Вуглецю хімічна формула. Що таке вуглець? Опис, властивості та формула вуглецю

Одним із найдивовижніших елементів, який здатний формувати величезну кількість різноманітних сполук органічної та неорганічної природи, є вуглець. Це настільки незвичайний за властивостями елемент, що Менделєєв передрікав йому велике майбутнє, говорячи про не розкриті поки особливості.

Пізніше це підтвердилося практично. Стало відомо, що він - головний біогенний елемент нашої планети, що входить до складу всіх живих істот. Крім цього, здатний існувати в таких формах, які кардинально різняться за всіма параметрами, але при цьому складаються лише з атомів вуглецю.

Загалом, особливостей цієї структури багато, саме з ними і постараємося розібратися в ході статті.

Вуглець: формула та положення в системі елементів

У періодичній системі елемент вуглець розташовується в IV (за новим зразком у 14) групі, головній підгрупі. Його порядковий номер 6, а атомна вага 12,011. Позначення елемента знаком С говорить про його назву латиною - carboneum. Є кілька різних форм, у яких є вуглець. Формула тому буває різна і залежить від конкретної модифікації.

Однак для написання рівнянь реакцій конкретне позначення, звичайно, є. В цілому, коли йдеться про речовину в чистому вигляді, прийнято молекулярну формулу вуглецю С, без індексації.

Історія відкриття елемента

Сам собою цей елемент відомий з самої давнини. Адже один із найголовніших мінералів у природі – це кам'яне вугілля. Тому для давніх греків, римлян та інших народностей секретом він не був.

Крім цього різновиду, також використовували алмази та графіт. З останнім довгий час було багато заплутаних ситуацій, оскільки часто без аналізу складу за графіт приймали такі сполуки, як:

сріблястий свинець;
карбід заліза;
сульфід молібдену.

Всі вони були забарвлені у чорний колір і тому вважалися графітом. Пізніше це непорозуміння було роз'яснено, і ця форма вуглецю стала собою.

З 1725 велике комерційне значення набувають алмази, а в 1970 освоєно технологію отримання їх штучним шляхом. З 1779, завдяки роботам Карла Шееле, вивчаються хімічні властивості, які виявляє вуглець. Це послужило початком низки найважливіших відкриттів у галузі даного елемента і стало основою з'ясування всіх його унікальних особливостей.

Ізотопи вуглецю та поширення в природі

Незважаючи на те, що аналізований елемент - один з найважливіших біогенних, його загальний вміст у масі земної кори становить 0,15%. Так походить від того, що він зазнає постійної циркуляції, природного кругообігу в природі.

У цілому нині можна назвати кілька сполук мінерального характеру, до складу яких входить вуглець. Це такі природні породи, як:

доломіт і вапняки;
антрацит;
горючі сланці;
природний газ;
кам'яне вугілля;
нафту;
буре вугілля;
торф;
бітуми.

Крім цього, не слід забувати і про живі істоти, які є просто сховищем вуглецевих сполук. Адже їм утворені білки, жири, вуглеводи, нуклеїнові кислоти, а отже найважливіші структурні молекули. У цілому нині на перерахунок сухої маси тіла з 70 кг 15 посідає чистий елемент. І так у кожної людини, не кажучи вже про тварин, рослин та інші істоти.

Якщо ж розглянути і води, тобто гідросферу в цілому і атмосферу, то тут є суміш вуглець-кисень, що виражається формулою СО 2 . Діоксид або вуглекислий газ - один з основних газів, що становлять повітря. Саме такому вигляді масова частка вуглецю становить 0,046%. Ще більше розчинено вуглекислий газ у водах Світового океану.

Атомна маса вуглецю як елемента становить 12,011. Відомо, що ця величина розраховується як середнє арифметичне між атомними вагами всіх існуючих у природі ізотопних різновидів, з урахуванням їхньої поширеності (у відсотковому співвідношенні). Так відбувається і у речовини, що розглядається. Є три основні ізотопи, у вигляді яких знаходиться вуглець. Це:

12 С - його масова частка у переважній більшості становить 98,93 %;
13 С – 1,07 %;
14 С - радіоактивний, період напіврозпаду 5700 років, стійкий бета-випромінювач.

У практиці визначення геохронологічного віку зразків широко застосовується радіоактивний ізотоп 14, який є індикатором, завдяки своєму тривалому періоду розпаду.

Алотропні модифікації елемента

Вуглець - це такий елемент, який у вигляді простої речовини існує у кількох формах. Тобто він здатний формувати найбільше з відомих сьогодні число алотропних модифікацій.

1. Кристалічні варіації – існують у вигляді міцних структур із правильними ґратами атомного типу. До цієї групи належать такі різновиди, як:

алмази;
фулерени;
графіти;
карбіни;
лонсдейліти;
та трубки.

Усі вони різняться грати, у вузлах яких атом вуглецю. Звідси й унікальні, не схожі властивості, як фізичні, і хімічні.

2. Аморфні форми – їх утворює атом вуглецю, що входить до складу деяких природних сполук. Тобто це не чисті різновиди, а з домішками інших елементів у незначній кількості. До цієї групи входять:

активоване вугілля;
кам'яний та дерев'яний;
сажа;
вуглецева нанопена;
антрацит;
скловуглець;
технічний різновид речовини.

Їх також поєднують особливості будови кристалічної решітки, що пояснюють властивості, що виявляються.

3. З'єднання вуглецю як кластерів. Така структура, коли атоми замикаються в особливу порожню зсередини конформацію, заповнювану водою чи ядрами інших елементів. Приклади:

вуглецеві наноконуси;
астралени;
дівуглець.

Фізичні властивості аморфного вуглецю

Через велику різноманітність алотропних модифікацій, виділити якісь загальні фізичні властивості для вуглецю складно. Простіше говорити про конкретну форму. Так, наприклад, аморфний вуглець має такі характеристики.

В основі всіх форм - дрібнокристалічні різновиди графіту.
Висока теплоємність.
Хороші провідникові властивості.
Щільність вуглецю близько 2 г/см 3 .
При нагріванні понад 1600 0 відбувається перехід у графітові форми.

Сажа і кам'яні різновиди знаходять широке застосування в технічних цілях. Вони не є проявом модифікації вуглецю у чистому вигляді, проте містять його у дуже великій кількості.

Кристалічний вуглець

Існує кілька варіантів, у яких вуглець - речовина, що формує правильні кристали різного виду, де атоми з'єднуються послідовно. В результаті відбувається утворення наступних модифікацій.

- кубічна, в якій з'єднуються чотири тетраедри. В результаті всі ковалентні хімічні зв'язки кожного атома максимально насичені та міцні. Це пояснює фізичні властивості: густина вуглецю 3300 кг/м 3 . Висока твердість, низька теплоємність, відсутність електричної провідності – все це є результатом будови кристалічних ґрат. Існують технічно отримані алмази. Утворюються під час переходу графіту в наступну модифікацію під впливом високої температури та певного тиску. Загалом так само висока, як і міцність – близько 3500 0С.
графіт. Атоми розташовані подібно до структури попередньої речовини, проте відбувається насичення лише трьох зв'язків, а четверта стає довшою і менш міцною, вона з'єднує між собою "шари" гексагональних кілець решітки. В результаті виходить, що графіт - м'яка, жирна на дотик речовина чорного кольору. Має хорошу електричну провідність і має високу температуру плавлення - 3525 0 С. Здібно до сублімації - сублімації з твердого стану в газоподібний, минаючи рідке (при температурі 3700 0 С). Щільність вуглецю - 2,26 г/см 3, що набагато нижче за таку у алмазу. Це їх різні властивості. Через шарувату структуру кристалічної решітки, можливе використання графіту для виготовлення грифелів простих олівців. При проведенні паперу лусочки відшаровуються і залишають на папері слід чорного кольору.
Фулерени. Відкрито було лише у 80-х роках минулого століття. Є модифікації, в яких вуглеці з'єднуються між собою в особливу опуклу замкнуту структуру, що має в центрі порожнечу. Причому форма кристала - багатогранник, правильна організація. Кількість атомів парна. Найвідоміша форма фулерен С 60 . Зразки подібної речовини були знайдені під час досліджень:

метеоритів;
донних відкладень;
фольгуритів;
шунгіти;
космічного простору, де містилися у вигляді газів.

Всі різновиди кристалічного вуглецю мають важливе практичне значення, оскільки мають ряд корисних у техніці властивостей.

Хімічна активність

Молекулярний вуглець виявляє низьку хімічну активність внаслідок власної стійкої конфігурації. Змусити його вступати в реакції можна лише повідомивши додаткову енергію атома і змусивши електрони зовнішнього рівня розпаритися. У цей момент валентність дорівнює 4. Тому в з'єднаннях він має ступінь окислення + 2, + 4, - 4.

Практично всі реакції з простими речовинами як металами, так і неметалами протікають під впливом високих температур. Цей елемент може бути як окислювачем, так і відновником. Однак останні властивості виражені у нього особливо сильно, саме на цьому ґрунтується застосування його в металургійній та інших галузях промисловості.

Загалом здатність вступати у хімічну взаємодію залежить від трьох факторів:

дисперсності вуглецю;
алотропної модифікації;
температури реакції.

Таким чином, у ряді випадків відбувається взаємодія з такими речовинами:

неметалами (воднем, киснем);
металами (алюмінієм, залізом, кальцієм та іншими);
оксидами металів та їх солями.

З кислотами та лугами не реагує, з галогенами дуже рідко. Найважливіша з властивостей вуглецю – здатність утворювати довгі ланцюги між собою. Вони можуть замикатися у цикл, формувати розгалуження. Так відбувається утворення органічних сполук, які сьогодні обчислюються мільйонами. Основою цих сполук є два елементи - вуглець, водень. Також до складу можуть входити інші атоми: кисень, азот, сірка, галогени, фосфор, метали та інші.

Основні сполуки та їх характеристика

Існує безліч різних сполук, до складу яких входить вуглець. Формула найвідомішого з них - 2 - вуглекислий газ. Однак крім цього оксиду існує ще СО - монооксид або чадний газ, а також недооксид С 3 Про 2 .

Серед солей, до складу яких входить даний елемент, найпоширенішими є карбонати кальцію та магнію. Так, карбонат кальцію має кілька синонімів у назві, тому що в природі зустрічається у вигляді:

крейди;
мармуру;
вапняку;
доломіту.

Важливе значення карбонатів лужноземельних металів проявляється в тому, що вони є активними учасниками процесів утворення сталактитів і сталагмітів, а також підземних вод.

Вугільна кислота - ще одна сполука, яка утворює вуглець. Формула її - Н 2 3 . Однак у звичайному вигляді вона вкрай нестійка і відразу ж розчиняється на вуглекислий газ і воду. Тому відомі лише її солі, а не вона сама як розчин.

Галогеніди вуглецю - виходять переважно непрямим шляхом, оскільки прямі синтези йдуть лише за дуже високих температурах і з низьким виходом продукту. Одне з найпоширеніших – CCL 4 – тетрахлорметан. Отруйна сполука, здатна при вдиханні викликати отруєння. Отримують при реакціях радикального фотохімічного заміщення метану.

Карбіди металів - сполуки вуглецю, в яких він виявляє ступінь окислення 4. Також можливе існування об'єднань із бором та кремнієм. Головна властивість карбідів деяких металів (алюмінію, вольфраму, титану, ніобію, танталу, гафнію) - це висока міцність і відмінна електропровідність. Карбід бору В 4 С - одна з найтвердіших речовин після алмазу (9,5 за Моосом). Дані сполуки використовуються в техніці, а також хімічній промисловості як джерела отримання вуглеводнів (карбід кальцію з водою призводить до утворення ацетилену і гідроксиду кальцію).

Багато сплавів металів виготовляють з використанням вуглецю, значно підвищуючи тим самим їх якісні та технічні характеристики (сталь – сплав заліза з вуглецем).

На окрему увагу заслуговують численні органічні сполуки вуглецю, в яких він - основний елемент, здатний з'єднуватися з такими ж атомами в довгі ланцюги різної будови. До них можна віднести:

алкани;
алкени;
арени;
білки;
вуглеводи;
нуклеїнові кислоти;
спирти;
карбонові кислоти та багато інших класів речовин.

Застосування вуглецю

Значення сполук вуглецю та її алотропних модифікацій у житті дуже велике. Можна назвати кілька найбільш глобальних галузей, щоб стало зрозуміло, що це справді так.

Цей елемент утворює всі види органічного палива, з якого людина отримує енергію.
Металургійна промисловість використовує вуглець як сильний відновник отримання металів з їх сполук. Тут знаходять широке застосування карбонати.
Будівництво та хімічна промисловість споживають величезну кількість сполук вуглецю для синтезу нових речовин та отримання необхідних продуктів.

Також можна назвати такі галузі господарства, як:

ядерна промисловість;
ювелірна справа;
технічне обладнання (мастила, жароміцні тиглі, олівці та інше);
визначення геологічного віку порід – радіоактивний індикатор 14 С;
вуглець - чудовий адсорбент, що дозволяє використовувати його для виготовлення фільтрів.

Кругообіг у природі

Маса вуглецю, що знаходиться в природі, включена в постійний кругообіг, який циклічно відбувається щомиті по всій земній кулі. Так, атмосферне джерело вуглецю - СО 2 поглинається рослинами і виділяється всіма живими істотами в процесі дихання. Потрапляючи в атмосферу, він знову поглинається і так цикл не припиняється. При цьому відмирання органічних залишків призводить до вивільнення вуглецю та накопичення його в землі, звідки він знову поглинається живими організмами і виводиться в атмосферу у вигляді газу.

Вуглець(Лат. Carboneum), С, хімічний елемент IV групи періодичної системи Менделєєва, атомний номер 6, атомна маса 12,011. Відомі два стабільні ізотопи: 12 С (98,892%) і 13 С (1,108%). З радіоактивних ізотопів найбільш важливий 14 С з періодом напіврозпаду (Т? = 5,6 · 10 3 років). Невеликі кількості 14 С (близько 2 · 10 -10 % за масою) постійно утворюються у верхніх шарах атмосфери при дії нейтронів космічного випромінювання на ізотоп азоту 14 N. За питомою активністю ізотопу 14 С в залишках біогенного походження визначають їх вік. 14 С широко використовується як ізотопний індикатор.

Історична довідка.Вуглець відомий з глибокої давнини. Деревне вугілля служило відновлення металів з руд, алмаз - як дорогоцінний камінь. Значно пізніше стали застосовувати графіт виготовлення тиглів і олівців.

У 1778 році К. Шееле, нагріваючи графіт із селітрою, виявив, що при цьому, як і при нагріванні вугілля із селітрою, виділяється вуглекислий газ. Хімічний склад алмазу був встановлений в результаті дослідів А. Лавуазьє (1772) з вивчення горіння алмазу на повітрі та досліджень С. Теннанта (1797), який доказав, що однакові кількості алмазу та вугілля дають при окисленні рівні кількості вуглекислого газу. Вуглець був визнаний хімічним елементом в 1789 Лавуазьє. Латинська назва сагboneum Вуглець отримав від carbo - вугілля.

Поширення вуглецю в природі.Середній вміст Вуглецю в земній корі 2,3 10 -2 % по масі (1 10 -2 в ультраосновних, 1 10 -2 - в основних, 2 10 -2 - в середніх, 3 10 -2 - в кислих гірських породах). Вуглець накопичується у верхній частині земної кори (біосфері): у живій речовині 18% Вуглецю, деревині 50%, кам'яному куті 80%, нафті 85%, антрациті 96%. Значна частина Вуглецю літосфери зосереджена у вапняках та доломітах.

Число власних мінералів Вуглецю - 112; Винятково велика кількість органічних сполук Вуглецю - вуглеводнів та їх похідних.

З накопиченням Вуглецю в земній корі пов'язане накопичення і багатьох інших елементів, що сорбуються органічною речовиною і які утворюються у вигляді нерозчинних карбонатів, і т. д. Велику геохімічну роль у земній корі відіграють СО 2 і вугільна кислота. Величезна кількість СО 2 виділяється при вулканізмі - історія Землі це було основне джерело Вуглецю для біосфери.

Порівняно із середнім вмістом у земній корі людство у винятково великих кількостях витягує Вуглець з надр (вугілля, нафту, природний газ), оскільки ці копалини - основне джерело енергії.

Величезне геохімічне значення має кругообіг Вуглецю.

Вуглець поширений також у космосі; на Сонці він займає 4 місце після водню, гелію і кисню.

Фізичні властивості Вуглецю.Відомі кілька кристалічних модифікацій Вуглецю: графіт, алмаз, карбін, лонсдейліт та інші. Графіт - сіро-чорна, непрозора, жирна на дотик, луската, дуже м'яка маса з металевим блиском. Побудований із кристалів гексагональної структури: а = 2,462Å, c = 6,701Å. При кімнатній температурі та нормальному тиску (0,1 Мн/м 2 або 1 кгс/см 2 ) графіт термодинамічно стабільний. Діамант - дуже тверда, кристалічна речовина. Кристали мають кубічні гранецентровані грати: а = 3,560Å. При кімнатній температурі та нормальному тиску алмаз метастабільний. Помітне перетворення алмазу на графіт спостерігається при температурах вище 1400 ° С у вакуумі або в інертній атмосфері. При атмосферному тиску та температурі близько 3700 °С графіт виганяється. Рідкий Вуглець може бути отриманий при тиску вище 10,5 Мн/м 2 (105 кгс/см 2 ) і температурах вище 3700 °С. Для твердого Вуглецю (кокс, сажа, деревне вугілля) характерно також стан з невпорядкованою структурою - так званих "аморфний" Вуглець, який не є самостійною модифікацією; в основі його будови лежить структура дрібнокристалічного графіту. Нагрівання деяких різновидів "аморфного" Вуглецю вище 1500-1600 ° С без доступу повітря викликає їх перетворення на графіт. Фізичні властивості "аморфного" Вуглець дуже сильно залежать від дисперсності частинок та наявності домішок. Щільність, теплоємність, теплопровідність та електропровідність "аморфного" Вуглецю завжди вища, ніж графіту. Карбін отриманий штучно. Він є дрібнокристалічний порошок чорного кольору (щільність 1,9-2 г/см 3). Побудований з довгих ланцюжків атомів, покладених паралельно один одному. Лонсдейліт знайдений у метеоритах та отриманий штучно.

Хімічні властивості Вуглецю.Конфігурація зовнішньої електронної оболонки атома Вуглецю 2s 2 2p 2 . Для Вуглецю характерне утворення чотирьох ковалентних зв'язків, обумовлене збудженням зовнішньої електронної оболонки до 2sp 3 . Тому Вуглець здатний однаково як притягувати, і віддавати електрони. Хімічний зв'язок може здійснюватися за рахунок sp 3 -, sp 2 - і sp-гібридних орбіталей, яким відповідають координаційні числа 4, 3 та 2. Число валентних електронів Вуглецю та число валентних орбіталей однаково; це одна із причин стійкості зв'язку між атомами Вуглецю.

Унікальна здатність атомів Вуглецю з'єднуватися між собою з утворенням міцних і довгих ланцюгів та циклів призвела до виникнення величезної кількості різноманітних сполук Вуглецю, що вивчаються органічною хімією.

У сполуках Вуглець виявляє ступеня окиснення -4; +2; +4. Атомний радіус 0,77Å, ковалентні радіуси 0,77Å, 0,67Å, 0,60Å відповідно в одинарному, подвійному та потрійному зв'язках; іонний радіус З 4-2,60Å, З 4+ 0,20Å. За звичайних умов Вуглець хімічно інертний, за високих температур він з'єднується з багатьма елементами, виявляючи сильні відновлювальні властивості. Хімічна активність зменшується в ряду: "аморфний" Вуглець, графіт, алмаз; взаємодія з киснем повітря (горіння) відбувається відповідно при температурах вище 300-500 °С, 600-700 °З і 850-1000 °З утворенням оксиду вуглецю (IV) СО 2 і оксиду вуглецю (II) СО.

2 розчиняється у воді з утворенням вугільної кислоти. В 1906 О. Дільс отримав недооксид Вуглецю С 3 Про 2 . Всі форми Вуглецю стійкі до лугів та кислот і повільно окислюються тільки дуже сильними окислювачами (хромова суміш, суміш концентрованих HNO 3 та КСlO 3 та інших). "Аморфний" Вуглець реагує з фтором при кімнатній температурі, графіт та алмаз - при нагріванні. Безпосереднє з'єднання Вуглецю з хлором відбувається в електричній дузі; з бромом та йодом Вуглець не реагує, тому численні галогеніди вуглецю синтезують непрямим шляхом. З оксигалогенідів загальної формули СОХ 2 (де X - галоген) найбільш відома хлороксид СОСl (фосген). Водень з алмазом не взаємодіє; з графітом і "аморфним" Вуглецем реагує при високих температурах у присутності каталізаторів (Ni, Pt): при 600-1000 ° С утворюється в основному метан СН 4 при 1500-2000 ° С - ацетилен С 2 Н 2 ; в продуктах можуть бути присутніми також інші вуглеводні, наприклад етан 2 Н 6 , бензол 6 Н 6 . Взаємодія сірки з "аморфним" Вуглецем та графітом починається при 700-800 ° С, з алмазом при 900-1000 ° С; у всіх випадках утворюється сірковуглець CS 2 . Інші сполуки Вуглецю, що містять сірку (тіооксид CS, тіонедооксид С 3 S 2 , серооксид COS та тіофосген CSCl 2), отримують непрямим шляхом. При взаємодії CS 2 з сульфідами металів утворюються тіокарбонати – солі слабкої тіокутної кислоти. Вуглецю з азотом з одержанням ціану (CN) 2 відбувається при пропущенні електричного розряду між вугільними електродами в атмосфері азоту. Серед азотовмісних сполук Вуглецю важливе практичне значення мають ціаністий водень HCN (Синільна кислота) та його численні похідні: ціаніди, галогенціани, нітрили та інших. При температурах вище 1000 °С Вуглець взаємодіє з багатьма металами, даючи карбіди. Усі форми Вуглецю при нагріванні відновлюють оксиди металів з утворенням вільних металів (Zn, Cd, Cu, Рb та інших) або карбідів (СаС 2 Мо 2 С, WC, ТаС та інших). Вуглець реагує при температурах вище 600-800 ° С з водяною парою та вуглекислим газом (Газифікація палив). Відмінною особливістю графіту є здатність при помірному нагріванні до 300-400 ° С взаємодіяти з лужними металами і галогенідами з утворенням сполук включення типу 8 Ме, 24 Ме, 8 Х (де X - галоген, Me - метал). Відомі сполуки включення графіту з HNO 3 , H 2 SO 4 FeCl 3 та інші (наприклад, бісульфат графіту C 24 SO 4 H 2). Усі форми Вуглецю нерозчинні у звичайних неорганічних та органічних розчинниках, але розчиняються у деяких розплавлених металах (наприклад, Fe, Ni, Co).

p align="justify"> Народногосподарське значення Вуглецю визначається тим, що понад 90% всіх первинних джерел споживаної у світі енергії припадає на органічне паливо, головна роль якого збережеться і на найближчі десятиліття, незважаючи на інтенсивний розвиток ядерної енергетики. Тільки близько 10% палива, що видобувається, використовується як сировина для основного органічного синтезу і нафтохімічного синтезу, для отримання пластичних мас та інших.

Вуглець в організмі.Вуглець - найважливіший біогенний елемент, що становить основу життя на Землі, структурна одиниця величезної кількості органічних сполук, що беруть участь у побудові організмів та забезпеченні їхньої життєдіяльності (біополімери, а також численні низькомолекулярні біологічно активні речовини - вітаміни, гормони, медіатори та інші). Значна частина необхідної організмам енергії утворюється у клітинах з допомогою окислення Вуглецю. Виникнення життя Землі у сучасне науці як складний процес еволюції вуглецевих сполук.

Унікальна роль Вуглецю в живій природі обумовлена його властивостями, якими в сукупності не має жоден інший елемент періодичної системи. Між атомами Вуглецю, а також між Вуглецем та іншими елементами утворюються міцні хімічні зв'язки, які, однак, можуть бути розірвані у порівняно м'яких фізіологічних умовах (ці зв'язки можуть бути одинарними, подвійними та потрійними). Здатність Вуглецю утворювати 4 рівнозначні валентні зв'язки з іншими атомами Вуглецю створює можливість для побудови вуглецевих скелетів різних типів - лінійних, розгалужених, циклічних. Показово, що всього три елементи – С, Про та Н – становлять 98% загальної маси живих організмів. Цим досягається певна економічність у живій природі: при практично безмежному структурному розмаїтті вуглецевих сполук невелика кількість типів хімічних зв'язків дозволяє набагато скоротити кількість ферментів, необхідних для розщеплення та синтезу органічних речовин. Особливості будови атома Вуглецю лежать в основі різних видів ізомерії органічних сполук (здатність до оптичної ізомерії виявилася вирішальною в біохімічній еволюції амінокислот, вуглеводів та деяких алкалоїдів).

Згідно з загальноприйнятою гіпотезою А. І. Опаріна, перші органічні сполуки на Землі мали абіогенне походження. Джерелами Вуглецю служили метан (СН 4) та ціаністий водень (HCN), що містилися в первинній атмосфері Землі. З виникненням життя єдиним джерелом неорганічного Вуглецю, за рахунок якого утворюється вся органічна речовина біосфери, є оксид вуглецю (IV) (СО 2), що знаходиться в атмосфері, а також розчинений у природних водах у вигляді НСЗ 3 . Найбільш потужний механізм засвоєння (асиміляції) Вуглецю (у формі СО2) – фотосинтез – здійснюється повсюдно зеленими рослинами (щорічно асимілюється близько 100 млрд. т СО2). На Землі існує і еволюційно більш давній спосіб засвоєння 2 шляхом хемосинтезу; у цьому випадку мікроорганізми-хемосинтетики використовують не променисту енергію Сонця, а енергію окиснення неорганічних сполук. Більшість тварин споживають вуглецю з їжею у вигляді вже готових органічних сполук. Залежно від способу засвоєння органічних сполук прийнято розрізняти автотрофні та гетеротрофні організми. Застосування для біосинтезу білка та інших поживних речовин мікроорганізмів, що використовують як єдине джерело Вуглецю вуглеводні нафти, - одна з важливих сучасних науково-технічних проблем.

Вміст Вуглецю в живих організмах для сухої речовини становить: 34,5-40% у водних рослин і тварин, 45,4-46,5% у наземних рослин і тварин і 54% у бактерій. У процесі життєдіяльності організмів, в основні за рахунок тканинного дихання, відбувається окислювальний розпад органічних сполук з виділенням у зовнішнє середовище 2 . Вуглець виділяється також у складі складніших кінцевих продуктів обміну речовин. Після загибелі тварин і рослин частина Вуглецю знову перетворюється на СО 2 в результаті процесів гниття, що здійснюються мікроорганізмами. Таким чином відбувається кругообіг вуглецю в природі. Значна частина Вуглецю мінералізується та утворює поклади викопного Вуглецю: кам'яне вугілля, нафту, вапняки та інші. Крім основної функції - джерела Вуглецю - СО 2 , Розчинена в природних водах і в біологічних рідинах, бере участь у підтримці оптимальної для життєвих процесів кислотності середовища. У складі СаСО 3 Вуглець утворює зовнішній скелет багатьох безхребетних (наприклад, раковини молюсків), а також міститься в коралах, яєчній шкаралупі птахів та інших. надалі, у процесі біологічної еволюції, перетворилися на сильні антиметаболіти обміну речовин.

Крім стабільних ізотопів Вуглецю, у природі поширений радіоактивний 14 С (в організмі людини його міститься близько 0,1 мккюрі). З використанням ізотопів Вуглецю в біологічних та медичних дослідженнях пов'язані багато великих досягнень у вивченні обміну речовин і круговороту Вуглець у природі. Так, за допомогою радіовуглецевої мітки була доведена можливість фіксації Н 14 СО 3 - рослинами і тканинами тварин, встановлена послідовність реакцій фотосинтезу, вивчено обмін амінокислот, простежено шляхи біосинтезу багатьох біологічно активних сполук і т. д. Застосування 14 С сприяло успіхам молекулярної біології механізмів біосинтезу білка та передачі спадкової інформації. Визначення питомої активності 14 С у вуглецевмісних органічних залишках дозволяє судити про їх вік, що використовується в палеонтології та археології.

ВУГЛЕРОД, С (а. carbon; н. Kohlenstoff; ф. carbone; і. carbono), - хімічний елемент IV групи періодичної системи Менделєєва, атомний номер 6, атомна маса 12,041. Природний вуглець складається із суміші 2 стабільних ізотопів: 12 С (98,892%) та 13 С (1,108%). Відомо також 6 радіоактивних ізотопів вуглецю, з яких найбільш важливим є ізотоп 14 З періодом напіврозпаду 5,73.10 3 років (цей ізотоп у невеликих кількостях постійно утворюється у верхніх шарах атмосфери в результаті опромінення ядер 14 N нейтронами космічного випромінювання).

Вуглець відомий з глибокої давнини. Дерев'яний використовувався для відновлення металів із руд, а алмаз - як. Визнання вуглецю як хімічний елемент пов'язане з ім'ям французького хіміка А. Лавуазьє (1789).

Модифікації та властивості вуглецю

Відомі 4 кристалічні модифікації вуглецю: графіт, алмаз, карбін і лонсдейліт, що сильно відрізняються за своїми властивостями. Карбін - штучно отриманий різновид вуглецю, що є дрібнокристалічний порошок чорного кольору, кристалічна структура якого характеризується наявністю довгих ланцюжків атомів вуглецю, розташованих паралельно один одному. Щільність 3230-3300 кг/м 3 теплоємність 11,52 Дж/моль.К. Лонсдейліт виявлений у метеоритах та отриманий штучно; його структура та фізичні властивості остаточно не встановлені. Для вуглецю характерно також стан із невпорядкованою структурою – т.зв. аморфний вуглець (сажа, кокс, деревне вугілля). Фізичні властивості "аморфного" вуглецю сильно залежить від дисперсності частинок і від наявності домішок.

Хімічні властивості вуглецю

У сполуках вуглець має ступеня окиснення +4 (найпоширеніша), +2 і +3. За звичайних умов вуглець хімічно інертний, за високих температур сполучається з багатьма елементами, виявляючи сильні відновлювальні властивості. Хімічна активність вуглецю зменшується у ряду "аморфний" вуглець, графіт, алмаз; взаємодія з киснем повітря у цих різновидів вуглецю відбувається відповідно при температурах 300-500°С, 600-700°З 850-1000°З утворенням діоксиду (CO 2) і монооксиду (CO) вуглецю. Діоксид розчиняється у воді з утворенням вугільної кислоти. Всі форми вуглецю стійкі до лугів і кислот. З галогенами вуглець практично не взаємодіє (крім графіту, який з F 2 вище 900°С реагує), тому його галогеніди одержують непрямим шляхом. Серед азотовмісних сполук важливе практичне значення мають ціаністий водень HCN (синільна кислота) та його численні похідні. При температурах вище 1000 ° С вуглець взаємодіє з багатьма металами, утворюючи карбіди. Усі форми вуглецю нерозчинні у звичайних неорганічних та органічних розчинниках.

Найважливіша властивість вуглецю - здатність його атомів утворювати міцні хімічні зв'язки між собою, а також між собою та іншими елементами. Здатність вуглецю утворювати 4 рівнозначні валентні зв'язки з іншими атомами вуглецю дозволяє будувати вуглецеві скелети різних типів (лінійні, розгалужені, циклічні); саме цими властивостями пояснюється виняткова роль вуглецю в будові всіх органічних сполук і, зокрема, всіх живих організмів.

Вуглець у природі

Середній вміст вуглецю у земній корі 2,3.10 % (за масою); при цьому основна маса вуглецю концентрується в осадових гірських породах (1%), тоді як в інших гірських породах істотно нижчі і приблизно однакові (1-3.10%) концентрації цього елемента. Вуглець накопичується у верхній частині, де його присутність пов'язана в основному з живою речовиною (18%), деревиною (50%), кам'яним вугіллям (80%), нафтою (85%), антрацитом (96%), а також з доломітами та вапняками. Відомо понад 100 мінералів вуглецю, з яких найбільш поширені карбонати кальцію, магнію та заліза (кальцит CaCO 3 , доломіт (Ca, Mg)CO 3 і сидерит FeCO 3). З накопиченням вуглецю в земній корі часто пов'язане й накопичення інших елементів, що сорбуються органічною речовиною і осаджуються після його поховання на дні водойм у вигляді нерозчинних сполук. Великі кількості діоксиду CO 2 виділяються в атмосферу із Землі при вулканічній діяльності та при спалюванні органічних палив. З атмосфери CO 2 засвоюється рослинами у процесі фотосинтезу і розчиняється у морській воді , складаючи цим найважливіші ланки загального круговороту вуглецю Землі. Важливу роль відіграє вуглець у космосі; на Сонці вуглець займає 4-те місце за поширеністю після водню, гелію та кисню, беручи участь у ядерних процесах.

Застосування та використання

Найважливіше народно-господарське значення вуглецю залежить від того, що близько 90% всіх первинних джерел енергії, споживаної людиною, посідає органічне паливо. Спостерігається тенденція використовувати нафту і як паливо, бо як сировину для різноманітних хімічних виробництв. Найменшу, але дуже істотну роль народному господарстві грає вуглець, видобутий як карбонатів (металургія, будівництво, хімічні виробництва), алмазів (ювелірні прикраси, техніка) і графіту (ядерна техніка, жароміцні тигли, олівці, деякі види мастил і і т.д.). За питомою активністю ізотопу 14 С у залишках біогенного походження визначають їх вік (радіовуглецевий метод датування). 14 С широко використовується як радіоактивний індикатор. Важливе значення має найпоширеніший ізотоп 12 С - одна дванадцята частина маси атома цього ізотопу прийнята за одиницю атомної маси хімічних елементів.

Вуглець (від латинського: carbo «вугілля») є хімічним елементом із символом С та атомним номером 6. Для утворення ковалентних хімічних зв'язків, доступні чотири електрони. Речовина є неметалевою та чотиривалентною. Три ізотопу вуглецю зустрічаються природним чином, 12С і 13С стабільні, а 14С - радіоактивний ізотоп, що згасає з періодом напіврозпаду близько 5730 років. Вуглець - один з небагатьох елементів, відомих з давніх-давен. Вуглець – це 15-й найпоширеніший елемент у земній корі, і четвертий найпоширеніший елемент у Всесвіті за масою після водню, гелію та кисню. Велика кількість вуглецю, унікальна різноманітність його органічних сполук і його незвичайна здатність утворювати полімери при температурах, які зазвичай зустрічаються на Землі, дозволяють цьому елементу служити загальним елементом для всіх відомих форм життя. Це другий найпоширеніший елемент у людському тілі за масою (близько 18,5%) після кисню. Атоми вуглецю можуть зв'язуватися по-різному, називаючись у своїй алотропами вуглецю. Найбільш відомими алотропами є графіт, алмаз та аморфний вуглець. Фізичні властивості вуглецю широко варіюються залежно від алотропної форми. Наприклад, графіт непрозорий і чорний, а алмаз дуже прозорий. Графіт досить м'який, щоб утворювати смугу на папері (звідси і його назва, від грецького дієслова «γράφειν», що означає «писати»), тоді як алмаз є найтвердішим відомим у природі матеріалом. Графіт є добрим електричним провідником, а алмаз має низьку електропровідність. У звичайних умовах, алмаз, вуглецеві нанотрубки та графен мають найвищу теплопровідність серед усіх відомих матеріалів. Усі вуглецеві алотропи є твердими речовинами у нормальних умовах, причому графіт є найбільш термодинамічно стабільною формою. Вони хімічно стійкі та вимагають високої температури, щоб реагувати навіть із киснем. Найбільш поширений стан окислення вуглецю в неорганічних сполуках становить +4, і +2 – у карбоксильних комплексах монооксиду вуглецю та перехідного металу. Найбільшими джерелами неорганічного вуглецю є вапняки, доломіт і двоокис вуглецю, але значні кількості походять з органічних відкладень вугілля, торфу, нафти та метанатних клатратів. Вуглець утворює величезну кількість сполук, більше, ніж будь-який інший елемент, з майже десятимільйонною кількістю сполук, описаних до теперішнього часу, проте це число є лише частиною числа теоретично можливих сполук в стандартних умовах. З цієї причини, вуглець часто згадується як "цар елементів".

Характеристики

Алотропи вуглецю включають графіт, одне з найм'якіших з відомих речовин, і алмаз, найтвердіша природна речовина. Вуглець легко зв'язується з іншими малими атомами, включаючи інші атоми вуглецю, і здатний утворювати численні стійкі ковалентні зв'язки з багатовалентними атомами. Відомо, що вуглець утворює майже десять мільйонів різних сполук, переважна більшість хімічних сполук. Вуглець також має найвищу точку сублімації серед усіх елементів. При атмосферному тиску, він не має температури плавлення, тому що його потрійна точка становить 10,8±0,2 МПа та 4600±300 К (~4330 °С або 7820 °F), тому він виганяється при температурі близько 3900 К. Графіт набагато реактивніший, ніж алмаз, в стандартних умовах, незважаючи на те, що він більш термодинамічно стабільний, оскільки його ділокалізована система pi набагато більш вразлива для атаки. Наприклад, графіт може бути окислений гарячою концентрованою азотною кислотою в стандартних умовах до мелітової кислоти C6 (CO2H) 6 яка зберігає гексагональні одиниці графіту при руйнуванні більшої структури. Вуглець виганяється у вуглецевій дузі, температура якої становить близько 5800 К (5530°С, 9980°F). Таким чином, незалежно від його алотропної форми, вуглець залишається твердим за більш високих температур, ніж найвищі температури плавлення, такі як вольфрам або реній. Хоча термодинамічно вуглець схильний до окислення, він більш стійкий до окислення, ніж такі елементи, як залізо та мідь, які є слабкішими відновниками при кімнатній температурі. Вуглець – шостий елемент з електронною конфігурацією основного стану 1s22s22p2, з яких чотири зовнішні електрони є валентними електронами. Його перші чотири енергії іонізації 1086,5, 2352,6, 4620,5 та 6222,7 кДж/моль, набагато вищі, ніж у більш важких елементів групи 14. Електронегативність вуглецю становить 2,5, що значно вище, ніж у більш важких елементів 14 групи (1,8-1,9), але близька до більшості сусідніх неметалів, а також до деяких перехідних металів другого та третього ряду. Ковалентні радіуси вуглецю зазвичай приймаються як 77,2 пм (CC), 66,7 пм (C = C) і 60,3 пм (C≡C), хоча вони можуть змінюватись в залежності від координаційного числа і від того, з чим пов'язаний вуглець. Загалом, ковалентний радіус зменшується при зменшенні координаційного числа та збільшенні порядку зв'язків. Вуглецеві сполуки становлять основу всіх відомих форм життя на Землі, а вуглець-азотний цикл забезпечує деяку енергію, що виділяється Сонцем та іншими зірками. Хоча вуглець утворює надзвичайну різноманітність сполук, більшість форм вуглецю порівняно не реагують у нормальних умовах. За стандартних температур і тиску, вуглець витримує все, крім найсильніших окислювачів. Він не реагує із сірчаною кислотою, соляною кислотою, хлором чи лугами. При підвищених температурах вуглець реагує з киснем з утворенням оксидів вуглецю і прибирає кисень з оксидів металів, залишаючи елементний метал. Ця екзотермічна реакція використовується в чорній металургії для плавки заліза та контролю вмісту вуглецю в сталі:

Fe3О4 + 4 C(s) → 3 Fe(s) + 4 CO(g)

з сіркою з утворенням дисульфіду вуглецю та з парою в реакції вугілля-газ:

C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g)

Вуглець поєднується з деякими металами при високих температурах з утворенням металевих карбідів, таких як цементит з карбіду заліза в сталі і карбід вольфраму, що широко використовується як абразив і для виготовлення жорстких наконечників для різальних інструментів. Система алотропів вуглецю охоплює низку екстремумів:

Деякі види графіту використовуються для теплоізоляції (наприклад, протипожежні перешкоди та теплозахисні екрани), але деякі інші форми є добрими тепловими провідниками. Алмаз – найвідоміший природний теплопровідник. Графіт непрозорий. Діамант дуже прозорий. Графіт кристалізується в гексагональній системі. Алмаз кристалізується у кубічній системі. Аморфний вуглець повністю ізотропний. Вуглецеві нанотрубки є одними з найвідоміших анізотропних матеріалів.

Алотропи вуглецю

Атомний вуглець є дуже недовговічним видом, і тому вуглець стабілізується у різних багатоатомних структурах з різними молекулярними конфігураціями, які називаються алотропами. Три відносно відомих алотропа вуглецю – аморфний вуглець, графіт та алмаз. Раніше вважалися екзотичними, фулерени нині зазвичай синтезуються і використовують у дослідженнях; вони включають бакіболи, вуглецеві нанотрубки, вуглецеві наноточки та нановолокна. Також було виявлено декілька інших екзотичних алотропів, таких як лонсалетит, скловуглець, вуглецевий нанофаум та лінійний ацетиленовий вуглець (карбін). Станом на 2009 рік, графен вважається найсильнішим матеріалом серед усіх, коли-небудь протестованих. Процес відокремлення його від графіту вимагатиме деякого подальшого технологічного розвитку, перш ніж він стане економічним для промислових процесів. У разі успіху, графен можна буде використовувати для будівництва космічних ліфтів. Він також може бути використаний для безпечного зберігання водню для використання у двигунах на основі водню в автомобілях. Аморфна форма є набір атомів вуглецю в некристалічному, нерегулярному, склоподібному стані, а не містяться в кристалічній макроструктурі. Вона присутня у вигляді порошку і є основним компонентом таких речовин, як деревне вугілля, лампова кіптява (сажа) та активоване вугілля. При нормальних тисках вуглець має форму графіту, в якому кожен атом тригонально пов'язаний трьома іншими атомами в площині, що складається зі сплавлених гексагональних кілець, як і в ароматичних вуглеводнях. Отримана мережа є двовимірною, і отримані плоскі листи складаються та вільно зв'язуються через слабкі сили Ван-дер-Ваальса. Це дає графіту його м'якість і властивості розщеплення (аркуші легко прослизають один за одним). Через деколізацію одного із зовнішніх електронів кожного атома з утворенням π-хмари, графіт проводить електрику, але тільки в площині кожного ковалентно зв'язаного листа. Це призводить до нижчої питомої електропровідності для вуглецю, ніж більшість металів. Делокалізація також пояснює енергетичну стабільність графіту над алмазом за кімнатної температури. При дуже високих тисках, вуглець утворює компактніший алотроп, алмаз, що має майже вдвічі більшу щільність, ніж графіт. Тут кожен атом тетраедрично з'єднаний із чотирма іншими, утворюючи тривимірну мережу зморщених шестичленних кілець атомів. Алмаз має ту ж кубічну структуру, що кремній та германій, і через міцність вуглець-вуглецевих зв'язків він є найтвердішою природною речовиною, що вимірюється по опору подряпин. Всупереч поширеній думці, що «алмази вічні», вони термодинамічно нестабільні за нормальних умов і перетворюються на графіт. Через високий енергетичний бар'єр активації, перехід у форму графіту настільки повільний при нормальній температурі, що він непомітний. За деяких умов, вуглець кристалізується як лонсалейт, гексагональні кристалічні грати з усіма ковалентно зв'язаними атомами та властивостями, аналогічними властивостям алмазу. Фулерени є синтетичним кристалічним утворенням з графітоподібною структурою, але замість шестикутників фулерени складаються з п'ятикутників (або навіть семикутників) атомів вуглецю. Відсутні (або додаткові) атоми деформують листи у сфери, еліпси чи циліндри. Властивості фулеренів (розділених на бакіболи, бакітуби та нанобади) ще не повністю проаналізовані і являють собою інтенсивну галузь досліджень наноматеріалів. Назви «фулерен» та «бакібол» пов'язані з ім'ям Річарда Бакмінстера Фуллера, популяризатора геодезичних куполів, які нагадують структуру фулеренів. Бакіболи є досить великими молекулами, утвореними повністю з вуглецевих зв'язків тригонально, утворюючи сфероїди (найвідомішим і найпростішим є баксиністерфелерен C60 з формою футбольного м'яча). Вуглецеві нанотрубки структурно подібні до бакіболів, за винятком того, що кожен атом пов'язаний тригонально в вигнутому листі, який утворює порожнистий циліндр. Нанобади вперше були представлені в 2007 році і є гібридними матеріалами (бакіболи ковалентно пов'язані із зовнішньою стінкою нанотрубки), які поєднують властивості обох в одній структурі. З інших виявлених алотропів, вуглецева нанопена є феромагнітним алотропом, виявленим у 1997 році. Вона складається з кластерного складання атомів вуглецю з низькою щільністю, натягнутих разом у пухку тривимірну мережу, в якій атоми тригонально пов'язані в шести- і семичленних кільцях. Вона належить до найлегших твердих речовин із щільністю близько 2 кг/м3. Аналогічним чином, склоподібний вуглець містить високу частку закритої пористості, але на відміну від звичайного графіту, графітові шари не складені у вигляді сторінок у книзі, але мають більш випадкове розташування. Лінійний ацетиленовий вуглець має хімічну структуру - (C:::C) n-. Вуглець в цій модифікації є лінійним з орбітальною гібридизацією sp і є полімером з одиночними і потрійними зв'язками, що чергуються. Цей карбін становить значний інтерес для нанотехнологій, оскільки його модуль Юнга в сорок разів більший, ніж у найтвердішого матеріалу – алмазу. У 2015 році команда з Університету Північної Кароліни оголосила про розробку ще одного алотропа, який вони назвали Q-вуглецем, створений високоенергетичним лазерним імпульсом низької тривалості на аморфному вуглецевому пилу. Повідомляється, що Q-вуглець виявляє феромагнетизм, флуоресценцію та має твердість, що перевищує алмази.

Поширеність

Вуглець є четвертим за поширеністю хімічним елементом у Всесвіті за масою після водню, гелію та кисню. Вуглець рясніє в Сонці, зірках, кометах і атмосферах більшості планет. Деякі метеорити містять мікроскопічні алмази, сформовані, коли сонячна система все ще була протопланетним диском. Мікроскопічні алмази можуть утворюватися при інтенсивному тиску і високій температурі в місцях впливу метеорита. У 2014 році НАСА оголосила про оновлену базу даних для відстеження поліциклічних ароматичних вуглеводнів (ПАУ) у Всесвіті. Більше 20% вуглецю у Всесвіті можуть бути пов'язані з ПАУ, комплексними сполуками вуглецю та водню без кисню. Ці сполуки фігурують у світовій гіпотезі ПАУ, де вони, ймовірно, відіграють роль в абіогенезі та формуванні життя. Схоже, що ПАУ були сформовані «через пару мільярдів років» після Великого вибуху, широко поширені у всесвіті та пов'язані з новими зірками та екзопланетами. За оцінками, тверда оболонка землі, загалом, містить 730 чнм вуглецю, при цьому 2000 чнм містяться в серцевині і 120 чнм – у комбінованій мантії та корі. Оскільки маса землі складає 5,9 72 × 1024 кг, це означатиме 4360 мільйонів гігатон вуглецю. Це набагато більше, ніж кількість вуглецю в океанах чи атмосфері (нижче). У поєднанні з киснем у вуглекислому газі, вуглець знаходиться в атмосфері Землі (приблизно 810 гігатон вуглецю) і розчиняється у всіх водоймах (приблизно 36000 гігатон вуглецю). У біосфері присутні близько 1900 гігатон вуглецю. Вуглеводні (такі як вугілля, нафта та природний газ) також містять вуглець. Вугільні «резерви» (а не «ресурси») становлять близько 900 гігатон з, можливо, 18 000 Гт ресурсів. Запаси нафти становлять близько 150 гігатон. Доведені джерела природного газу становлять близько 175 1012 кубічних метрів (що містять близько 105 гігатонн вуглецю), проте в дослідженнях оцінюється ще 900 1012 кубічних метрів «нетрадиційних» родовищ, таких як сланцевий газ, що становить близько 540 гігатон вуглецю. Вуглець також був виявлений у гідратах метану в полярних регіонах та під морями. За різними оцінками, кількість цього вуглецю становить 500, 2500 Гт, або 3000 Гт. У минулому кількість вуглеводнів була більшою. Згідно з одним джерелом, у період з 1751 по 2008 роки близько 347 гігатон вуглецю було викинуто в атмосферу у вигляді вуглекислого газу в атмосферу від спалювання викопного палива. Інше джерело додає кількість, додану в атмосферу в період з 1750 до 879 Гт, а загальна кількість в атмосфері, морі та землі (наприклад, торф'яні болота) становить майже 2000 Гт. Вуглець є складовою (12% за масою) дуже великих мас карбонатних порід (вапняк, доломіт, мармур і т. д.). Вугілля містить дуже велику кількість вуглецю (антрацит містить 92-98% вуглецю) і є найбільшим комерційним джерелом мінерального вуглецю, на який припадає 4000 гігатон або 80% викопного палива. Що стосується індивідуальних алотропів вуглецю, графіт міститься у великих кількостях у Сполучених Штатах (в основному, у Нью-Йорку та Техасі), у Росії, Мексиці, Гренландії та Індії. Природні алмази зустрічаються в гірському кімберліті, що міститься в давніх вулканічних «шиях» або «трубах». Більшість алмазних родовищ знаходиться в Африці, особливо в Південній Африці, Намібії, Ботсвані, Республіці Конго та Сьєрра-Леоне. Алмазні родовища також виявлені в Арканзасі, Канаді, Російській Арктиці, Бразилії, а також у Північній та Західній Австралії. Тепер діаманти також витягають із дна океану у мису Доброї Надії. Діаманти зустрічаються природним чином, але зараз виробляється близько 30% всіх промислових алмазів, що використовуються в США. Вуглець-14 утворюється у верхніх шарах тропосфери та стратосфери на висотах 9-15 км. у реакції, яка осаджується космічними променями. Виробляються теплові нейтрони, які стикаються з ядрами азоту-14, утворюючи вуглець-14 та протон. Таким чином, 1,2×10 10 % атмосферного вуглекислого газу містить вуглець-14. Астероїди, багаті на вуглець, відносно переважають у зовнішніх частинах поясу астероїдів у нашій сонячній системі. Ці астероїди ще були безпосередньо досліджені вченими. Астероїди можуть використовуватися в гіпотетичному видобутку на основі космічного простору, що може бути можливо в майбутньому, але в даний час технологічно неможливо.

Ізотопи вуглецю

Ізотопи вуглецю є атомними ядрами, які містять шість протонів плюс ряд нейтронів (від 2 до 16). У вуглецю є два стійких, що зустрічаються в природі, ізотопу. Ізотоп вуглець-12 (12С) утворює 98,93% вуглецю на Землі, а вуглець-13 (13С) утворює 1,07%, що залишилися. Концентрація 12С ще більше збільшується у біологічних матеріалах, тому що біохімічні реакції дискримінують 13С. У 1961 році, Міжнародний союз чистої та прикладної хімії (ІЮПАК) прийняв ізотопний вуглець-12 як основу для атомних ваг. Ідентифікація вуглецю в експериментах з ядерним магнітним резонансом (ЯМР) проводиться з ізотопом 13С. Вуглець-14 (14С) є природним радіоізотопом, створеним у верхній атмосфері (нижня стратосфера і верхня тропосфера) шляхом взаємодії азоту з космічними променями. Він знаходиться у слідових кількостях на Землі в кількості до 1 частини на трильйон (0,0000000001%), в основному, в атмосфері та поверхневих відкладах, зокрема, торфі та інших органічних матеріалах. Цей ізотоп розпадається під час β-емісії 0,158 МеВ. Через відносно короткий період напіврозпаду, 5730 років, 14С практично відсутня в стародавніх скелях. В атмосфері та в живих організмах кількість 14С майже постійна, але знижується в організмах після смерті. Цей принцип використовується в радіовуглецевому датуванні, винайденому в 1949, яке широко використовувалося для визначення віку вуглецевих матеріалів з віком до 40000 років. Існує 15 відомих ізотопів вуглецю і найменший термін життя з них має 8C, який розпадається за рахунок емісії протонів та альфа-розпаду та має період напіврозпаду 1,98739 × 10-21 с. Екзотичний 19C демонструє ядерний ореол, що означає, що його радіус значно більший, ніж можна було б очікувати, якби ядро було сферою постійної густини.

Освіта у зірках

Формування атомного ядра вуглецю вимагає майже одночасного потрійного зіткнення альфа-часток (ядер гелію) всередині ядра гігантської або надгігантської зірки, що відомо як потрійний альфа-процес, оскільки продукти подальших реакцій ядерного синтезу гелію з воднем або іншим ядром гелію5 -8 відповідно, обидва з яких дуже нестійкі і майже миттєво згасають назад у дрібніші ядра. Це відбувається в умовах температур понад 100 мегакальвін та концентрації гелію, що неприпустимо в умовах швидкого розширення та охолодження раннього Всесвіту, і тому під час Великого вибуху не було створено значних кількостей вуглецю. Відповідно до сучасної теорії фізичної космології, вуглець утворюється всередині зірок у горизонтальній гілки шляхом зіткнення та трансформації трьох ядер гелію. Коли ці зірки помирають як наднова, вуглець розсіюється у космос як пилу. Цей пил стає складовим матеріалом для утворення зоряних систем другого чи третього покоління з акрекованими планетами. Сонячна система – одна з таких зоряних систем з великою кількістю вуглецю, що дозволяє існування життя, як ми його знаємо. Цикл CNO є додатковим механізмом злиття, який керує зірками, де вуглець працює як каталізатор. Ротаційні переходи різних ізотопічних форм монооксиду вуглецю (наприклад, 12CO, 13CO та 18CO) виявляються в субміліметровому діапазоні довжин хвиль і використовуються при вивченні новоутворених зірок у молекулярних хмарах.

Вуглецевий цикл

У земних умовах конверсія одного елемента в інший - явище дуже рідкісне. Тому кількість вуглецю Землі ефективно постійне. Таким чином, у процесах, які використовують вуглець, він повинен виходити звідкись і утилізуватися в іншому місці. Шляхи вуглецю у навколишньому середовищі утворюють вуглецевий цикл. Наприклад, фотосинтетичні установки отримують вуглекислий газ з атмосфери (або морської води) і будують його в біомасу, як у циклі Кальвіна, процесі фіксації вуглецю. Деяка частина цієї біомаси з'їдається тваринами, тоді як деяка частина вуглецю видихається тваринами як двоокису вуглецю. Цикл вуглецю значно складніший, ніж цей короткий цикл; наприклад, кілька двоокису вуглецю розчиняється в океанах; якщо бактерії не поглинають його, мертва рослинна чи тваринна речовина може стати нафтою чи вугіллям, що виділяє вуглець під час спалювання.

З'єднання вуглецю

Вуглець може утворювати дуже довгі ланцюги взаємопов'язаних вуглець-вуглецевих зв'язків, властивість, яка називається утворенням ланцюжків. Вуглецю-вуглецеві зв'язки стійкі. Завдяки катанації (утворенню ланцюжків), вуглець утворює незліченну кількість сполук. Оцінка унікальних сполук показує, що більша кількість містить вуглець. Аналогічне твердження може бути зроблено водню, тому що більшість органічних сполук також містять водень. Найпростіша форма органічної молекули є вуглеводнем – велике сімейство органічних молекул, які з атомів водню, що з ланцюжком атомів вуглецю. Довжина ланцюга, бічні ланцюги та функціональні групи впливають на властивості органічних молекул. Вуглець зустрічається у всіх формах відомого органічного життя та є основою органічної хімії. При поєднанні з воднем, вуглець утворює різні вуглеводні, які важливі для промисловості як холодоагенти, мастильні матеріали, розчинники, як хімічна сировина для виробництва пластмас та нафтопродуктів, а також як викопне паливо. У поєднанні з киснем і воднем вуглець може утворювати безліч груп важливих біологічних сполук, включаючи цукру, лігнани, хітини, спирти, жири та ароматичні складні ефіри, каротиноїди та терпені. З азотом, вуглець утворює алкалоїди, а з додаванням сірки також утворює антибіотики, амінокислоти та гумові вироби. З додаванням фосфору до цих інших елементів він утворює ДНК і РНК, носії хімічного коду життя і аденозинтрифосфат (АТФ), найважливішу молекулу перенесення енергії у всіх живих клітинах.

Неорганічні сполуки

Зазвичай углеродсодержащие сполуки, пов'язані з мінералами або які містять водню чи фтору, обробляються окремо від класичних органічних сполук; це визначення не є суворим. У тому числі прості оксиди вуглецю. Найбільш відомим оксидом є двоокис вуглецю (CO2). Колись ця речовина була головною складовою палеоатмосфери, але сьогодні є другорядним компонентом атмосфери Землі. При розчиненні у воді ця речовина утворює вуглекислоту (H2CO3), але, як і більшість сполук з кількома однозв'язними киснями на одному вуглеці, вона нестійка. Однак, через цю проміжну речовину утворюються резонансні стабілізовані карбонатні іони. Деякі важливі мінерали є карбонати, особливо кальцити. Вуглець дисульфід (CS2) аналогічний. Іншим поширеним оксидом є окис вуглецю (ЗІ). Вона утворюється при неповному згорянні та є безбарвним газом без запаху. Кожна молекула містить потрійний зв'язок і досить полярна, що призводить до того, що вона постійно зв'язується з молекулами гемоглобіну, витісняючи кисень, який має нижчу афінність зв'язування. Ціанід (CN-) має подібну структуру, але поводиться подібно до іонів галогеніду (псевдогалоген). Наприклад, він може утворювати молекулу нітриду ціаногену (CN) 2), аналогічну діатомових галогенідів. Іншими незвичайними оксидами є субоксид вуглецю (C3O2), нестійкий монооксид вуглецю (C2O), триоксид вуглецю (CO3), циклопентанпептон (C5O5), циклогексангексон (C6O6) та мелітовий ангідрид (C12O9). З реактивними металами, такими як вольфрам, вуглець утворює карбіди (C4-), або ацетиліди (C2-2) з утворенням сплавів з високими температурами плавлення. Ці аніони також пов'язані з метаном та ацетиленом, обидва з яких є дуже слабкими кислотами. При електронегативності 2,5, вуглець вважає за краще утворювати ковалентні зв'язки. Кілька карбідів є ковалентними гратами, такими як карборунд (SiC), який нагадує алмаз. Тим не менш, навіть найполярніші та солеподібні карбіди не є повністю іонними сполуками.

Металоорганічні сполуки

Органометалеві сполуки, за визначенням, містять щонайменше один зв'язок вуглець-метал. Існує широкий спектр таких сполук; основні класи включають прості сполуки алкіл-метал (наприклад, тетраетилелід), ? металоцени, що містять циклопентадієнільні ліганди (наприклад, фероцен); та карбенові комплекси перехідних металів Існує багато карбонилов металів (наприклад, тетракарбонілнікель); деякі працівники вважають, що ліганд монооксиду вуглецю є суто неорганічною, а не металоорганічною сполукою. У той час як вважається, що вуглець виключно утворює чотири зв'язки, повідомляється про цікаву сполуку, що містить октаедричний гексакоординований атом вуглецю. Катіон цієї сполуки є 2+. Це пояснюється аурофільністю золотих лігандів. У 2016 році було підтверджено, що гексаметилбензол містить атом вуглецю із шістьма зв'язками, а з не звичайними чотирма.

Історія та етимологія

Англійська назва вуглецю (carbon) походить від латинського carbo, що означає «вугілля» та «деревне вугілля», звідси ж і французьке слово charbon, що означає «деревне вугілля». Німецькою, голландською та датською мовами назви вуглецю – Kohlenstoff, koolstof і kulstof відповідно, всі в буквальному розумінні означають вугільну субстанцію. Вуглець був виявлений у доісторичних часах і був відомий у формах сажі та деревного вугілля в ранніх людських цивілізаціях. Алмази були відомі, ймовірно, вже у 2500 р. до н. у Китаї, а вуглець у вигляді деревного вугілля був виготовлений у римські часи шляхом тієї ж хімії, що й сьогодні, шляхом нагрівання деревини у піраміді, покритій глиною, щоб унеможливити повітря. У 1722 році Рене Антуан Ферхо де Реамур продемонстрував, що залізо перетворюється на сталь через поглинання будь-якої речовини, яка тепер відома як вуглець. У 1772 Антуан Лавуазьє показав, що алмази є формою вуглецю; коли він спалював зразки деревного вугілля та алмазу і виявив, що жоден з них не виробляв жодної води, і що обидві речовини випускали однакову кількість вуглекислого газу на грам. У 1779 Карл Вільгельм Шееле показав, що графіт, який вважався формою свинцю, натомість був ідентичний деревному вугіллю, але з невеликою домішкою заліза і що він давав «повітряну кислоту» (що є діоксидом вуглецю) при окисленні азотною кислотою. У 1786 році французькі вчені Клод Луї Бертолле, Гаспард Мондж і К. А. Вандермонд підтвердили, що графіт в основному був вуглецем, при окисленні його в кисні майже так само, як Лавуазьє робив з алмазом. Деяка кількість заліза знову залишалася, що, на думку французьких вчених, була потрібна для структури графіту. У своїй публікації вони запропонували назву carbone (латинське слово carbonum) для елемента у графіті, що виділявся як газ при спалюванні графіту. Потім Антуан Лавуазьє перерахував вуглець як елемент свого підручника 1789 року. Новий алотроп вуглецю, фулерен, який був виявлений у 1985 році, включає наноструктурні форми, такі як баккіболи та нанотрубки. Їхні першовідкривачі – Роберт Керл, Гарольд Крото та Річард Смоллі – отримали Нобелівську премію з хімії у 1996 році. Відновлений інтерес до нових форм, що виник у результаті, призводить до відкриття додаткових екзотичних алотропів, включаючи склоподібний вуглець, і усвідомлення того, що «аморфний вуглець» не є строго аморфним.

Виробництво

Графіт

Комерційно життєздатні природні відкладення графіту зустрічаються в багатьох частинах світу, але найбільш економічно важливі джерела знаходяться в Китаї, Індії, Бразилії та Північній Кореї. Графітові відкладення мають метаморфічне походження, виявлене у поєднанні з кварцом, слюдою та польовими шпатами в сланцях, гнейсах і метаморфізованих пісковиках і вапняках у вигляді лінз або жил, іноді завтовшки кілька метрів або більше. Запаси графіту в Борроудейл, Камберленд, Англія, були спочатку достатнього розміру і чистоти, тому до 19 століття олівці робилися просто шляхом розпилювання блоків з натурального графіту на смужки перед обклеюванням смуг у деревині. Сьогодні менші відкладення графіту одержують шляхом подрібнення батьківської породи та плавання легшого графіту на воді. Існує три типи натурального графіту - аморфний, лускатий або кристалічний. Аморфний графіт має найнижчу якість і є найпоширенішим. На відміну від науки, у промисловості «аморфний» відноситься до дуже маленького розміру кристала, а не до повної відсутності кристалічної структури. Слово "аморфний" використовується для позначення продуктів з низькою кількістю графіту і є найдешевшим графітом. Великі родовища аморфного графіту знаходяться у Китаї, Європі, Мексиці та США. Плоский графіт рідше зустрічається і має високу якість, ніж аморфний; він виглядає як окремі пластини, що кристалізуються в метаморфічних породах. Ціна гранульованого графіту може вчетверо перевищувати ціну аморфного. Лускатий графіт хорошої якості може бути перероблений в графіт, що розширюється, для багатьох застосувань, таких як антипірени. Первинні родовища графіту знаходяться в Австрії, Бразилії, Канаді, Китаї, Німеччині та на Мадагаскарі. Рідкий або кусковий графіт - найрідкісніший, найцінніший і найякісніший тип природного графіту. Він знаходиться в жилах уздовж інтрузивних контактів у твердих шматках, і комерційно видобувається лише у Шрі-Ланці. Відповідно до USGS, світове виробництво природного графіту в 2010 році склало 1,1 мільйона тонн, при цьому в Китаї було видобуто 800 000 тонн, в Індії – 130 000 т, у Бразилії – 76 000 т, у Північній Кореї – 30 000 т та Канаді – 25 000 т. Ніякого природного графіту не було видобуто у Сполучених Штатах, але у 2009 році було видобуто 118 000 т синтетичного графіту з оцінною вартістю 998 млн. дол. США.

Алмаз

Постачання алмазів контролюється обмеженою кількістю бізнесів, а також високо концентруються в невеликій кількості місць по всьому світу. Тільки дуже невелика частка алмазної руди складається із реальних алмазів. Руда подрібнюється, під час чого необхідно вжити заходів для запобігання руйнуванню великих алмазів у цьому процесі, а потім частинки сортуються за щільністю. Сьогодні алмази видобувають у фракції багатої на алмази за допомогою рентгенівської флуоресценції, після чого останні кроки сортування виконуються вручну. До поширення використання рентгенівських променів, поділ проводився за допомогою мастильних стрічок; відомо, що алмази було виявлено лише в алювіальних відкладах Півдні Індії. Відомо, що алмази схильні прилипати до маси, ніж інші мінерали в руді. Індія була лідером у виробництві алмазів з моменту їх відкриття приблизно в IX столітті до н.е. 1725 року. Алмазне виробництво первинних родовищ (кімберлітів та лампроїтів) почалося лише у 1870-х роках, після відкриття алмазних родовищ у Південній Африці. Виробництво алмазів збільшувалося з часом, і з цієї дати було накопичено всього 4,5 млрд каратів. Близько 20% від цієї кількості було видобуто тільки за останні 5 років, і протягом останніх десяти років почали виробництво 9 нових родовищ, і ще 4 чекають на швидке відкриття. Більшість із цих родовищ перебувають у Канаді, Зімбабве, Анголі та одне – у Росії. У Сполучених Штатах алмази були виявлені в Арканзасі, Колорадо та Монтані. У 2004 році разюче відкриття мікроскопічного алмазу в Сполучених Штатах призвело до випуску в січні 2008 року масового відбору проб кімберлітових труб у віддаленій частині Монтани. Сьогодні більшість комерційно життєздатних алмазних родовищ перебувають у Росії, Ботсвані, Австралії та Демократичній Республіці Конго. У 2005 році Росія виробила майже одну п'яту світового запасу алмазів, за повідомленням Британської Геологічної Служби. В Австралії найбагатша діамантова труба досягла пікових рівнів виробництва в 42 метричні тонни (41 тонна, 46 коротких тонн) на рік у 1990-х роках. Існують також комерційні родовища, активні видобутки яких здійснюються на Північно-Західних територіях Канади, Сибіру (в основному, на території Якутії, наприклад, у Трубі «Мир» та у Вдалій трубі), у Бразилії, а також у Північній та Західній Австралії.

Застосування

Вуглець необхідний всім відомих живих систем. Без нього неможливе існування життя, такого, як ми його знаємо. Основне економічне використання вуглецю, крім продуктів харчування та деревини, відноситься до вуглеводнів, в першу чергу, до викопного палива метанового газу та сирої нафти. Сира нафта переробляється нафтопереробними заводами для бензину, гасу та інших продуктів. Целюлоза є природним углеродсодержащим полімером, що виробляється рослинами у вигляді дерева, бавовни, льону і конопель. Целюлоза використовується, переважно, підтримки структури рослин. Комерційно цінні вуглецеві полімери тваринного походження включають шерсть, кашемір та шовк. Пластмаси виготовляють із синтетичних вуглецевих полімерів, часто з атомами кисню та азоту, включеними через регулярні інтервали в основний полімерний ланцюг. Сировина для багатьох із цих синтетичних речовин надходить із сирої нафти. Використання вуглецю та його сполук надзвичайно різноманітне. Вуглець може утворювати сплави із залізом, найбільш поширеним з яких є вуглецева сталь. Графіт поєднується з глинами, утворюючи «свинець», що використовується в олівцях, які використовуються для письма та малювання. Він також використовується як мастило і пігмент як формувальний матеріал при виробництві скла, в електродах для сухих батарей і гальванізації і гальванопластики, в щітках для електродвигунів і як сповільнювач нейтронів в ядерних реакторах. Вугілля використовується як матеріал для виготовлення творів мистецтва, як гриль для барбекю, для виплавки заліза та має безліч інших застосувань. Деревина, вугілля та нафта використовуються як паливо для виробництва енергії та для опалення. Алмази високої якості використовуються у виробництві ювелірних виробів, а промислові алмази використовуються для свердління, різання та полірування інструментів для обробки металів та каменю. Пластмаси виготовляються з копалин вуглеводнів, а вуглецеве волокно, виготовлене шляхом піролізу синтетичних поліефірних волокон, використовується для армування пластмас з утворенням передових, легких композиційних матеріалів. Вуглецеве волокно виготовляється шляхом піролізу екструдованих та розтягнутих ниток поліакрилонітрилу (PAN) та інших органічних речовин. Кристалічна структура та механічні властивості волокна залежать від типу вихідного матеріалу та подальшої обробки. Вуглецеві волокна, виготовлені з PAN, мають структуру, що нагадує вузькі нитки графіту, але термічна обробка може перевпорядкувати структуру безперервний лист. В результаті, волокна мають більш високу питому міцність на розтяг, ніж сталь. Вуглецева сажа використовується як чорний пігмент у друкованих фарбах, масляній фарбі та акварелях художників, вуглецевому папері, автомобільному оздобленні, чорнилах і лазерних принтерах. Вуглецева сажа також використовується як наповнювач у гумових виробах, таких як шини та пластмасових з'єднаннях. Активоване вугілля використовується як абсорбент і адсорбент у фільтрувальних матеріалах у таких різноманітних застосуваннях, як протигази, очищення води та кухонні витяжки, а також у медицині для поглинання токсинів, отрут або газів із травної системи. Вуглець використовується при хімічному відновленні за високих температур. Кокс використовується для відновлення залізняку в залізі (плавка). Затвердіння сталі досягається за рахунок нагрівання готових сталевих компонентів у вуглецевому порошку. Карбіди кремнію, вольфраму, бору і титану входять до числа найтвердіших матеріалів і використовуються як абразиви для різання та шліфування. Вуглецеві сполуки становлять більшу частину матеріалів, що використовуються в одязі, таких як натуральний та синтетичний текстиль та шкіра, а також майже всі внутрішні поверхні в середовищі, відмінному від скла, каменю та металу.

Діаманти

Алмазна промисловість поділяється на дві категорії, одна з яких – алмази високої якості (дорогоцінне каміння), а інша – алмази промислового класу. Хоча існує велика торгівля обома типами алмазів, обидва ринки діють зовсім по-різному. На відміну від дорогоцінних металів, таких як золото або платина, діаманти дорогоцінного каміння не торгуються як товар: у продажу алмазів є суттєва надбавка, і ринок перепродажу алмазів не дуже активний. Промислові алмази цінуються, в основному, за їх твердість та теплопровідність, при цьому гемологічні якості ясності та кольору в основному неактуальні. Близько 80% видобутих алмазів (до приблизно 100 млн каратів або 20 тонн на рік) непридатні для використання, і використовуються в промисловості (алмазний брухт). Синтетичні алмази, винайдені у 1950-х роках, майже одразу знайшли промислові застосування; Щорічно виробляється 3 млрд каратів (600 тонн) синтетичних алмазів. Домінуючим промисловим використанням алмазу є різання, свердління, шліфування та полірування. Більшість цих застосувань не потребує великих алмазів; насправді більшість алмазів дорогоцінної якості, за винятком алмазів невеликого розміру, можуть використовуватися в промисловості. Алмази вставляються в наконечники свердлів або пиляльні диски або подрібнюються на порошок для використання в шліфуванні та поліруванні. Спеціалізовані застосування включають використання в лабораторіях як сховища для експериментів високого тиску, високопродуктивних підшипників та обмежене використання у спеціалізованих вікнах. Завдяки досягненням у галузі виробництва синтетичних алмазів, нові застосування стають практично здійсненними. Велика увага приділяється можливому використанню алмазу як напівпровідника, що підходить для мікрочіпів, і через його виняткову теплопровідність як радіатор в електроніці.

Вуглець (С)- Типовий неметал; у періодичній системі знаходиться у 2-му періоді IV групі, головній підгрупі. Порядковий номер 6, Ar = 12011 а.е.м., заряд ядра +6.

Фізичні властивості:вуглець утворює безліч алотропних модифікацій: алмаз– одна з найтвердіших речовин, графіт, вугілля, сажа.

Атом вуглецю має 6 електронів: 1s 2 2s 2 2p 2 . Останні два електрони розташовуються на окремих р-орбіталях і є неспареними. В принципі, ця пара могла б займати одну орбіталь, але в такому разі зростає міжелектронне відштовхування. Тому один з них займає 2р х, а інший, або 2р у , або 2р z-орбіталі.

Відмінність енергії s- і р-підрівнів зовнішнього шару невелика, тому атом досить легко переходить у збуджений стан, при якому один із двох електронів з 2s-орбіталі переходить на вільну 2р.Виникає валентний стан, що має конфігурацію 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . Саме такий стан атома вуглецю характерний для решітки алмазу — тетраедричне просторове розташування гібридних орбіталей, однакова довжина та енергія зв'язків.

Це явище, як відомо, називають sp 3 -гібридизацією,а функції, що виникають - sp 3 -гібридними . Утворення чотирьох sp 3 -зв'язків забезпечує атому вуглецю більш стійкий стан, ніж три р-р-та одна s-s-зв'язку. Крім sp 3 -гібридизації у атома вуглецю спостерігається також sp 2 - і sp-гібридизація . У першому випадку виникає взаємне накладення s-та двох р-орбіталей. Утворюються три рівнозначні sp 2 - гібридних орбіталі, розташовані в одній площині під кутом 120 ° один до одного. Третя орбіталь р незмінна і спрямована перпендикулярно до площини. sp 2 .

При sp-гібридизації відбувається накладення орбіталей s та р. Між двома утвореними рівноцінними гібридними орбіталями виникає кут 180 °, при цьому дві р-орбіталі у кожного з атомів залишаються незмінними.

Алотрорпію вуглецю. Алмаз та графіт

У кристалі графіту атоми вуглецю перебувають у паралельних площинах, займаючи у яких вершини правильних шестикутників. Кожен із атомів вуглецю пов'язаний з трьома сусідніми sp 2 -гібридними зв'язками. Між паралельними площинами зв'язок здійснюється за рахунок ван-дер-ваальсових сил. Вільні р-орбіталі кожного з атомів спрямовані перпендикулярно до площин ковалентних зв'язків. Їх перекриття пояснюється додатковий π-зв'язок між атомами вуглецю. Таким чином, від валентного стану, в якому знаходяться атоми вуглецю в речовині, залежать властивості цієї речовини.

Хімічні властивості вуглецю

Найбільш характерні ступеня окиснення: +4, +2.

При низьких температурах вуглець інертний, але при нагріванні його активність зростає.

Вуглець як відновник:

- З киснем
C 0 + O 2 - t ° = CO 2 вуглекислий газ
при нестачі кисню - неповне згоряння:
2C 0 + O 2 – t° = 2C +2 O чадний газ

- зі фтором
З + 2F 2 = CF 4

— з водяною парою
C 0 + H 2 O – 1200° = +2 O + H 2 водяний газ

- З оксидами металів. Таким чином виплавляють метал із руди.
C 0 + 2CuO - t ° = 2Cu + C +4 O 2

- З кислотами - окислювачами:
C 0 + 2H 2 SO 4 (конц.) = З +4 O 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
З 0 + 4HNO 3 (конц.) = З +4 O 2 + 4NO 2 + 2H 2 O

- із сіркою утворює сірковуглець:
С + 2S2 = СS2.

Вуглець як окислювач:

- з деякими металами утворює карбіди

4Al + 3C 0 = Al 4 C 3

Ca + 2C 0 = CaC 2 -4

- з воднем - метан (а також величезна кількість органічних сполук)

C 0 + 2H 2 = CH 4

- З кремнієм, утворює карборунд (при 2000 ° C в електропечі):

Знаходження вуглецю в природі

Вільний вуглець зустрічається у вигляді алмазу та графіту. У вигляді сполук вуглець перебуває у складі мінералів: крейди, мармуру, вапняку – СаСО 3 , доломіту – MgCO 3 *CaCO 3 ; гідрокарбонатів - Mg(НCO 3) 2 і Са(НCO 3) 2 , 2 входить до складу повітря; вуглець є головною складовою природних органічних сполук – газу, нафти, кам'яного вугілля, торфу, входить до складу органічних речовин, білків, жирів, вуглеводів, амінокислот, що входять до складу живих організмів.

Неорганічні сполуки вуглецю

Ні іони С 4+ , ні С 4- ‑ ні за яких звичайних хімічних процесів не утворюються: у сполуках вуглецю є ковалентні зв'язки різної полярності.

Оксид вуглецю (II)СО

Чадний газ; безбарвний, без запаху, малорозчинний у воді, розчинний в органічних розчинниках, отруйний, t ° кип = -192 ° C; t пл. = -205°C.

Отримання
1) У промисловості (у газогенераторах):
C + O 2 = CO 2

2) У лабораторії - термічним розкладанням мурашиної або щавлевої кислоти у присутності H 2 SO 4 (конц.):
HCOOH = H 2 O + CO

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

Хімічні властивості

За звичайних умов CO інертний; при нагріванні – відновник; несолетворний оксид.

1) із киснем

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

2) з оксидами металів

C +2 O + CuO = Сu + C +4 O 2

3) із хлором (на світлі)

CO + Cl 2 - hn = COCl 2 (фосген)

4) реагує з розплавами лугів (під тиском)

CO + NaOH = HCOONa (форміат натрію)

5) з перехідними металами утворює карбоніли

Ni + 4CO – t° = Ni(CO) 4

Fe + 5CO – t° = Fe(CO) 5

Оксид вуглецю (IV) СO2

Вуглекислий газ, безбарвний, без запаху, розчинність у воді - 1V H 2 O розчиняється 0,9V CO 2 (за нормальних умов); важче за повітря; t°пл.= -78,5°C (твердий CO 2 називається «сухий лід»); не підтримує горіння.

Отримання

Термічне розкладання солей вугільної кислоти (карбонатів). Випалення вапняку:

CaCO 3 - t ° = CaO + CO 2

Дія сильних кислот на карбонати та гідрокарбонати:

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

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

ХімічнівластивостіЗ2
Кислотний оксид: реагує з основними оксидами та основами, утворюючи солі вугільної кислоти

Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3

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

NaOH + CO 2 = NaHCO 3

При підвищеній температурі може виявляти окислювальні властивості

З +4 O 2 + 2Mg - t ° = 2Mg +2 O + C 0

Якісна реакція

Помутніння вапняної води:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ¯(білий осад) + H 2 O

Воно зникає за тривалого пропускання CO 2 через вапняну воду, т.к. нерозчинний карбонат кальцію переходить у розчинний гідрокарбонат:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Сa(HCO 3) 2

Вугільна кислота та їїсолі

H 2CO 3 -Кислота слабка, існує тільки у водному розчині:

CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3

Двоосновна:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 — Кислі солі — бікарбонати, гідрокарбонати
HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2- Середні солі - карбонати

Характерні властивості кислот.

Карбонати та гідрокарбонати можуть перетворюватися один на одного:

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

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

Карбонати металів (крім лужних металів) при нагріванні декарбоксилюються з утворенням оксиду:

CuCO 3 - t ° = CuO + CO 2

Якісна реакція- «закипання» при дії сильної кислоти:

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

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

Карбіди

Карбід кальцію:

CaO + 3 C = CaC 2 + CO

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

Ацетилен виділяється при реакції з водою карбідів цинку, кадмію, лантану та церію:

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

Be 2 C та Al 4 C 3 розкладаються водою з утворенням метану:

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

У техніці застосовують карбіди титану TiC, вольфраму W 2 C (тверді сплави), кремнію SiC (карборунд – як абразив та матеріал для нагрівачів).

Ціаніди

отримують при нагріванні соди в атмосфері аміаку та чадного газу:

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

Синільна кислота HCN – важливий продукт хімічної промисловості, що широко застосовується в органічному синтезі. Її світове виробництво сягає 200 тис. т на рік. Електронна будова ціанід-аніону аналогічна оксиду вуглецю (II), такі частинки називають ізоелектронними:

C = O: [:C = N:] –

Ціаніди (0,1-0,2%-ний водний розчин) застосовують при видобутку золота:

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

При кип'ятінні розчинів ціанідів з сіркою або сплавлення твердих речовин утворюються роданіди:
KCN+S=KSCN.

При нагріванні ціанідів малоактивних металів виходить диціан: Hg(CN) 2 = Hg + (CN) 2 . Розчини ціанідів окислюються до ціанатів:

2 KCN + O 2 = 2 KOCN.

Ціанова кислота існує у двох формах:

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

У 1828 р. Фрідріх Велер (1800-1882) отримав із ціанату амонію сечовину: NH 4 OCN = CO(NH 2) 2 при упарюванні водного розчину.

Ця подія зазвичай сприймається як перемога синтетичної хімії над «віталістичної теорією».

Існує ізомер ціанової кислоти – гримуча кислота

H-O-N=C.
Її солі (гримуча ртуть Hg(ONC) 2) застосовують у ударних воспламенителях.

Синтез сечовини(карбаміду):

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

Сечовина є амідом вугільної кислоти, існує її «азотний аналог» – гуанідин.

Карбонати

Найважливіші неорганічні сполуки вуглецю – солі вугільної кислоти (карбонати). H 2 CO 3 - слабка кислота (К 1 = 1,3 · 10 -4; До 2 = 5 · 10 -11). Карбонатний буфер підтримує вуглекислотна рівновагау атмосфері. Світовий океан має величезну буферну ємність, тому що він є відкритою системою. Основна буферна реакція – рівновага при дисоціації вугільної кислоти:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 - .

При зниженні кислотності відбувається додаткове поглинання вуглекислого газу з атмосфери з утворенням кислоти:
CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .

При підвищенні кислотності відбувається розчинення карбонатних порід (раковини, крейдяні та вапнякові відкладення в океані); цим компенсується зменшення гідрокарбонатних іонів:

H + + CO 3 2- ↔ HCO 3 -

CaCO 3 (тв.) ↔ Ca 2+ + CO 3 2-

Тверді карбонати переходять у розчинні гідрокарбонати. Саме цей процес хімічного розчинення надлишкового вуглекислого газу протидіє "парниковому ефекту" - глобальному потеплінню через поглинання вуглекислим газом теплового випромінювання Землі. Приблизно третина світового виробництва соди (карбонат натрію Na2CO3) використовується у виробництві скла.