik ima 4 elektrona: 2 uparena na s-podrazini + 2 nesparena na p-orbitalama. Kada atom ugljika prijeđe u pobuđeno stanje (zahtijeva troškove energije), jedan elektron sa s-podrazine "napušta" svoj par i odlazi na p-podrazinu, gdje postoji jedna slobodna orbitala. Dakle, u pobuđenom stanju elektronska konfiguracija atoma ugljika ima sljedeći oblik: 1s 2 2s 1 2p 3 .

Riža. Prijelaz atoma ugljika u pobuđeno stanje.

Takva "rokada" značajno proširuje valentne mogućnosti atoma ugljika, koji mogu preuzeti oksidacijsko stanje od +4 (u spojevima s aktivnim nemetalima) do -4 (u spojevima s metalima).

U nepobuđenom stanju atom ugljika u spojevima ima valenciju 2, npr. CO (II), a u pobuđenom stanju 4: CO 2 (IV).

"Jedinstvenost" atoma ugljika leži u činjenici da postoje 4 elektrona na njegovoj vanjskoj energetskoj razini, stoga, za dovršetak razine (kojoj zapravo teže atomi bilo kojeg kemijskog elementa), može i dati i pričvrstiti s istim "uspjehom" elektrone da tvore kovalentne veze (vidi Kovalentna veza).

Ugljik kao jednostavna tvar

Kao jednostavna tvar, ugljik može biti u obliku nekoliko alotropskih modifikacija:

• Dijamant
• Grafit
• fuleren
• Karabin

Dijamant

Riža. Kristalna rešetka dijamanta.

Svojstva dijamanta:

• bezbojna kristalna tvar;
• najtvrđa tvar u prirodi;
• ima snažan refrakcijski učinak;
• loš vodič topline i elektriciteta.

Riža. Dijamantni tetraedar.

Izuzetna tvrdoća dijamanta objašnjava se građom njegove kristalne rešetke koja ima oblik tetraedra - u središtu tetraedra nalazi se atom ugljika, koji je jednako čvrstim vezama povezan sa četiri susjedna atoma koji tvore vrhove tetraedra (vidi gornju sliku). Takva "konstrukcija" je pak povezana sa susjednim tetraedrima.

Grafit

Riža. Grafitna kristalna rešetka.

Svojstva grafita:

• meka kristalna tvar sive boje slojevite strukture;
• ima metalni sjaj;
• dobro provodi struju.

U grafitu atomi ugljika tvore pravilne šesterokute koji leže u istoj ravnini, organizirani u beskonačne slojeve.

U grafitu, kemijske veze između susjednih atoma ugljika formiraju tri valentna elektrona svakog atoma (prikazana plavom bojom na donjoj slici), dok četvrti elektron (prikazan crvenom bojom) svakog atoma ugljika, smješten u p-orbitali , koji leži okomito na ravninu grafitnog sloja, ne sudjeluje u stvaranju kovalentnih veza u ravnini sloja. Njegova "svrha" je drugačija - u interakciji sa svojim "bratom" koji leži u susjednom sloju, osigurava vezu između slojeva grafita, a visoka pokretljivost p-elektrona određuje dobru električnu vodljivost grafita.

Riža. Raspodjela orbitala ugljikovog atoma u grafitu.

fuleren

Riža. Kristalna rešetka fulerena.

Svojstva fulerena:

• molekula fulerena skup je ugljikovih atoma zatvorenih u šuplje sfere poput nogometne lopte;
• to je finokristalna tvar žuto-narančaste boje;
• talište = 500-600°C;
• poluvodič;
• dio je minerala šungita.

Karabin

Svojstva karabina:

• inertna crna tvar;
• sastoji se od polimernih linearnih molekula u kojima su atomi povezani izmjeničnim jednostrukim i trostrukim vezama;
• poluvodič.

Kemijska svojstva ugljika

Pod normalnim uvjetima, ugljik je inertna tvar, ali kada se zagrijava, može reagirati s nizom jednostavnih i složenih tvari.

Gore je već rečeno da postoje 4 elektrona na vanjskoj energetskoj razini ugljika (ni tamo ni ovdje), stoga ugljik može i donirati elektrone i prihvatiti ih, pokazujući redukcijska svojstva u nekim spojevima i oksidacijska svojstva u drugima.

Ugljik je redukcijsko sredstvo u reakcijama s kisikom i drugim elementima koji imaju veću elektronegativnost (vidi tablicu elektronegativnosti elemenata):

• kada se zagrijava na zraku, gori (s viškom kisika uz stvaranje ugljičnog dioksida; s nedostatkom - ugljikov monoksid (II)):
  C + O 2 \u003d CO 2;
  2C + O 2 \u003d 2CO.
• reagira na visokim temperaturama s parama sumpora, lako stupa u interakciju s klorom, fluorom:
  C+2S=CS2
  C + 2Cl 2 = CCl 4
  2F2+C=CF4
• kada se zagrijava, obnavlja mnoge metale i nemetale iz oksida:
  C 0 + Cu +2 O \u003d Cu 0 + C + 2 O;
  C 0 + C +4 O 2 \u003d 2C +2 O
• reagira s vodom na temperaturi od 1000°C (proces rasplinjavanja) i stvara vodeni plin:
  C + H2O \u003d CO + H2;

Ugljik pokazuje oksidacijska svojstva u reakcijama s metalima i vodikom:

• reagira s metalima stvarajući karbide:
  Ca + 2C = CaC 2
• u interakciji s vodikom, ugljik stvara metan:
  C + 2H2 = CH4

Ugljik se dobiva toplinskom razgradnjom njegovih spojeva ili pirolizom metana (na visokoj temperaturi):
CH4 \u003d C + 2H2.

Primjena ugljika

Spojevi ugljika našli su najširu primjenu u nacionalnom gospodarstvu, nije ih moguće navesti sve, navest ćemo samo neke:

• grafit se koristi za izradu milova za olovke, elektroda, lonaca za taljenje, kao moderator neutrona u nuklearnim reaktorima, kao mazivo;
• dijamanti se koriste u nakitu, kao alat za rezanje, u opremi za bušenje, kao abrazivni materijal;
• kao redukcijsko sredstvo ugljik se koristi za dobivanje pojedinih metala i nemetala (željezo, silicij);
• Ugljik čini glavninu aktivnog ugljena, koji je našao najširu primjenu kako u svakodnevnom životu (npr. kao adsorbent za čišćenje zraka i otopina), tako i u medicini (tablete aktivnog ugljena) i industriji (kao nosač za katalizator aditivi, katalizator polimerizacije itd.).

Ugljik (C) je šesti element periodnog sustava Mendeljejeva s atomskom težinom 12. Element pripada nemetalima i ima izotop 14 C. Struktura ugljikovog atoma leži u osnovi cijele organske kemije, budući da svi organski tvari uključuju molekule ugljika.

atom ugljika

Položaj ugljika u Mendeljejevom periodnom sustavu:

• šesti redni broj;
• četvrta skupina;
• drugo razdoblje.

Riža. 1. Položaj ugljika u periodnom sustavu.

Na temelju podataka iz tablice možemo zaključiti da struktura atoma elementa ugljika uključuje dvije ljuske, na kojima se nalazi šest elektrona. Valencija ugljika, koji je dio organskih tvari, konstantna je i jednaka IV. To znači da se na vanjskoj elektronskoj razini nalaze četiri elektrona, a na unutarnjoj dva.

Od četiri elektrona, dva zauzimaju sfernu 2s orbitalu, a preostala dva zauzimaju 2p orbitalu u obliku bučice. U pobuđenom stanju jedan elektron prelazi s 2s orbitale na jednu od 2p orbitala. Kada se elektron kreće s jedne orbitale na drugu, energija se troši.

Dakle, pobuđeni ugljikov atom ima četiri nesparena elektrona. Njegova se konfiguracija može izraziti formulom 2s 1 2p 3 . To omogućuje stvaranje četiri kovalentne veze s drugim elementima. Na primjer, u molekuli metana (CH 4), ugljik stvara veze s četiri atoma vodika - jedna veza između s orbitala vodika i ugljika i tri veze između p orbitala ugljika i s orbitala vodika.

Shema strukture atoma ugljika može se prikazati kao +6C) 2) 4 ili 1s 2 2s 2 2p 2.

Riža. 2. Građa atoma ugljika.

Fizička svojstva

Ugljik se prirodno pojavljuje u obliku stijena. Poznato je nekoliko alotropskih modifikacija ugljika:

• grafit;
• dijamant;
• karabin;
• ugljen;
• čađ.

Sve ove tvari razlikuju se u strukturi kristalne rešetke. Najtvrđa tvar - dijamant - ima kubični oblik ugljika. Na visokim temperaturama dijamant se pretvara u grafit heksagonalne strukture.

Riža. 3. Kristalne rešetke grafita i dijamanta.

Kemijska svojstva

Atomska struktura ugljika i njegova sposobnost vezivanja četiri atoma druge tvari određuju kemijska svojstva elementa. Ugljik reagira s metalima stvarajući karbide:

• Ca + 2C → CaC 2;
• Cr + C → CrC;
• 3Fe + C → Fe 3 C.

Također reagira s metalnim oksidima:

• 2ZnO + C → 2Zn + CO 2 ;
• PbO + C → Pb + CO;
• SnO 2 + 2C → Sn + 2CO.

Na visokim temperaturama ugljik reagira s nemetalima, osobito s vodikom, tvoreći ugljikovodike:

C + 2H 2 → CH 4.

S kisikom ugljik stvara ugljikov dioksid i ugljikov monoksid:

• C + O 2 → CO 2;
• 2C + O 2 → 2CO.

Ugljični monoksid također nastaje u interakciji s vodom.