Kemijska formula ugljika. Što je ugljik? Opis, svojstva i formula ugljika

Jedan od najnevjerojatnijih elemenata koji mogu formirati ogromnu raznolikost spojeva organske i anorganske prirode je ugljik. Ovo je element toliko neobičan po svojim svojstvima da mu je čak i Mendeljejev predvidio veliku budućnost, govoreći o značajkama koje još nisu otkrivene.

Kasnije se to praktički i potvrdilo. Postalo je poznato da je on glavni biogeni element našeg planeta, koji je dio apsolutno svih živih bića. Osim toga, sposoban je postojati u takvim oblicima koji se radikalno razlikuju po svim parametrima, ali se istodobno sastoje samo od atoma ugljika.

Općenito, ova struktura ima mnoge značajke, a s njima ćemo je pokušati shvatiti tijekom članka.

Ugljik: formula i položaj u sustavu elemenata

U periodnom sustavu element ugljik nalazi se u skupini IV (prema novom uzorku u 14), glavnoj podskupini. Njegov redni broj je 6, a atomska težina 12,011. Oznaka elementa znakom C označava njegovo ime na latinskom - carboneum. Postoji nekoliko različitih oblika u kojima postoji ugljik. Stoga je njegova formula drugačija i ovisi o specifičnoj izmjeni.

Međutim, postoji, naravno, posebna oznaka za pisanje jednadžbi reakcija. Općenito, kada govorimo o tvari u njenom čistom obliku, prihvaća se molekularna formula ugljika C, bez indeksiranja.

Povijest otkrivanja predmeta

Sam po sebi, ovaj element je poznat od antike. Uostalom, jedan od najvažnijih minerala u prirodi je ugljen. Stoga za stare Grke, Rimljane i druge narode to nije bila tajna.

Osim ove sorte, korišteni su i dijamanti i grafit. Dugo je vremena bilo mnogo zbunjujućih situacija s potonjim, jer su se često bez analize sastava takvi spojevi uzimali kao grafit:

srebrno olovo;
željezni karbid;
molibden sulfid.

Svi su bili obojeni u crno i stoga su se smatrali grafitnim. Kasnije je taj nesporazum razjašnjen i ovaj oblik ugljika postao je sam.

Od 1725. godine dijamanti su stekli veliku komercijalnu važnost, a 1970. godine savladana je tehnologija umjetnog dobivanja. Od 1779. godine, zahvaljujući radu Karla Scheelea, proučavaju se kemijska svojstva koja ugljik pokazuje. To je bio početak niza važnih otkrića na području ovog elementa i postao je temelj za razjašnjavanje svih njegovih jedinstvenih značajki.

Izotopi ugljika i rasprostranjenost u prirodi

Unatoč činjenici da je element koji se razmatra jedan od najvažnijih biogenih elemenata, njegov ukupni sadržaj u masi zemljine kore iznosi 0,15%. To je zbog činjenice da prolazi kroz stalnu cirkulaciju, prirodni ciklus u prirodi.

Općenito, možete imenovati nekoliko spojeva mineralne prirode, koji uključuju ugljik. To su takve prirodne pasmine kao što su:

dolomiti i vapnenci;
antracit;
nafta iz škriljaca;
prirodni gas;
ugljen;
ulje;
mrki ugljen;
treset;
bitumen.

Osim toga, ne treba zaboraviti na živa bića, koja su jednostavno skladište ugljikovih spojeva. Uostalom, oni tvore proteine, masti, ugljikohidrate, nukleinske kiseline, što znači najvitalnije strukturne molekule. Općenito, pri preračunavanju suhe tjelesne mase, od 70 kg, 15 otpada na čisti element. I tako je sa svakom osobom, da ne spominjemo životinje, biljke i druga stvorenja.

Ako uzmemo u obzir i vodu, odnosno hidrosferu u cjelini i atmosferu, onda postoji mješavina ugljika i kisika, izražena formulom CO 2. Dioksid ili ugljični dioksid jedan je od glavnih plinova koji čine zrak. Upravo u tom obliku maseni udio ugljika iznosi 0,046%. Još više otopljenog ugljičnog dioksida u vodama oceana.

Atomska masa ugljika kao elementa je 12,011. Poznato je da se ova vrijednost izračunava kao aritmetička sredina između atomskih težina svih izotopskih varijanti koje postoje u prirodi, uzimajući u obzir njihovu rasprostranjenost (u postocima). To se događa i s predmetnom tvari. Postoje tri glavna izotopa u kojima se nalazi ugljik. To:

12 S - njegov maseni udio u velikoj većini je 98,93%;
13C - 1,07%;
14 S - radioaktivan, poluživot 5700 godina, stabilan beta emiter.

U praksi određivanja geokronološke starosti uzoraka široko se koristi radioaktivni izotop 14 C, što je pokazatelj zbog dugog razdoblja raspadanja.

Modifikacije alotropnih elemenata

Ugljik je element koji, kao jednostavna tvar, postoji u nekoliko oblika. To jest, sposoban je formirati najveći broj alotropskih modifikacija poznatih do danas.

1. Kristalne varijacije - postoje u obliku jakih struktura s pravilnim atomskim rešetkama. Ova skupina uključuje sorte kao što su:

dijamant;
fulereni;
grafiti;
karabini;
lonsdaleovci;
i cijevi.

Svi se razlikuju po rešetki, na čijim se mjestima nalazi atom ugljika. Otuda potpuno jedinstvena, različita svojstva, fizička i kemijska.

2. Amorfni oblici – tvore ih atom ugljika, koji je dio nekih prirodnih spojeva. To jest, to nisu čiste sorte, već s nečistoćama drugih elemenata u malim količinama. Ova grupa uključuje:

Aktivni ugljik;
kamen i drvo;
čađa;
ugljična nanopjena;
antracit;
stakleni ugljik;
tehnička vrsta tvari.

Također su ujedinjene strukturnim značajkama kristalne rešetke, koje objašnjavaju i manifestiraju svojstva.

3. Spojevi ugljika u obliku klastera. Takva struktura, u kojoj su atomi zatvoreni u posebnu šuplju konformaciju iznutra, ispunjeni vodom ili jezgrama drugih elemenata. primjeri:

ugljični nanokonusi;
astralene;
dikarbona.

Fizička svojstva amorfnog ugljika

Zbog širokog spektra alotropskih modifikacija, teško je izolirati bilo kakva opća fizikalna svojstva ugljika. Lakše je govoriti o određenom obliku. Na primjer, amorfni ugljik ima sljedeće karakteristike.

Svi oblici temelje se na finokristalnim vrstama grafita.
Visok toplinski kapacitet.
Dobra vodljiva svojstva.
Gustoća ugljika je oko 2 g/cm3.
Pri zagrijavanju iznad 1600 0 C dolazi do prijelaza u grafitne oblike.

Sorte čađe i kamena naširoko se koriste u tehničke svrhe. Oni nisu manifestacija čiste modifikacije ugljika, ali sadrže vrlo velike količine.

Kristalni ugljik

Postoji nekoliko opcija u kojima je ugljik tvar koja tvori pravilne kristale raznih vrsta, gdje su atomi povezani u seriju. Kao rezultat, formiraju se sljedeće modifikacije.

- kubni, u kojem su spojena četiri tetraedra. Kao rezultat, sve kovalentne kemijske veze svakog atoma su maksimalno zasićene i jake. To objašnjava fizička svojstva: gustoća ugljika je 3300 kg / m 3. Visoka tvrdoća, mali toplinski kapacitet, nedostatak električne vodljivosti - sve je to rezultat strukture kristalne rešetke. Postoje tehnički proizvedeni dijamanti. Nastaje tijekom prijelaza grafita u sljedeću modifikaciju pod utjecajem visoke temperature i određenog tlaka. Općenito, visoka je kao i snaga - oko 3500 0 S.
Grafit. Atomi se nalaze slično strukturi prethodne tvari, međutim, samo su tri veze zasićene, a četvrta postaje duža i manje izdržljiva, povezuje "slojeve" šesterokutnih rešetkastih prstenova. Kao rezultat toga, ispada da je grafit mekana, masna crna tvar. Ima dobru električnu vodljivost i visoku točku taljenja - 3525 0 S. Sposoban je za sublimaciju - sublimaciju iz krutog u plinovito stanje, zaobilazeći tekućinu (na 3700 0 S). Gustoća ugljika je 2,26 g / cm 3, što je mnogo niže od gustoće dijamanta. To objašnjava njihova različita svojstva. Zbog slojevite strukture kristalne rešetke moguće je koristiti grafit za izradu olovnih olovaka. Kada se prijeđe preko papira, pahuljice se ljušte i ostavljaju crni trag na papiru.
Fullereni. Otkriveni su tek 80-ih godina prošlog stoljeća. To su modifikacije u kojima se ugljici kombiniraju u posebnu konveksnu zatvorenu strukturu s prazninom u središtu. Štoviše, oblik kristala je poliedar, ispravne organizacije. Broj atoma je paran. Najpoznatiji oblik fulerena je C 60. Tijekom istraživanja pronađeni su uzorci slične tvari:

meteoriti;
donji sedimenti;
folguriti;
šungiti;
vanjski prostor, gdje su bili sadržani u obliku plinova.

Sve vrste kristalnog ugljika od velike su praktične važnosti, budući da imaju niz svojstava korisnih u tehnologiji.

Kemijska aktivnost

Molekularni ugljik pokazuje nisku reaktivnost zbog svoje stabilne konfiguracije. Moguće ga je natjerati da uđe u reakcije samo dodavanjem dodatne energije atomu i prisiljavanjem elektrona vanjske razine da ispare. U ovom trenutku valencija postaje jednaka 4. Stoga u spojevima ima oksidacijsko stanje + 2, + 4, - 4.

Gotovo sve reakcije s jednostavnim tvarima, i metalima i nemetalima, odvijaju se pod utjecajem visokih temperatura. Dotični element može biti i oksidacijski i redukcijski agens. No, potonja svojstva kod njega su posebno izražena, na tome se temelji njegova upotreba u metalurškoj i drugim industrijama.

Općenito, sposobnost ulaska u kemijsku interakciju ovisi o tri čimbenika:

disperzija ugljika;
alotropska modifikacija;
temperaturu reakcije.

Dakle, u nekim slučajevima dolazi do interakcije sa sljedećim tvarima:

nemetali (vodik, kisik);
metali (aluminij, željezo, kalcij i drugi);
metalni oksidi i njihove soli.

Ne reagira s kiselinama i lužinama, vrlo rijetko s halogenima. Najvažnije od svojstava ugljika je sposobnost međusobnog stvaranja dugih lanaca. Mogu se zatvoriti u ciklus, formirati grane. Tako dolazi do stvaranja organskih spojeva kojih se danas broji u milijunima. Osnova ovih spojeva su dva elementa - ugljik, vodik. Također, sastav može uključivati i druge atome: kisik, dušik, sumpor, halogene, fosfor, metale i druge.

Osnovni spojevi i njihove karakteristike

Postoji mnogo različitih spojeva koji sadrže ugljik. Formula najpoznatijeg od njih je CO 2 - ugljični dioksid. No, osim ovog oksida, postoji i CO - monoksid ili ugljični monoksid, kao i C 3 O 2 podoksid.

Među solima koje sadrže ovaj element, najčešći su kalcijevi i magnezijevi karbonati. Dakle, kalcijev karbonat ima nekoliko sinonima u nazivu, budući da se u prirodi pojavljuje u obliku:

kreda;
mramor;
vapnenac;
dolomit.

Važnost karbonata zemnoalkalijskih metala očituje se u činjenici da su aktivni sudionici u stvaranju stalaktita i stalagmita, kao i podzemnih voda.

Ugljična kiselina je još jedan spoj koji tvori ugljik. Njegova formula je H2CO3. Međutim, u svom uobičajenom obliku, izrazito je nestabilan i odmah se u otopini razgrađuje na ugljični dioksid i vodu. Stoga su poznate samo njegove soli, a ne ona sama, kao rješenje.

Ugljični halogenidi - dobivaju se uglavnom neizravno, budući da se izravne sinteze odvijaju samo pri vrlo visokim temperaturama i s niskim prinosom proizvoda. Jedan od najčešćih je CCL 4 – ugljični tetraklorid. Otrovni spoj koji može izazvati trovanje ako se udiše. Dobiva se reakcijama radikalne fotokemijske supstitucije u metanu.

Metalni karbidi su ugljikovi spojevi u kojima ima oksidacijsko stanje 4. Također je moguće da postoje kombinacije s borom i silicijem. Glavno svojstvo nekih metalnih karbida (aluminij, volfram, titan, niobij, tantal, hafnij) je visoka čvrstoća i izvrsna električna vodljivost. Borov karbid B 4 C jedna je od najtvrđih tvari nakon dijamanta (9,5 prema Mohsu). Ovi spojevi se koriste u strojarstvu, kao i u kemijskoj industriji, kao izvori ugljikovodika (kalcijev karbid s vodom dovodi do stvaranja acetilena i kalcijevog hidroksida).

Mnoge metalne legure izrađene su od ugljika, čime se značajno povećava njihova kvaliteta i tehničke karakteristike (čelik je legura željeza s ugljikom).

Posebnu pozornost zaslužuju brojni spojevi organskog ugljika, u kojima je temeljni element sposoban spojiti se s istim atomima u duge lance različitih struktura. To uključuje:

alkani;
alkeni;
arene;
proteini;
ugljikohidrati;
nukleinske kiseline;
alkoholi;
karboksilne kiseline i mnoge druge klase tvari.

Primjena ugljika

Važnost spojeva ugljika i njegovih alotropnih modifikacija u ljudskom životu je vrlo velika. Možemo navesti neke od najglobalnijih industrija kako bismo jasno pokazali da je to doista tako.

Ovaj element tvori sve vrste organskog goriva iz kojeg osoba dobiva energiju.
Metalurška industrija koristi ugljik kao snažno redukcijsko sredstvo za proizvodnju metala iz njihovih spojeva. Karbonati se također naširoko koriste ovdje.
Građevinska i kemijska industrija troše ogromnu količinu ugljikovih spojeva kako bi sintetizirali nove tvari i dobili potrebne proizvode.

Također možete imenovati takve sektore gospodarstva kao:

nuklearna industrija;
izrada nakita;
tehnička oprema (maziva, lonci otporni na toplinu, olovke itd.);
određivanje geološke starosti stijena - radioaktivni indikator 14 S;
ugljik je izvrstan adsorbens, što mu omogućuje da se koristi za izradu filtera.

Ciklus u prirodi

Masa ugljika koja se nalazi u prirodi uključena je u stalni ciklus, koji se ciklički događa svake sekunde diljem svijeta. Dakle, atmosferski izvor ugljika, CO 2, apsorbiraju biljke i ispuštaju ga sva živa bića u procesu disanja. Jednom u atmosferi, ponovno se apsorbira i tako se ciklus ne zaustavlja. U tom slučaju odumiranje organskih ostataka dovodi do oslobađanja ugljika i njegovog nakupljanja u tlu, odakle ga ponovno apsorbiraju živi organizmi i izlučuju u atmosferu u obliku plina.

Ugljik(lat. Carboneum), C, kemijski element IV skupine Mendeljejevljevog periodnog sustava, atomski broj 6, atomska masa 12.011. Postoje dva poznata stabilna izotopa: 12 C (98,892%) i 13 C (1,108%). Najvažniji od radioaktivnih izotopa je 14 C s vremenom poluraspada (T ½ = 5,6 · 10 3 godine). Male količine 14 C (oko 2 · 10 -10% mase) neprestano nastaju u gornjoj atmosferi pod djelovanjem neutrona kozmičkog zračenja na izotop dušika 14 N. Njihova starost određena je specifičnom aktivnošću izotopa 14 C. u ostacima biogenog porijekla. 14 C se široko koristi kao indikator izotopa.

Povijesna referenca. Ugljik je poznat od davnina. Drveni ugljen se koristio za dobivanje metala iz ruda, dijamant - kao dragi kamen. Mnogo kasnije, grafit se počeo koristiti za proizvodnju lonaca i olovaka.

Godine 1778. K. Scheele je, zagrijavajući grafit salitrom, otkrio da se u ovom slučaju, kao i pri zagrijavanju ugljena salitrom, oslobađa ugljični dioksid. Kemijski sastav dijamanta ustanovljen je kao rezultat pokusa A. Lavoisier-a (1772) na proučavanju izgaranja dijamanata u zraku i istraživanja S. Tennanta (1797), koji je dokazao da jednake količine dijamanta i ugljena daju jednake količine ugljičnog dioksida tijekom oksidacije. Lavoisier je 1789. godine prepoznao ugljik kao kemijski element. Latinski naziv sagboneum Carbon je dobio od carbo - ugljena.

Rasprostranjenost ugljika u prirodi. Prosječni sadržaj ugljika u zemljinoj kori iznosi 2,3 10 -2% mase (1 10 -2 u ultrabazičnim, 1 10 -2 - u bazičnim, 2 kiselim stijenama). Ugljik se akumulira u gornjem dijelu zemljine kore (biosfera): u živoj tvari 18% Ugljik, drvo 50%, ugljen 80%, nafta 85%, antracit 96%. Značajan dio ugljika litosfere koncentriran je u vapnencima i dolomitima.

Broj vlastitih minerala ugljika - 112; iznimno velik broj organskih spojeva Ugljika – ugljikovodici i njihovi derivati.

Akumulacija ugljika u zemljinoj kori povezana je s akumulacijom mnogih drugih elemenata sorbiranih organskom tvari i taloženih u obliku netopivih karbonata itd. CO 2 i ugljična kiselina imaju veliku geokemijsku ulogu u zemljinoj kori. Tijekom vulkanizma oslobađa se ogromna količina CO 2 – u povijesti Zemlje bio je glavni izvor ugljika za biosferu.

U usporedbi s prosječnim sadržajem u zemljinoj kori, čovječanstvo izvlači ugljik iz utrobe zemlje u iznimno velikim količinama (ugljen, nafta, prirodni plin), budući da su ti fosili glavni izvor energije.

Ciklus ugljika je od velike geokemijske važnosti.

Ugljik je također raširen u svemiru; na Suncu zauzima 4. mjesto nakon vodika, helija i kisika.

Fizička svojstva ugljika. Poznato je nekoliko kristalnih modifikacija ugljika: grafit, dijamant, karbin, lonsdaleit i druge. Grafit je sivo-crna, neprozirna, masna na dodir, ljuskava, vrlo mekana masa metalnog sjaja. Izgrađen od kristala heksagonalne strukture: a = 2,462 Å, c = 6,701 Å. Na sobnoj temperaturi i normalnom tlaku (0,1 MN / m 2, ili 1 kgf / cm 2), grafit je termodinamički stabilan. Dijamant je vrlo tvrda, kristalna tvar. Kristali imaju kubičnu rešetku usmjerenu na lice: a = 3,560 Å. Na sobnoj temperaturi i normalnom tlaku, dijamant je metastabilan. Primjetna transformacija dijamanta u grafit opaža se na temperaturama iznad 1400 ° C u vakuumu ili u inertnoj atmosferi. Pri atmosferskom tlaku i temperaturi od oko 3700 °C grafit sublimira. Tekući ugljik se može dobiti pri tlakovima iznad 10,5 MN / m 2 (105 kgf / cm 2) i temperaturama iznad 3700 ° C. Čvrsti ugljik (koks, čađa, drveni ugljen) također karakterizira stanje s neuređenom strukturom - tzv. "amorfni" ugljik, koji ne predstavlja samostalnu modifikaciju; njegova se struktura temelji na strukturi finokristaliničnog grafita. Zagrijavanje nekih vrsta "amorfnog" ugljika iznad 1500-1600 ° C bez pristupa zraku uzrokuje njihovu transformaciju u grafit. Fizička svojstva "amorfnog" ugljika jako ovise o veličini čestica i prisutnosti nečistoća. Gustoća, toplinski kapacitet, toplinska vodljivost i električna vodljivost "amorfnog" ugljika uvijek su veći od grafita. Carbyne se dobiva umjetno. To je finokristalni crni prah (gustoće 1,9-2 g/cm 3). Izgrađen od dugih lanaca atoma C naslaganih paralelno jedan s drugim. Lonsdaleit se nalazi u meteoritima i umjetno se dobiva.

Kemijska svojstva ugljika. Konfiguracija vanjske elektronske ljuske atoma ugljika je 2s 2 2p 2. Ugljik je karakteriziran stvaranjem četiri kovalentne veze zbog pobuđenja vanjske elektronske ljuske u 2sp 3 stanje. Stoga je ugljik jednako sposoban i privući i donirati elektrone. Kemijska veza se može izvesti zahvaljujući sp 3 -, sp 2 - i sp-hibridnim orbitalama, koje odgovaraju koordinacijskim brojevima 4, 3 i 2. Broj valentnih elektrona Ugljika i broj valentnih orbitala su isti; to je jedan od razloga stabilnosti veze između ugljikovih atoma.

Jedinstvena sposobnost ugljikovih atoma da se međusobno kombiniraju da tvore jake i duge lance i cikluse dovela je do pojave ogromnog broja različitih ugljikovih spojeva koje proučava organska kemija.

U spojevima, ugljik pokazuje oksidacijsko stanje od -4; +2; +4. Atomski radijus 0,77 Å, kovalentni radijusi 0,77 Å, 0,67 Å, 0,60 Å, redom, u jednostrukim, dvostrukim i trostrukim vezama; ionski radijus od C 4 - 2,60 Å, C 4+ 0,20 Å. U normalnim uvjetima, ugljik je kemijski inertan; pri visokim temperaturama spaja se s mnogim elementima, pokazujući snažna redukcijska svojstva. Kemijska aktivnost opada sljedećim redoslijedom: "amorfni" ugljik, grafit, dijamant; interakcija s atmosferskim kisikom (izgaranje) događa se na temperaturama iznad 300-500 ° C, 600-700 ° C i 850-1000 ° C s stvaranjem ugljičnog monoksida (IV) CO 2 i ugljičnog monoksida (II) CO.

CO 2 se otapa u vodi da nastane ugljična kiselina. 1906. O. Diels je primio ugljični undeoksid S 3 O 2. Svi oblici ugljika otporni su na lužine i kiseline i polako se oksidiraju samo vrlo jakim oksidansima (smjesa kroma, smjesa koncentriranog HNO 3 i KClO 3 i dr.). "Amorfni" ugljik reagira s fluorom na sobnoj temperaturi, grafitom i dijamantom kada se zagrijava. Izravna veza ugljika s klorom događa se u električnom luku; ugljik ne reagira s bromom i jodom, pa se neizravno sintetiziraju brojni ugljikovi halogenidi. Od oksihalida opće formule COX 2 (gdje je X halogen) najpoznatiji je kloroksid COCl (fozgen). Vodik ne stupa u interakciju s dijamantom; reagira s grafitom i "amorfnim" ugljikom na visokim temperaturama u prisutnosti katalizatora (Ni, Pt): pri 600-1000 ° C nastaje uglavnom metan CH 4, na 1500-2000 ° C - acetilen C 2 H 2; drugi ugljikovodici također mogu biti prisutni u proizvodima, na primjer, etan C2H6, benzen C6H6. Interakcija sumpora s "amorfnim" ugljikom i grafitom počinje na 700-800 ° C, s dijamantom na 900-1000 ° C; u svim slučajevima nastaje ugljični disulfid CS 2. Ostali ugljikovi spojevi koji sadrže sumpor (tioksid CS, tionedoksid C 3 S 2, sumporov dioksid COS i tiofosgen CSCl 2) dobivaju se neizravno. Kada CS 2 stupi u interakciju s metalnim sulfidima, nastaju tiokarbonati, soli slabe tiokarbonske kiseline. Interakcija ugljika s dušikom za stvaranje cijanogena (CN) 2 događa se kada se električni pražnjenje prođe između ugljičnih elektroda u atmosferi dušika. Među spojevima ugljika koji sadrže dušik, od velike su praktične važnosti cijanovodik HCN (Cyanic acid) i njegovi brojni derivati: cijanidi, halocijanini, nitrili i dr. Na temperaturama iznad 1000 °C Ugljik stupa u interakciju s mnogim metalima dajući karbide. Kada se zagrijavaju, svi oblici ugljika reduciraju metalne okside u slobodne metale (Zn, Cd, Cu, Pb i drugi) ili karbide (CaC 2, Mo 2 C, WC, TaC i drugi). Ugljik reagira na temperaturama iznad 600-800 °C s vodenom parom i ugljičnim dioksidom (Plinjenje goriva). Posebnost grafita je sposobnost, pri umjerenom zagrijavanju do 300-400 ° C, interakcije s alkalnim metalima i halogenidima uz stvaranje inkluzijskih spojeva tipa C 8 Me, C 24 Me, C 8 X (gdje je X je halogen, Me je metal). Poznati spojevi uključivanja grafita s HNO 3, H 2 SO 4, FeCl 3 i drugima (na primjer, grafit bisulfat C 24 SO 4 H 2). Svi oblici ugljika su netopivi u uobičajenim anorganskim i organskim otapalima, ali se otapaju u nekim rastaljenim metalima (npr. Fe, Ni, Co).

Nacionalni ekonomski značaj ugljika određen je činjenicom da su preko 90% svih primarnih izvora energije koji se troše u svijetu fosilna goriva, čija će vodeća uloga ostati iu narednim desetljećima, unatoč intenzivnom razvoju nuklearne energije. Samo oko 10% ekstrahiranog goriva koristi se kao sirovina za glavnu organsku sintezu i petrokemijsku sintezu, za proizvodnju plastike i dr.

Ugljik u tijelu. Ugljik je najvažniji biogeni element koji čini osnovu života na Zemlji, strukturna jedinica ogromnog broja organskih spojeva koji sudjeluju u izgradnji organizama i osiguravaju njihovu vitalnu aktivnost (biopolimeri, kao i brojne biološki aktivne tvari niske molekularne težine - vitamini, hormoni, medijatori i dr.). Značajan dio energije potrebne organizmima nastaje u stanicama zbog oksidacije ugljika. Pojava života na Zemlji se u modernoj znanosti smatra složenim procesom evolucije ugljikovih spojeva.

Jedinstvena uloga ugljika u živoj prirodi posljedica je njegovih svojstava koja u zbiru ne posjeduju niti jedan drugi element periodnog sustava. Između ugljikovih atoma, kao i između ugljika i drugih elemenata, nastaju jake kemijske veze, koje se, međutim, mogu prekinuti u relativno blagim fiziološkim uvjetima (te veze mogu biti jednostruke, dvostruke i trostruke). Sposobnost ugljika da formira 4 ekvivalentne valentne veze s drugim atomima ugljika omogućuje izgradnju ugljikovih kostura različitih tipova – linearnih, razgranatih, cikličkih. Značajno je da samo tri elementa – C, O i H – čine 98% ukupne mase živih organizama. Time se postiže određena isplativost u živoj prirodi: uz gotovo neograničenu strukturnu raznolikost ugljikovih spojeva, mali broj vrsta kemijskih veza može značajno smanjiti količinu enzima potrebnih za razgradnju i sintezu organskih tvari. Strukturne značajke atoma ugljika leže u osnovi različitih vrsta izomerizma organskih spojeva (ispostavilo se da je sposobnost optičkog izomerizma presudna u biokemijskoj evoluciji aminokiselina, ugljikohidrata i nekih alkaloida).

Prema općeprihvaćenoj hipotezi A. I. Oparina, prvi organski spojevi na Zemlji bili su abiogenog porijekla. Izvori ugljika bili su metan (CH 4) i cijanovodik (HCN) sadržani u primarnoj atmosferi Zemlje. Pojavom života, jedini izvor anorganskog ugljika, zbog kojeg nastaje sva organska tvar biosfere, je ugljični monoksid (IV) (CO 2), koji se nalazi u atmosferi, a također je otopljen u prirodnim vodama u oblik HCO 3. Najsnažniji mehanizam asimilacije (asimilacije) ugljika (u obliku CO 2) - fotosintezu - svugdje provode zelene biljke (godišnje se asimilira oko 100 milijardi tona CO 2). Na Zemlji postoji evolucijski stariji način asimilacije CO 2 kemosintezom; u ovom slučaju kemosintetski mikroorganizmi ne koriste energiju zračenja sunca, već energiju oksidacije anorganskih spojeva. Većina životinja konzumira ugljik u svojoj prehrani u obliku gotovih organskih spojeva. Ovisno o načinu asimilacije organskih spojeva, uobičajeno je razlikovati autotrofne organizme od heterotrofnih organizama. Korištenje mikroorganizama za biosintezu bjelančevina i drugih hranjivih tvari, korištenjem naftnih ugljikovodika kao jedinog izvora ugljika, jedan je od najvažnijih suvremenih znanstvenih i tehničkih problema.

Sadržaj ugljika u živim organizmima izračunat na suhu tvar iznosi 34,5-40% u vodenim biljkama i životinjama, 45,4-46,5% u kopnenim biljkama i životinjama i 54% u bakterijama. U procesu života organizama, uglavnom zbog disanja tkiva, dolazi do oksidativne razgradnje organskih spojeva s oslobađanjem CO 2 u vanjski okoliš. Ugljik se također oslobađa u složenijim metaboličkim krajnjim proizvodima. Nakon uginuća životinja i biljaka dio ugljika ponovno se pretvara u CO 2 kao rezultat procesa truljenja koje provode mikroorganizmi. Dakle, ciklus ugljika događa se u prirodi. Značajan dio ugljika je mineraliziran i tvori naslage fosilnog ugljika: ugljen, naftu, vapnenac i dr. Uz glavnu funkciju – izvor ugljika – SO 2, otopljenog u prirodnim vodama i biološkim tekućinama, sudjeluje u održavanju kiselosti okoliša optimalne za životne procese. U sastavu CaCO 3, ugljik čini vanjski kostur mnogih beskralježnjaka (na primjer, školjke mekušaca), a nalazi se i u koraljima, ljusci jaja ptica i dr. Nadalje, u procesu biološke evolucije, pretvorili su se u jake antimetaboliti metabolizma.

Osim stabilnih izotopa ugljika, u prirodi je rasprostranjen radioaktivni 14 C (u ljudskom tijelu sadrži oko 0,1 μcurie). Mnogi veliki pomaci u proučavanju metabolizma i ciklusa ugljika u prirodi povezani su s korištenjem izotopa ugljika u biološkim i medicinskim istraživanjima. Tako je pomoću radiougljične oznake dokazana mogućnost fiksiranja N 14 SO 3 od strane biljaka i životinjskih tkiva, utvrđen slijed reakcija fotosinteze, proučavana je izmjena aminokiselina, praćeni putovi biosinteze mnogih biološki aktivnih spojeva. Korištenje 14 S pridonijelo je uspjehu molekularne biologije u proučavanju mehanizama biosinteze proteina i prijenosa nasljednih informacija. Određivanje specifične aktivnosti 14 C u organskim ostacima koji sadrže ugljik omogućuje procjenu njihove starosti, što se koristi u paleontologiji i arheologiji.

UGLJENIK, C (a. Carbon; n. Kohlenstoff; f. Carbone; i. Carbono), kemijski je element IV skupine Mendeljejevljevog periodnog sustava, atomski broj 6, atomska masa 12,041. Prirodni ugljik sastoji se od mješavine 2 stabilna izotopa: 12 C (98,892%) i 13 C (1,108%). Postoji i 6 radioaktivnih izotopa ugljika, od kojih je najvažniji izotop 14 C s poluraspadom od 5.73.10 3 godine (taj izotop stalno nastaje u malim količinama u gornjoj atmosferi kao rezultat zračenja 14 N jezgri s neutronima kozmičkog zračenja).

Ugljik je poznat od davnina. Drvo se koristilo za dobivanje metala iz ruda, dok je dijamant korišten kao. Prepoznavanje ugljika kao kemijskog elementa povezuje se s imenom francuskog kemičara A. Lavoisier-a (1789).

Modifikacije i svojstva ugljika

Postoje 4 poznate kristalne modifikacije ugljika: grafit, dijamant, karbin i lonsdaleit, koje se uvelike razlikuju po svojim svojstvima. Carbyne je umjetno dobivena vrsta ugljika, a to je fini kristalni crni prah, čiju kristalnu strukturu karakterizira prisutnost dugih lanaca atoma ugljika koji se nalaze paralelno jedan s drugim. Gustoća 3230-3300 kg / m 3, toplinski kapacitet 11,52 J / mol.K. Lonsdaleite pronađen u meteoritima i umjetno dobiven; njegova struktura i fizikalna svojstva nisu definitivno utvrđena. Ugljik također karakterizira stanje s neuređenom strukturom – tzv. amorfni ugljik (čađa, koks, drveni ugljen). Fizička svojstva "amorfnog" ugljika u velikoj mjeri ovise o veličini čestica i prisutnosti nečistoća.

Kemijska svojstva ugljika

U spojevima ugljik ima oksidacijska stanja +4 (najčešće), +2 i +3. U normalnim uvjetima ugljik je kemijski inertan; na visokim temperaturama spaja se s mnogim elementima, pokazujući snažna redukcijska svojstva. Kemijska aktivnost ugljika opada u nizu "amorfni" ugljik, grafit, dijamant; interakcija s atmosferskim kisikom u ovim vrstama ugljika događa se, respektivno, na temperaturama od 300-500 ° C, 600-700 ° C i 850-1000 ° C s stvaranjem ugljičnog dioksida (CO 2) i monoksida (CO) ugljika. Dioksid se otapa u vodi stvarajući ugljičnu kiselinu. Svi oblici ugljika otporni su na lužine i kiseline. Ugljik praktički ne komunicira s halogenima (osim grafita, koji reagira s F 2 iznad 900 ° C), stoga se njegovi halogenidi dobivaju neizravno. Među spojevima koji sadrže dušik od velike su praktične važnosti cijanovodik HCN (cijanovodična kiselina) i njegovi brojni derivati. Na temperaturama iznad 1000 °C, ugljik stupa u interakciju s mnogim metalima i stvara karbide. Svi oblici ugljika su netopivi u uobičajenim anorganskim i organskim otapalima.

Najvažnije svojstvo ugljika je sposobnost njegovih atoma da stvaraju jake kemijske veze između sebe, kao i između sebe i drugih elemenata. Sposobnost ugljika da formira 4 ekvivalentne valentne veze s drugim atomima ugljika omogućuje izgradnju ugljikovih kostura različitih tipova (linearni, razgranati, ciklički); Upravo ta svojstva objašnjavaju iznimnu ulogu ugljika u strukturi svih organskih spojeva, a posebno svih živih organizama.

Ugljik u prirodi

Prosječni sadržaj ugljika u zemljinoj kori iznosi 2,3,10% (po masi); najveći dio ugljika koncentriran je u sedimentnim stijenama (1%), dok su u ostalim stijenama značajno niže i približno iste (1-3,10%) koncentracije ovog elementa. Ugljik se akumulira u gornjem dijelu, gdje je njegova prisutnost povezana uglavnom sa živom tvari (18%), drvom (50%), ugljenom (80%), naftom (85%), antracitom (96%), kao i dolomitima i vapnenci. Poznato je više od 100 minerala ugljika, od kojih su najčešći kalcijevi, magnezijevi i željezni karbonati (kalcit CaCO 3, dolomit (Ca, Mg) CO 3 i siderit FeCO 3). Akumulacija ugljika u zemljinoj kori često je povezana s nakupljanjem drugih elemenata sorbiranih organskom tvari i taloženih nakon njegovog zakopavanja na dnu vodenih tijela u obliku netopivih spojeva. Velike količine CO 2 dioksida ispuštaju se u atmosferu iz Zemlje tijekom vulkanske aktivnosti i tijekom izgaranja organskih goriva. Iz atmosfere biljke asimiliraju CO 2 u procesu fotosinteze i otapa se u morskoj vodi, čineći tako najvažnije karike u općem ciklusu ugljika na Zemlji. Ugljik također igra važnu ulogu u svemiru; Na Suncu je ugljik 4. najzastupljeniji nakon vodika, helija i kisika, sudjelujući u nuklearnim procesima.

Primjena i korištenje

Najvažnija nacionalna gospodarska važnost ugljika određena je činjenicom da su oko 90% svih primarnih izvora energije koje čovjek troši fosilna goriva. Postoji tendencija da se nafta koristi ne kao gorivo, već kao sirovina za razne kemijske industrije. Manju, ali ipak vrlo značajnu ulogu u nacionalnom gospodarstvu ima ugljik koji se proizvodi u obliku karbonata (metalurgija, građevinarstvo, kemijska proizvodnja), dijamanata (nakit, aparati) i grafita (nuklearna tehnologija, lonci otporni na toplinu, olovke, itd.). neke vrste maziva itd. itd.). Prema specifičnoj aktivnosti izotopa 14 C u ostacima biogenog porijekla utvrđuje se njihova starost (radiokarbonsko datiranje). 14 C se široko koristi kao radioaktivni indikator. Najčešći izotop 12 C od velike je važnosti - jedna dvanaestina mase atoma ovog izotopa uzima se kao jedinica atomske mase kemijskih elemenata.

Ugljik (od latinskog: carbo "ugljen") je kemijski element sa simbolom C i atomskim brojem 6. Četiri elektrona su dostupna za stvaranje kovalentnih kemijskih veza. Tvar je nemetalna i četverovalentna. U prirodi se javljaju tri izotopa ugljika, 12C i 13C su stabilni, a 14C je radioaktivni izotop koji se raspada s poluživotom od oko 5730 godina. Ugljik je jedan od rijetkih elemenata poznatih od antike. Ugljik je 15. najzastupljeniji element u zemljinoj kori i četvrti po masi element u svemiru, nakon vodika, helija i kisika. Obilje ugljika, jedinstvena raznolikost njegovih organskih spojeva i njegova neobična sposobnost formiranja polimera na temperaturama uobičajenim na Zemlji, omogućuju ovom elementu da služi kao zajednički element za sve poznate oblike života. To je drugi najzastupljeniji element u ljudskom tijelu po težini (oko 18,5%) nakon kisika. Atomi ugljika mogu se vezati na različite načine, koji se nazivaju alotropi ugljika. Najpoznatiji alotropi su grafit, dijamant i amorfni ugljik. Fizička svojstva ugljika uvelike variraju ovisno o alotropskom obliku. Na primjer, grafit je neproziran i crn, dok je dijamant vrlo proziran. Grafit je dovoljno mekan da na papiru oblikuje prugu (otuda i njegovo ime, od grčkog glagola γράφειν, što znači pisati), dok je dijamant najtvrđi materijal poznat u prirodi. Grafit je dobar električni vodič, dok dijamant ima nisku električnu vodljivost. U normalnim uvjetima, dijamant, ugljikove nanocijevi i grafen imaju najveću toplinsku vodljivost od svih poznatih materijala. Svi alotropi ugljika su krute tvari u normalnim uvjetima, a grafit je termodinamički najstabilniji oblik. Kemijski su stabilni i zahtijevaju visoke temperature da bi reagirali čak i s kisikom. Najčešće oksidacijsko stanje ugljika u anorganskim spojevima je +4, a +2 u karboksilnim kompleksima ugljičnog monoksida i prijelaznog metala. Najveći izvori anorganskog ugljika su vapnenac, dolomit i ugljični dioksid, ali značajne količine potječu iz organskih naslaga ugljena, treseta, nafte i metanatnih klatrata. Ugljik tvori ogroman broj spojeva, više od bilo kojeg drugog elementa, s gotovo deset milijuna do sada opisanih spojeva, a ipak je taj broj samo djelić broja teoretski mogućih spojeva u standardnim uvjetima. Iz tog razloga, ugljik se često naziva "kraljem elemenata".

Tehnički podaci

Alotropi ugljika uključuju grafit, jednu od najmekših poznatih tvari, i dijamant, najtvrđu prirodnu tvar. Ugljik se lako veže na druge male atome, uključujući druge atome ugljika, i sposoban je formirati brojne stabilne kovalentne veze s prikladnim viševalentnim atomima. Poznato je da ugljik tvori gotovo deset milijuna različitih spojeva, veliku većinu svih kemijskih spojeva. Ugljik također ima najvišu točku sublimacije od bilo kojeg elementa. Pri atmosferskom tlaku nema točku taljenja, budući da mu je trostruka točka 10,8 ± 0,2 MPa i 4600 ± 300 K (~ 4330 ° C ili 7 820 ° F), pa sublimira na oko 3900 K. Grafit je puno reaktivniji od dijamant u standardnim uvjetima, unatoč tome što je termodinamički stabilniji, budući da je njegov delokalizirani pi sustav mnogo ranjiviji na napad. Na primjer, grafit se može oksidirati vrućom koncentriranom dušičnom kiselinom pod standardnim uvjetima u C6 (CO2H) 6 melitičnu kiselinu, koja zadržava heksagonalne jedinice grafita dok razgrađuje veću strukturu. Ugljik sublimira u ugljičnom luku na temperaturi od oko 5800 K (5530°C, 9980°F). Dakle, bez obzira na svoj alotropni oblik, ugljik ostaje čvrst na višim temperaturama od najviših tališta poput volframa ili renija. Iako je termodinamički sklon oksidaciji, ugljik je otporniji na oksidaciju od elemenata kao što su željezo i bakar, koji su na sobnoj temperaturi slabiji reduktori. Ugljik je šesti element s elektronskom konfiguracijom osnovnog stanja 1s22s22p2, od čega su četiri vanjska elektrona valentni elektroni. Njegove prve četiri energije ionizacije su 1086,5, 2352,6, 4620,5 i 6222,7 kJ/mol, što je mnogo više od one težih elemenata skupine 14. Elektronegativnost ugljika je 2,5, što je znatno više od one težih elemenata skupine 14 ( 1,8-1,9), ali je blizak većini susjednih nemetala, kao i nekim prijelaznim metalima drugog i trećeg reda. Kovalentni radijusi ugljika općenito su prihvaćeni kao 77,2 pm (CC), 66,7 pm (C = C) i 60,3 pm (C≡C), iako oni mogu varirati ovisno o koordinacijskom broju i onome što je povezano s ugljikom. Općenito, kovalentni polumjer opada sa smanjenjem koordinacijskog broja i povećanjem reda veze. Spojevi ugljika čine osnovu svega poznatog života na Zemlji, a ciklus ugljika i dušika osigurava dio energije koju oslobađaju Sunce i druge zvijezde. Iako ugljik tvori iznimnu raznolikost spojeva, većina oblika ugljika je relativno nereaktivna u normalnim uvjetima. Na standardnim temperaturama i tlakovima, ugljik će izdržati sve osim najjačih oksidansa. Ne reagira sa sumpornom kiselinom, klorovodičnom kiselinom, klorom ili lužinama. Na povišenim temperaturama ugljik reagira s kisikom da nastane ugljični oksid i uklanja kisik iz metalnih oksida, ostavljajući elementarni metal. Ova egzotermna reakcija koristi se u industriji željeza i čelika za taljenje željeza i kontrolu sadržaja ugljika u čeliku:

Fe3O4 + 4 C (s) → 3 Fe (s) + 4 CO (g)

sa sumporom za stvaranje ugljičnog disulfida i s parom u reakciji ugljen-plin:

C (s) + H2O (g) → CO (g) + H2 (g)

Ugljik se spaja s određenim metalima na visokim temperaturama kako bi tvorio metalne karbide kao što je cementit željeznog karbida u čeliku i volfram karbid, koji se široko koristi kao abraziv i za izradu tvrdih vrhova za rezne alate. Sustav alotropa ugljika pokriva niz ekstrema:

Neke vrste grafita koriste se za toplinsku izolaciju (na primjer, vatrozidovi i toplinski štitovi), ali neki drugi oblici su dobri toplinski vodiči. Dijamant je najpoznatiji prirodni provodnik topline. Grafit je neproziran. Dijamant je vrlo proziran. Grafit kristalizira u heksagonalnom sustavu. Dijamant kristalizira u kubičnom sustavu. Amorfni ugljik je potpuno izotropan. Ugljične nanocijevi su među najpoznatijim anizotropnim materijalima.

Alotropi ugljika

Atomski ugljik je vrlo kratkotrajna vrsta i stoga je ugljik stabiliziran u različitim poliatomskim strukturama s različitim molekularnim konfiguracijama koje se nazivaju alotropi. Tri relativno dobro poznata alotropa ugljika su amorfni ugljik, grafit i dijamant. Prethodno smatrani egzotičnim, fulereni se danas obično sintetiziraju i koriste u istraživanju; to uključuje buckyballs, ugljične nanocijevi, ugljične nanotočke i nanovlakna. Otkriveno je i nekoliko drugih egzotičnih alotropa, kao što su lonsaletit, staklasti ugljik, ugljični nanofaum i linearni acetilenski ugljik (karbin). Od 2009. grafen se smatra najmoćnijim materijalom ikad testiranim. Proces odvajanja od grafita zahtijevat će daljnji tehnološki razvoj prije nego što postane ekonomičan za industrijske procese. Ako bude uspješan, grafen bi se mogao koristiti u izgradnji svemirskih dizala. Također se može koristiti za sigurno skladištenje vodika za upotrebu u motorima na bazi vodika u automobilima. Amorfni oblik je skup ugljikovih atoma u nekristaliničnom, nepravilnom, staklastom stanju i nije sadržan u kristalnoj makrostrukturi. Prisutan je u obliku praha i glavni je sastojak tvari kao što su drveni ugljen, čađa (čađa) svjetiljke i aktivni ugljen. Pri normalnim tlakovima, ugljik je u obliku grafita, u kojem je svaki atom trigonalno vezan s tri druga atoma u ravnini sastavljenoj od spojenih šesterokutnih prstenova, kao u aromatskim ugljikovodicima. Rezultirajuća mreža je dvodimenzionalna, a rezultirajući ravni listovi su presavijeni i labavo povezani putem slabih van der Waalsovih sila. To daje grafitu mekoću i svojstva cijepanja (ploče lako klize jedna za drugom). Zbog delokalizacije jednog od vanjskih elektrona svakog atoma u π-oblak, grafit provodi elektricitet, ali samo u ravnini svake kovalentno vezane ploče. To rezultira nižom električnom vodljivošću za ugljik od većine metala. Delokalizacija također objašnjava energetsku stabilnost grafita nad dijamantom na sobnoj temperaturi. Pri vrlo visokim tlakovima ugljik tvori kompaktniji alotrop, dijamant, koji je gotovo dvostruko gušći od grafita. Ovdje je svaki atom tetraedarski povezan s četiri druga, tvoreći trodimenzionalnu mrežu naboranih šesteročlanih prstenova atoma. Dijamant ima istu kubičnu strukturu kao silicij i germanij, a zbog čvrstoće veza ugljik-ugljik najtvrđa je prirodna tvar na svijetu, mjereno otpornošću na ogrebotine. Suprotno uvriježenom mišljenju da su "dijamanti zauvijek", oni su termodinamički nestabilni u normalnim uvjetima i pretvaraju se u grafit. Zbog visoke energetske barijere za aktivaciju, prijelaz u grafitni oblik je pri normalnim temperaturama toliko spor da je nevidljiv. Pod određenim uvjetima, ugljik kristalizira kao lonsaleit, heksagonalna kristalna rešetka sa svim kovalentno vezanim atomima i svojstvima sličnim dijamantu. Fulereni su sintetička kristalna formacija grafitne strukture, ali umjesto šesterokuta, fulereni se sastoje od peterokuta (ili čak sedmerokuta) ugljikovih atoma. Atomi koji nedostaju (ili dodatni) deformiraju listove u kugle, elipse ili cilindre. Svojstva fulerena (podijeljenih na buckyballs, bakitube i nanobade) još nisu u potpunosti analizirana i predstavljaju intenzivno područje istraživanja nanomaterijala. Nazivi "fuleren" i "buckyball" povezani su s imenom Richarda Buckminstera Fullera, popularizatora geodetskih kupola koje podsjećaju na strukturu fulerena. Buckyballs su prilično velike molekule formirane u potpunosti od ugljičnih veza trigonalno da tvore sferoide (najpoznatiji i najjednostavniji je Baxinisterfellerene C60 u obliku nogometne lopte). Ugljične nanocijevi strukturno su slične buckyballovima, osim što je svaki atom vezan trigonalno u zakrivljeni lim koji tvori šuplji cilindar. Nanobadi su prvi put predstavljeni 2007. godine i hibridni su materijali (buckyballs su kovalentno vezane za vanjsku stijenku nanocijevi) koji kombiniraju svojstva oba u jednoj strukturi. Od ostalih pronađenih alotropa, ugljična nanopjena je feromagnetski alotrop otkriven 1997. godine. Sastoji se od skupa ugljikovih atoma niske gustoće nanizanih zajedno u labavu trodimenzionalnu mrežu u kojoj su atomi trigonalno povezani u šestero- i sedmočlane prstenove. To je jedna od najlakših čvrstih tvari s gustoćom od oko 2 kg/m3. Isto tako, staklasti ugljik sadrži visok udio zatvorene poroznosti, ali za razliku od konvencionalnog grafita, slojevi grafita nisu naslagani kao stranice u knjizi, već su više nasumično raspoređeni. Linearni acetilenski ugljik ima kemijsku strukturu - (C ::: C) n-. Ugljik u ovoj modifikaciji je linearan sa sp orbitalnom hibridizacijom i polimer je s izmjeničnim jednostrukim i trostrukim vezama. Ovaj karbin je od velikog interesa za nanotehnologiju, budući da je njegov Youngov modul četrdeset puta veći od najtvrđeg materijala, dijamanta. Godine 2015. tim na Sveučilištu Sjeverne Karoline najavio je razvoj drugog alotropa, koji su nazvali Q-ugljik, stvoren visokoenergetskim laserskim impulsom kratkog trajanja na amorfnoj ugljičnoj prašini. Izvještava se da Q-ugljik pokazuje feromagnetizam, fluorescenciju i tvrdoću bolju od dijamanata.

Prevalencija

Ugljik je četvrti najzastupljeniji kemijski element u svemiru po masi nakon vodika, helija i kisika. Ugljika ima u izobilju na suncu, zvijezdama, kometima i atmosferama većine planeta. Neki meteoriti sadrže mikroskopske dijamante koji su nastali kada je Sunčev sustav još bio protoplanetarni disk. Mikroskopski dijamanti također se mogu formirati pod intenzivnim pritiskom i visokom temperaturom u područjima udara meteorita. Godine 2014. NASA je objavila ažuriranu bazu podataka za praćenje policikličkih aromatskih ugljikovodika (PAH) u svemiru. Više od 20% ugljika u svemiru može se povezati s PAH-ima, složenim spojevima ugljika i vodika bez kisika. Ovi spojevi sudjeluju u globalnoj hipotezi o PAH-u, gdje vjerojatno igraju ulogu u abiogenezi i formiranju života. Čini se da su PAH-i nastali “par milijardi godina” nakon Velikog praska, rašireni su po cijelom svemiru i povezani s novim zvijezdama i egzoplanetima. Zemljina čvrsta ljuska procjenjuje se da ukupno sadrži 730 ppm ugljika, s 2000 ppm u jezgri i 120 ppm u kombiniranom plaštu i kori. Budući da je masa Zemlje 5,9 72 × 1024 kg, to bi značilo 4360 milijuna gigatona ugljika. To je puno više od količine ugljika u oceanima ili atmosferi (ispod). U kombinaciji s kisikom u ugljičnom dioksidu, ugljik se nalazi u Zemljinoj atmosferi (približno 810 gigatona ugljika) i otapa se u svim vodenim tijelima (približno 36 000 gigatona ugljika). Biosfera sadrži oko 1900 gigatona ugljika. Ugljikovodici (kao što su ugljen, nafta i prirodni plin) također sadrže ugljik. "Rezerve" ugljena (ne "resursi") iznose oko 900 gigatona s mogućim 18.000 Gt resursa. Zalihe nafte su oko 150 gigatona. Dokazani izvori prirodnog plina su oko 175 1012 kubičnih metara (sadrže oko 105 gigatona ugljika), ali studije su procijenile još 900 1012 kubičnih metara "nekonvencionalnih" naslaga kao što je plin iz škriljevca, što je oko 540 gigatona ugljika. Ugljik je također pronađen u metanskim hidratima u polarnim područjima i ispod mora. Prema različitim procjenama, količina ovog ugljika je 500, 2500 Gt ili 3000 Gt. U prošlosti je količina ugljikovodika bila veća. Prema jednom izvoru, između 1751. i 2008. godine, oko 347 gigatona ugljika ispušteno je u atmosferu kao ugljični dioksid u atmosferu izgaranjem fosilnih goriva. Drugi izvor dodaje količinu dodanu u atmosferu između 1750 i 879 Gt, a ukupna količina u atmosferi, moru i kopnu (npr. tresetišta) iznosi gotovo 2000 Gt. Ugljik je sastavni dio (12% mase) vrlo velikih masa karbonatnih stijena (vapnenac, dolomit, mramor itd.). Ugljen sadrži vrlo veliku količinu ugljika (antracit sadrži 92-98% ugljika) i najveći je komercijalni izvor mineralnog ugljika, koji čini 4000 gigatona ili 80% fosilnih goriva. Što se tiče pojedinačnih alotropa ugljika, grafit se nalazi u velikim količinama u Sjedinjenim Državama (uglavnom u New Yorku i Teksasu), Rusiji, Meksiku, Grenlandu i Indiji. Prirodni dijamanti nalaze se u stjenovitom kimberlitu sadržanom u drevnim vulkanskim "vratovima" ili "cijevi". Većina nalazišta dijamanata nalazi se u Africi, posebice u Južnoj Africi, Namibiji, Bocvani, Republici Kongo i Sijera Leoneu. Nalazišta dijamanata također su pronađena u Arkansasu, Kanadi, ruskom Arktiku, Brazilu, te sjevernoj i zapadnoj Australiji. Sada se dijamanti također izvlače s oceanskog dna kod Rta dobre nade. Dijamanti se nalaze prirodno, ali se sada proizvodi oko 30% svih industrijskih dijamanata koji se koriste u Sjedinjenim Državama. Ugljik-14 nastaje u gornjoj troposferi i stratosferi na visinama od 9-15 km u reakciji koju precipitiraju kozmičke zrake. Nastaju toplinski neutroni koji se sudaraju s jezgrama dušika-14 da nastane ugljik-14 i proton. Dakle, 1,2 x 1010% atmosferskog ugljičnog dioksida sadrži ugljik-14. Asteroidi bogati ugljikom relativno su dominantni u vanjskim dijelovima asteroidnog pojasa u našem Sunčevom sustavu. Znanstvenici još nisu izravno istražili te asteroide. Asteroidi se mogu koristiti u hipotetskom svemirskom kopanju ugljena, što bi moglo biti moguće u budućnosti, ali je trenutno tehnološki nemoguće.

Izotopi ugljika

Izotopi ugljika su atomske jezgre koje sadrže šest protona plus niz neutrona (2 do 16). Ugljik ima dva stabilna prirodna izotopa. Izotop ugljika-12 (12C) čini 98,93% zemaljskog ugljika, a ugljik-13 (13C) tvori preostalih 1,07%. Koncentracija 12C još više raste u biološkim materijalima, jer biokemijske reakcije diskriminiraju 13C. Godine 1961. Međunarodna unija za čistu i primijenjenu kemiju (IUPAC) usvojila je izotopski ugljik-12 kao osnovu za atomske težine. Identifikacija ugljika u eksperimentima nuklearne magnetske rezonancije (NMR) provodi se s izotopom 13C. Ugljik-14 (14C) je prirodni radioizotop nastao u gornjim slojevima atmosfere (donja stratosfera i gornja troposfera) interakcijom dušika sa kozmičkim zrakama. Nalazi se u tragovima na Zemlji u količinama do 1 dio na trilijun (0,0000000001%), uglavnom u atmosferi i površinskim sedimentima, posebno u tresetu i drugim organskim materijalima. Ovaj izotop se raspada tijekom β-emisije od 0,158 MeV. Zbog svog relativno kratkog poluraspada, 5730 godina, 14C praktički nema u drevnim stijenama. U atmosferi i živim organizmima količina 14C je gotovo konstantna, ali se u organizmima smanjuje nakon smrti. Ovaj princip se koristi u radiokarbonskom datiranju, izumljenom 1949. godine, koje se naširoko koristilo za određivanje starosti ugljičnih materijala do 40.000 godina. Poznato je 15 izotopa ugljika, a najkraći od njih ima 8C, koji se raspada zbog emisije protona i alfa raspada i ima vrijeme poluraspada od 1,98739 × 10-21 s. Egzotični 19C pokazuje nuklearni halo, što znači da je njegov polumjer znatno veći nego što bi se očekivalo da je jezgra kugla konstantne gustoće.

Obrazovanje zvijezda

Formiranje atomske jezgre ugljika zahtijeva gotovo istovremeni trostruki sudar alfa čestica (jezgri helija) unutar jezgre divovske ili supergigantske zvijezde, što je poznato kao trostruki alfa proces, budući da su produkti daljnje nuklearne fuzije helija s vodikom ili neka druga jezgra helija proizvode litij-5 i berilij-8, od kojih su oba vrlo nestabilna i gotovo trenutno se raspadaju na manje jezgre. To se događa u uvjetima temperatura preko 100 mega kalvina i koncentracije helija, što je neprihvatljivo u uvjetima naglog širenja i hlađenja ranog svemira, te stoga tijekom Velikog praska nisu stvorene značajne količine ugljika. Prema suvremenoj teoriji fizičke kozmologije, ugljik nastaje unutar zvijezda u horizontalnoj grani sudarom i transformacijom triju jezgri helija. Kada te zvijezde umru poput supernove, ugljik se raspršuje u svemir u obliku prašine. Ova prašina postaje sastavni materijal za formiranje zvjezdanih sustava druge ili treće generacije s akreiranim planetima. Sunčev sustav je jedan takav zvjezdani sustav s obiljem ugljika, koji omogućuje život kakav poznajemo. CNO ciklus je dodatni mehanizam fuzije koji pokreće zvijezde, gdje ugljik djeluje kao katalizator. Rotacijski prijelazi različitih izotopskih oblika ugljičnog monoksida (na primjer, 12CO, 13CO i 18CO) nalaze se u submilimetarskom rasponu valnih duljina i koriste se u proučavanju novonastalih zvijezda u molekularnim oblacima.

Ciklus ugljika

U zemaljskim uvjetima, pretvaranje jednog elementa u drugi vrlo je rijedak fenomen. Stoga je količina ugljika na Zemlji zapravo konstantna. Dakle, u procesima koji koriste ugljik, on mora doći odnekud i biti odložen negdje drugdje. Putevi ugljika u okolišu tvore ugljični ciklus. Na primjer, fotosintetske biljke izvlače ugljični dioksid iz atmosfere (ili morske vode) i ugrađuju ga u biomasu, kao u Calvinovom ciklusu, proces fiksacije ugljika. Dio te biomase jedu životinje, dok dio ugljika izdišu životinje kao ugljični dioksid. Ugljični ciklus je mnogo složeniji od ovog kratkog ciklusa; na primjer, dio ugljičnog dioksida otapa se u oceanima; ako ga bakterije ne apsorbiraju, mrtva biljna ili životinjska tvar može postati nafta ili ugljen, koji pri sagorijevanju oslobađa ugljik.

Spojevi ugljika

Ugljik može formirati vrlo duge lance međusobno povezanih ugljik-ugljik veza, svojstvo koje se naziva stvaranje lanca. Veze ugljik-ugljik su stabilne. Kroz katanaciju (formiranje lanca), ugljik stvara bezbroj spojeva. Procjena jedinstvenih spojeva pokazuje da više njih sadrži ugljik. Slična se tvrdnja može dati i za vodik jer većina organskih spojeva također sadrži vodik. Najjednostavniji oblik organske molekule je ugljikovodik – velika obitelj organskih molekula koje se sastoje od atoma vodika vezanih na lanac atoma ugljika. Duljina lanca, bočni lanci i funkcionalne skupine utječu na svojstva organskih molekula. Ugljik se nalazi u svim oblicima poznatog organskog života i temelj je organske kemije. U kombinaciji s vodikom, ugljik tvori različite ugljikovodike koji su važni za industriju kao rashladna sredstva, maziva, otapala, kao kemijska sirovina za plastiku i naftne proizvode te kao fosilna goriva. U kombinaciji s kisikom i vodikom, ugljik može tvoriti mnoge skupine važnih bioloških spojeva, uključujući šećere, lignane, hitine, alkohole, masti i aromatične estere, karotenoide i terpene. S dušikom ugljik tvori alkaloide, a uz dodatak sumpora i antibiotike, aminokiseline i proizvode od gume. Uz dodatak fosfora ovim drugim elementima, tvori DNK i RNA, nositelje kemijskog koda života, i adenozin trifosfat (ATP), najvažniju molekulu za prijenos energije u svim živim stanicama.

Anorganski spojevi

Obično se spojevi koji sadrže ugljik i koji su vezani za minerale ili koji ne sadrže vodik ili fluor tretiraju odvojeno od klasičnih organskih spojeva; ova definicija nije stroga. Među njima su jednostavni ugljični oksidi. Najpoznatiji oksid je ugljični dioksid (CO2). Nekada je ova tvar bila glavna komponenta paleoatmosfere, a danas je sporedna komponenta Zemljine atmosfere. Kada se otopi u vodi, ova tvar stvara ugljični dioksid (H2CO3), ali je, kao i većina spojeva s nekoliko jednostruko povezanih kisika na jednom ugljiku, nestabilna. Međutim, kroz ovaj međuprodukt nastaju rezonantni stabilizirani karbonatni ioni. Neki važni minerali su karbonati, posebno kalciti. Ugljični disulfid (CS2) je sličan. Drugi uobičajeni oksid je ugljični monoksid (CO). Nastaje nepotpunim izgaranjem i bezbojan je plin bez mirisa. Svaka molekula sadrži trostruku vezu i prilično je polarna, što uzrokuje da se stalno veže na molekule hemoglobina, istiskujući kisik, koji ima niži afinitet vezanja. Cijanid (CN-) ima sličnu strukturu, ali se ponaša kao halogenidni ion (pseudohalogen). Na primjer, može tvoriti molekulu cijanogenog nitrida (CN) 2) sličnu halogenidima dijatomeja. Ostali neobični oksidi su ugljikov suboksid (C3O2), nestabilni ugljični monoksid (C2O), ugljični trioksid (CO3), ciklopentanpepton (C5O5), cikloheksanekson (C6O6) i melitski anhidrid (C12O9). S reaktivnim metalima kao što je volfram, ugljik stvara ili karbide (C4-) ili acetilide (C2-2) kako bi se dobile legure s visokim talištem. Ovi anioni su također povezani s metanom i acetilenom, koji su oboje vrlo slabe kiseline. Pri elektronegativnosti od 2,5, ugljik radije stvara kovalentne veze. Nekoliko karbida su kovalentne rešetke kao što je karborund (SiC), koji nalikuje dijamantu. Međutim, čak ni najpolarniji i najslaniji karbidi nisu potpuno ionski spojevi.

Organometalni spojevi

Organometalni spojevi, po definiciji, sadrže barem jednu vezu ugljik-metal. Postoji veliki izbor takvih spojeva; glavne klase uključuju jednostavne spojeve alkilnih metala (npr. tetraetilelid), η2-alkenske spojeve (npr. Zeiseova sol) i η3-alilne spojeve (npr. alilpaladijev klorid dimer); metaloceni koji sadrže ciklopentadienil ligande (npr. ferocen); te karbenski kompleksi prijelaznih metala. Postoji mnogo metalnih karbonila (npr. tetrakarbonilnikl); neki radnici vjeruju da je ligand ugljičnog monoksida čisto anorganski, a ne organometalni spoj. Dok se smatra da ugljik tvori isključivo četiri veze, zabilježen je zanimljiv spoj koji sadrži oktaedarski heksakoordinatni atom ugljika. Kation ovog spoja je 2+. Ovaj fenomen se objašnjava aurofilnošću zlatnih liganada. 2016. godine potvrđeno je da heksametilbenzen sadrži ugljikov atom sa šest veza, a ne uobičajene četiri.

Povijest i etimologija

Engleski naziv za ugljik (ugljik) dolazi od latinskog carbo, što znači "ugljen" i "drveni ugljen", otuda francuska riječ charbon, što znači "drveni ugljen". Na njemačkom, nizozemskom i danskom, nazivi za ugljik su Kohlenstoff, koolstof i kulstof, a svi doslovno znače ugljen. Ugljik je otkriven u pretpovijesno doba i bio je poznat u oblicima čađe i drvenog ugljena u najranijim ljudskim civilizacijama. Dijamanti su vjerojatno već bili poznati već 2500. pr. u Kini, a ugljik u obliku drvenog ugljena napravljen je u rimsko doba istom kemijom kao i danas, zagrijavanjem drva u piramidi prekrivenoj glinom kako bi se isključio zrak. Godine 1722. René Antoine Fercho de Réamour pokazao je da se željezo pretvara u čelik apsorpcijom tvari sada poznate kao ugljik. Godine 1772. Antoine Lavoisier je pokazao da su dijamanti oblik ugljika; kada je spalio uzorke drvenog ugljena i dijamanta i otkrio da niti jedan ne proizvodi vodu, te da obje tvari oslobađaju jednaku količinu ugljičnog dioksida po gramu. Godine 1779. Karl Wilhelm Scheele je pokazao da je grafit, za koji se smatralo da je oblik olova, umjesto toga identičan drvenom ugljenu, ali s malom količinom željeza, te da proizvodi "zračnu kiselinu" (koja je ugljični dioksid) kada se oksidira dušikom. kiselina. Godine 1786. francuski znanstvenici Claude Louis Berthollet, Gaspard Monge i C.A.Vandermond potvrdili su da je grafit prvenstveno ugljik, oksidiran u kisiku na isti način kao što je Lavoisier učinio s dijamantom. Ponovno je ostala određena količina željeza, koja je, prema francuskim znanstvenicima, bila neophodna za strukturu grafita. U svojoj publikaciji predložili su naziv carbone (latinska riječ za carbonum) za element u grafitu koji se oslobađao kao plin prilikom spaljivanja grafita. Antoine Lavoisier je zatim naveo ugljik kao element u svom udžbeniku iz 1789. godine. Novi alotrop ugljika, fuleren, koji je otkriven 1985., uključuje nanostrukturne oblike kao što su backyballs i nanocijevi. Njihovi pioniri - Robert Curl, Harold Kroto i Richard Smalley - dobili su Nobelovu nagradu za kemiju 1996. godine. Rezultirajući obnovljeni interes za nove oblike dovodi do otkrića dodatnih egzotičnih alotropa, uključujući staklasti ugljik, i spoznaje da "amorfni ugljik" nije striktno amorfan.

Proizvodnja

Grafit

Komercijalno isplativa prirodna ležišta grafita nalaze se u mnogim dijelovima svijeta, ali ekonomski najvažniji izvori nalaze se u Kini, Indiji, Brazilu i Sjevernoj Koreji. Grafitne naslage su metamorfnog podrijetla, nalaze se u kombinaciji s kvarcom, liskunom i feldspatovima u škriljevcima, gnajsovima i metamorfoziranim pješčenicima i vapnencima u obliku leća ili žila, ponekad debljine nekoliko metara i više. Zalihe grafita u Borrowdaleu, Cumberland, Engleska u početku su bile dovoljne veličine i čistoće da su se do 19. stoljeća olovke izrađivale jednostavnim piljenjem blokova prirodnog grafita u trake prije lijepljenja traka u drvo. Danas se manje naslage grafita proizvode drobljenjem matične stijene i plutanjem lakšeg grafita na vodi. Postoje tri vrste prirodnog grafita - amorfni, pahuljasti ili kristalni. Amorfni grafit je najniže kvalitete i najzastupljeniji. Za razliku od znanosti, u industriji, "amorfno" se odnosi na vrlo malu veličinu kristala, a ne na potpunu odsutnost kristalne strukture. Riječ "amorfan" koristi se za proizvode s malom količinom grafita i najjeftiniji je grafit. Velika ležišta amorfnog grafita nalaze se u Kini, Europi, Meksiku i Sjedinjenim Državama. Ravni grafit je rjeđi i kvalitetniji od amorfnog grafita; izgleda kao zasebne ploče koje kristaliziraju u metamorfnim stijenama. Cijena granuliranog grafita može biti četiri puta veća od cijene amorfnog. Grafit dobre kvalitete može se preraditi u ekspanzivni grafit za mnoge primjene kao što su usporivači plamena. Primarna ležišta grafita nalaze se u Austriji, Brazilu, Kanadi, Kini, Njemačkoj i Madagaskaru. Tekući ili grudasti grafit je najrjeđa, najvrjednija i najkvalitetnija vrsta prirodnog grafita. Nalazi se u venama duž intruzivnih kontakata u čvrstim grudima, a komercijalno se kopa samo u Šri Lanki. Prema USGS-u, svjetska proizvodnja prirodnog grafita u 2010. iznosila je 1,1 milijun tona, s 800.000 tona u Kini, 130.000 tona u Indiji, 76.000 tona u Brazilu, 30.000 tona u Sjevernoj Koreji, a Kanada 25.000 tona prirodnih grafita. u Sjedinjenim Državama, ali je 2009. godine iskopano 118.000 tona sintetičkog grafita s procijenjenom vrijednošću od 998 milijuna američkih dolara.

Dijamant

Opskrbu dijamantima kontrolira ograničeni broj poduzeća, a također je visoko koncentrirana na malom broju lokacija diljem svijeta. Samo vrlo mali dio rude dijamanata sastoji se od pravih dijamanata. Ruda se drobi, pri čemu je potrebno poduzeti mjere kako bi se spriječilo uništavanje velikih dijamanata u ovom procesu, a zatim se čestice razvrstavaju po gustoći. Danas se dijamanti kopaju u frakciji bogatoj dijamantima pomoću rendgenske fluorescencije, nakon čega se posljednji koraci sortiranja izvode ručno. Prije širenja uporabe X-zraka, odvajanje je provedeno podmazujućim remenima; poznato je da su dijamanti pronađeni samo u aluvijalnim naslagama u južnoj Indiji. Poznato je da su dijamanti skloniji prianjanju na masu od ostalih minerala u rudi. Indija je bila vodeća u proizvodnji dijamanata od njihovog otkrića oko 9. stoljeća prije Krista do sredine 18. stoljeća nove ere, ali je komercijalni potencijal ovih izvora iscrpljen do kraja 18. stoljeća, a do tada je Indiju zasjenio Brazil, gdje je pronađeni su prvi dijamanti 1725. godine. Proizvodnja dijamanata primarnih ležišta (kimberliti i lamproiti) započela je tek 1870-ih, nakon otkrića ležišta dijamanata u Južnoj Africi. Proizvodnja dijamanata s vremenom se povećala, a od tog datuma akumulirano je samo 4,5 milijardi karata. Oko 20% ove količine otkopano je samo u posljednjih 5 godina, a u proteklih deset godina počelo je proizvodnju 9 novih nalazišta, a još 4 čekaju svoje skoro otkrivanje. Većina tih nalazišta nalazi se u Kanadi, Zimbabveu, Angoli i jedno u Rusiji. U Sjedinjenim Državama dijamanti su pronađeni u Arkansasu, Coloradu i Montani. Godine 2004., zapanjujuće otkriće mikroskopskog dijamanta u Sjedinjenim Državama dovelo je do oslobađanja u siječnju 2008. masovnog uzorkovanja kimberlitnih cijevi u udaljenoj Montani. Danas se većina komercijalno isplativih nalazišta dijamanata nalazi u Rusiji, Bocvani, Australiji i Demokratskoj Republici Kongo. Rusija je 2005. proizvela gotovo jednu petinu svjetskih dijamanata, prema britanskom geološkom zavodu. U Australiji je najbogatija dijamantna cijev dosegla vrhunsku razinu proizvodnje od 42 metričke tone (41 tona, 46 kratkih tona) godišnje 1990-ih. Postoje i komercijalna polja čija se aktivna proizvodnja odvija na sjeverozapadnim teritorijima Kanade, Sibiru (uglavnom u Jakutiji, na primjer, u cijevi Mir i u cijevi Udachnaya), u Brazilu, kao i u sjevernom i Zapadna Australija.

Prijave

Ugljik je neophodan za sve poznate žive sustave. Bez toga je nemoguće postojanje života, kakvog ga poznajemo. Glavne ekonomske upotrebe ugljika, osim u hrani i drvu, su ugljikovodici, prvenstveno fosilna goriva, plin metan i sirova nafta. Sirovu naftu prerađuju rafinerije za proizvodnju benzina, kerozina i drugih proizvoda. Celuloza je prirodni polimer koji sadrži ugljik koji proizvode biljke u obliku drveta, pamuka, lana i konoplje. Celuloza se uglavnom koristi za održavanje strukture biljaka. Komercijalno vrijedni polimeri životinjskog ugljika uključuju vunu, kašmir i svilu. Plastika je izrađena od sintetičkih ugljičnih polimera, često s atomima kisika i dušika ugrađenim u pravilnim intervalima u polimernu okosnicu. Sirovina za mnoge od ovih sintetičkih proizvoda dolazi iz sirove nafte. Upotreba ugljika i njegovih spojeva iznimno je raznolika. Ugljik može tvoriti legure sa željezom, od kojih je najčešći ugljični čelik. Grafit se kombinira s glinom kako bi tvorio "olovo" koje se koristi u olovkama koje se koriste za pisanje i crtanje. Također se koristi kao mazivo i pigment, kao materijal za oblikovanje u proizvodnji stakla, u elektrodama za suhe baterije i galvanizaciji i galvanizaciji, u četkicama za elektromotore i kao moderator neutrona u nuklearnim reaktorima. Ugljen se koristi kao materijal za umjetnička djela, kao roštilj, za topljenje željeza, a ima i mnoge druge namjene. Drvo, ugljen i nafta koriste se kao goriva za proizvodnju energije i za grijanje. Visokokvalitetni dijamanti koriste se u izradi nakita, dok se industrijski dijamanti koriste za bušenje, rezanje i poliranje alata za obradu metala i kamena. Plastika se izrađuje od fosilnih ugljikovodika, a ugljična vlakna, dobivena pirolizom sintetičkih poliesterskih vlakana, koriste se za ojačavanje plastike kako bi se formirali napredni, lagani kompoziti. Ugljična vlakna dobivaju se pirolizom ekstrudiranih i rastegnutih poliakrilonitrilnih (PAN) filamenata i drugih organskih tvari. Kristalna struktura i mehanička svojstva vlakna ovise o vrsti početnog materijala i naknadnoj preradi. Ugljična vlakna izrađena od PAN-a imaju strukturu koja podsjeća na uske niti grafita, ali toplinska obrada može preurediti strukturu u kontinuirani list. Kao rezultat toga, vlakna imaju veću vlačnu čvrstoću od čelika. Čađa se koristi kao crni pigment u tiskarskim bojama, umjetničkim uljanim bojama i akvarelima, karbonskom papiru, automobilskim ukrasima, bojama i laserskim pisačima. Čađa se također koristi kao punilo u gumenim proizvodima kao što su gume i u plastičnim spojevima. Aktivni ugljen se koristi kao apsorbent i adsorbent u filtarskim medijima u različitim primjenama kao što su plinske maske, pročišćavanje vode i kuhinjske nape, kao i u medicini za apsorpciju toksina, otrova ili plinova iz probavnog sustava. Ugljik se koristi u kemijskoj redukciji na visokim temperaturama. Koks se koristi za redukciju željezne rude u željezo (taljenje). Stvrdnjavanje čelika postiže se zagrijavanjem gotovih čeličnih komponenti u ugljičnom prahu. Silicij, volfram, bor i titan karbidi su među najtvrđim materijalima i koriste se kao abrazivi za rezanje i brušenje. Spojevi ugljika čine većinu materijala koji se koriste u odjeći, kao što su prirodni i sintetički tekstil i koža, te gotovo sve unutarnje površine u okruženjima osim stakla, kamena i metala.

Dijamant

Industrija dijamanata podijeljena je u dvije kategorije, od kojih su jedna visokokvalitetni dijamanti (drago kamenje), a druga industrijski dijamanti. Iako postoji velika trgovina s obje vrste dijamanata, oba tržišta djeluju na vrlo različite načine. Za razliku od plemenitih metala kao što su zlato ili platina, dijamanti od dragog kamenja se ne trguju kao roba: postoji značajna premija u prodaji dijamanata, a tržište preprodaje dijamanata nije jako aktivno. Industrijski dijamanti cijenjeni su prvenstveno zbog svoje tvrdoće i toplinske vodljivosti, dok su gemološke kvalitete čistoće i boje uglavnom irelevantne. Oko 80% iskopanih dijamanata (jednako oko 100 milijuna karata ili 20 tona godišnje) je neupotrebljivo i koristi se u industriji (otpadni dijamant). Sintetički dijamanti, izumljeni 1950-ih, gotovo su odmah našli industrijsku primjenu; Godišnje se proizvede 3 milijarde karata (600 tona) sintetičkih dijamanata. Dominantne industrijske namjene dijamanata su rezanje, bušenje, brušenje i poliranje. Većina ovih aplikacija ne zahtijeva velike dijamante; zapravo, većina dijamanata kvalitete dragog kamenja, s izuzetkom malih dijamanata, može se koristiti u industriji. Dijamanti se ubacuju u vrhove svrdla ili listove pile ili se melju u prah za korištenje pri brušenju i poliranju. Specijalizirane primjene uključuju laboratorijsku upotrebu kao skladište za eksperimente pod visokim tlakom, visokoučinkovite ležajeve i ograničenu upotrebu u specijaliziranim prozorima. S napretkom u proizvodnji sintetičkih dijamanata, nove primjene postaju izvedive. Velika se pozornost posvećuje mogućoj upotrebi dijamanta kao poluvodiča pogodnog za mikročipove i zbog njegove iznimne toplinske vodljivosti kao hladnjaka u elektronici.

ugljik (C)- tipični nemetalni; u periodnom sustavu je u 2. razdoblju IV skupine, glavna podskupina. Atomski broj 6, Ar = 12,011 amu, nuklearni naboj +6.

Fizička svojstva: ugljik tvori mnoge alotropne modifikacije: dijamant- jedna od najtvrđih tvari grafit, ugljen, čađa.

Ugljikov atom ima 6 elektrona: 1s 2 2s 2 2p 2 . Posljednja dva elektrona nalaze se na zasebnim p-orbitalama i nisu upareni. U principu bi ovaj par mogao zauzeti jednu orbitalu, ali u tom slučaju elektron-elektronska odbojnost snažno raste. Zbog toga jedan od njih uzima 2p x, a drugi ili 2p y , ili 2p z-orbitale.

Razlika između energija s- i p-podrazine vanjskog sloja je mala, stoga atom vrlo lako prelazi u pobuđeno stanje, u kojem jedan od dva elektrona s 2s-orbitale prelazi u slobodni 2p. Valentno stanje s konfiguracijom 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . Upravo je ovo stanje atoma ugljika karakteristično za dijamantnu rešetku – tetraedarski prostorni raspored hibridnih orbitala, iste duljine veze i energije.

Poznato je da se ovaj fenomen zove sp 3 -hibridizacija, a nastale funkcije su sp 3 -hibridne . Formiranje četiri sp 3 veze osigurava atomu ugljika stabilnije stanje od tri p-p- i jedan s-s-link. Osim sp 3 hibridizacije na atomu ugljika, također se opaža sp 2 i sp hibridizacija . U prvom slučaju dolazi do međusobnog preklapanja s- i dvije p-orbitale. Formiraju se tri ekvivalentne sp 2 - hibridne orbitale, smještene u jednoj ravnini pod kutom od 120 ° jedna prema drugoj. Treća orbitala p je nepromijenjena i usmjerena okomito na ravninu sp 2.

Tijekom sp hibridizacije, s i p orbitale se preklapaju. Kut od 180° nastaje između dvije formirane ekvivalentne hibridne orbitale, dok dvije p-orbitale svakog od atoma ostaju nepromijenjene.

Alotropija ugljika. Dijamant i grafit

U kristalu grafita atomi ugljika nalaze se u paralelnim ravninama, zauzimajući vrhove pravilnih šesterokuta u njima. Svaki od ugljikovih atoma vezan je na tri susjedne sp 2 -hibridne veze. Vezu između paralelnih ravnina provode van der Waalsove sile. Slobodne p-orbitale svakog od atoma usmjerene su okomito na ravnine kovalentnih veza. Njihovo preklapanje objašnjava dodatnu π-vezu između ugljikovih atoma. Dakle od valentno stanje u kojem su atomi ugljika u tvari, ovise svojstva ove tvari.

Kemijska svojstva ugljika

Najtipičnija oksidacijska stanja su +4, +2.

Pri niskim temperaturama ugljik je inertan, ali kada se zagrije, njegova aktivnost se povećava.

Ugljik kao redukcijsko sredstvo:

- s kisikom
C 0 + O 2 - t ° = CO 2 ugljični dioksid
s nedostatkom kisika - nepotpuno izgaranje:
2C 0 + O 2 - t ° = 2C +2 O ugljični monoksid

- s fluorom
C + 2F 2 = CF 4

- s vodenom parom
C 0 + H 2 O - 1200 ° = C +2 O + H 2 vodeni plin

- s metalnim oksidima. Dakle, metal se topi iz rude.
C 0 + 2CuO - t ° = 2Cu + C +4 O 2

- s kiselinama - oksidirajuća sredstva:
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

- tvori ugljični disulfid sa sumporom:
C + 2S 2 = CS 2.

Ugljik kao oksidacijsko sredstvo:

- tvori karbide s nekim metalima

4Al + 3C 0 = Al 4 C 3

Ca + 2C 0 = CaC 2 -4

- s vodikom - metanom (kao i velikom količinom organskih spojeva)

C0 + 2H2 = CH4

- sa silicijumom tvori karborund (na 2000 °C u električnoj peći):

Pronalaženje ugljika u prirodi

Slobodni ugljik se javlja u obliku dijamanta i grafita. U obliku spojeva ugljik je u sastavu minerala: kreda, mramor, vapnenac - CaCO 3, dolomit - MgCO 3 * CaCO 3; hidrokarbonati - Mg (HCO 3) 2 i Ca (HCO 3) 2, CO 2 je dio zraka; Ugljik je glavni sastavni dio prirodnih organskih spojeva - plina, nafte, ugljena, treseta; dio je organskih tvari, bjelančevina, masti, ugljikohidrata, aminokiselina koje čine žive organizme.

Anorganski spojevi ugljika

Ni C 4+ ni C 4- ioni ne nastaju ni pod kakvim uobičajenim kemijskim procesima: u ugljikovim spojevima postoje kovalentne veze različitog polariteta.

ugljični monoksid (II) CO

Ugljični monoksid; bezbojan, bez mirisa, slabo topiv u vodi, topiv u organskim otapalima, otrovan, temperatura bale = -192 °C; t pl. = -205 °C.

Primanje
1) U industriji (u plinskim generatorima):
C + O 2 = CO 2

2) U laboratoriju - termičkom razgradnjom mravlje ili oksalne kiseline u prisutnosti H 2 SO 4 (konc.):
HCOOH = H2O + CO

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

Kemijska svojstva

CO je inertan u normalnim uvjetima; kada se zagrijava - redukcijsko sredstvo; oksid koji ne stvara sol.

1) s kisikom

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

2) s metalnim oksidima

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

3) s klorom (na svjetlu)

CO + Cl 2 - hn = COCl 2 (fozgen)

4) reagira s topljenim alkalijama (pod pritiskom)

CO + NaOH = HCOONa (natrijev format)

5) tvori karbonile s prijelaznim metalima

Ni + 4CO - t ° = Ni (CO) 4

Fe + 5CO - t ° = Fe (CO) 5

Ugljični monoksid (IV) CO2

Ugljični dioksid, bezbojan, bez mirisa, topljivost u vodi - 0,9V CO 2 otapa se u 1V H 2 O (u normalnim uvjetima); teži od zraka; t ° pl. = -78,5 °C (kruti CO 2 se naziva "suhi led"); ne podržava izgaranje.

Primanje

Termička razgradnja soli ugljične kiseline (karbonata). Pečenje vapnenca:

CaCO 3 - t ° = CaO + CO 2

Djelovanje jakih kiselina na karbonate i bikarbonate:

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

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

KemijskiSvojstvaCO2
Kiseli oksid: Reagira s bazičnim oksidima i bazama stvarajući soli ugljične kiseline

Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3

2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O

NaOH + CO 2 = NaHCO 3

Može pokazati oksidirajuća svojstva na povišenim temperaturama

S +4 O 2 + 2Mg - t ° = 2Mg +2 O + C 0

Kvalitativna reakcija

Zamućenost vapnene vode:

Ca (OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ¯ (bijeli talog) + H 2 O

Nestaje produljenim prolaskom CO 2 kroz vapnenu vodu, jer netopljivi kalcijev karbonat se pretvara u topljivi bikarbonat:

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

Ugljična kiselina i njezinasol

H 2CO 3 - Kiselina je slaba, postoji samo u vodenoj otopini:

CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3

dvije baze:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 - soli kiselina - bikarbonati, ugljikovodici
HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2- Srednje soli - karbonati

Sva svojstva kiselina su karakteristična.

Karbonati i ugljikovodici se mogu pretvoriti jedni u druge:

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

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

Metalni karbonati (osim alkalnih metala) se dekarboksiliraju kada se zagrijavaju u oksid:

CuCO 3 - t ° = CuO + CO 2

Kvalitativna reakcija- "kuhanje" pod djelovanjem jake kiseline:

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2

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 oslobađa kada karbidi cinka, kadmija, lantana i cerija reagiraju s vodom:

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

Be 2 C i Al 4 C 3 se razlažu s vodom u metan:

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

U tehnologiji se koriste titani karbidi TiC, volfram W 2 C (tvrde legure), silicij SiC (karbound - kao abraziv i materijal za grijače).

Cijanid

dobiveno zagrijavanjem sode u atmosferi amonijaka i ugljičnog monoksida:

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

Cijanovodična kiselina HCN važan je proizvod kemijske industrije i široko se koristi u organskoj sintezi. Njegova svjetska proizvodnja doseže 200 tisuća tona godišnje. Elektronička struktura cijanidnog aniona slična je ugljičnom monoksidu (II), takve se čestice nazivaju izoelektronskim:

C = O: [: C = N:] -

U iskopavanju zlata koriste se cijanidi (0,1-0,2% vodena otopina):

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

Prilikom ključanja otopina cijanida sa sumporom ili fuzije krutih tvari, tiocijanati:
KCN + S = KSCN.

Zagrijavanjem cijanida niskoaktivnih metala dobiva se cijanogen: Hg (CN) 2 = Hg + (CN) 2. Otopine cijanida se oksidiraju u cijanata:

2 KCN + O 2 = 2 KOCN.

Cijanska kiselina dolazi u dva oblika:

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

Godine 1828. Friedrich Wöhler (1800-1882) dobio je ureu iz amonijevog cijanata: NH 4 OCN = CO (NH 2) 2 isparavanjem vodene otopine.

Ovaj događaj se obično doživljava kao pobjeda sintetičke kemije nad "vitalističkom teorijom".

Postoji izomer cijanske kiseline - hlapljiva kiselina

H-O-N = C.
Njegove soli (eksplozivna živa Hg (ONC) 2) koriste se u udarnim zapaljivačima.

Sinteza urea(urea):

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

Urea je amid ugljične kiseline, postoji i njezin "analog dušika" - gvanidin.

Karbonati

Najvažniji anorganski spojevi ugljika su soli ugljične kiseline (karbonati). H 2 CO 3 je slaba kiselina (K 1 = 1,3 · 10 -4; K 2 = 5 · 10 -11). Nosači karbonatnog pufera ravnoteža ugljičnog dioksida u atmosferi. Oceani imaju ogroman tampon kapacitet jer su otvoreni sustav. Glavna puferska reakcija je ravnoteža u disocijaciji ugljične kiseline:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 -.

Sa smanjenjem kiselosti dolazi do dodatne apsorpcije ugljičnog dioksida iz atmosfere s stvaranjem kiseline:
CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3.

S povećanjem kiselosti dolazi do otapanja karbonatnih stijena (školjke, krede i naslage vapnenca u oceanu); ovo nadoknađuje gubitak hidrokarbonatnih iona:

H + + CO 3 2- ↔ HCO 3 -

CaCO 3 (čvrsti) ↔ Ca 2+ + CO 3 2-

Čvrsti karbonati se pretvaraju u topljive hidrokarbonate. Upravo taj proces kemijskog otapanja viška ugljičnog dioksida suprotstavlja "efektu staklenika" - globalnom zatopljenju zbog apsorpcije toplinskog zračenja Zemlje ugljičnim dioksidom. Oko trećine svjetske sode (natrijevog karbonata Na 2 CO 3) koristi se u proizvodnji stakla.