Elementu raksturojums

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

Izotopi: 12C (98,892%); 13C (1,108%); 14 C (radioaktīvs)

Klārks zemes garozā 0,48% no svara. Atrašanās vietas formas:

brīvā formā (ogles, dimanti);

karbonātu sastāvā (CaCO 3, MgCO 3 u.c.);

fosilā kurināmā (ogles, nafta, gāze) sastāvā;

CO 2 veidā - atmosfērā (0,03% pēc tilpuma);

okeānos - HCO 3 formā - anjoni;

dzīvās vielas sastāvā (-18% oglekļa).

Oglekļa savienojumu ķīmija būtībā ir organiskā ķīmija. Neorganiskās ķīmijas gaitā tiek pētītas šādas C saturošas vielas: brīvais ogleklis, oksīdi (CO un CO 2), ogļskābe, karbonāti un bikarbonāti.

Bezmaksas ogleklis. Allotropija.

Brīvā stāvoklī ogleklis veido 3 allotropas modifikācijas: dimantu, grafītu un mākslīgi iegūto karabīnu. Šīs oglekļa modifikācijas atšķiras pēc kristāliski ķīmiskās struktūras un fizikālajām īpašībām.

Dimants

Dimanta kristālā katrs oglekļa atoms ir saistīts ar stiprām kovalentām saitēm ar četriem citiem, kas atrodas vienādos attālumos ap to.

Visi oglekļa atomi atrodas sp 3 hibridizācijas stāvoklī. Dimanta atomu kristāliskajam režģim ir tetraedriska struktūra.

Dimants ir bezkrāsaina, caurspīdīga, ļoti refrakcijas viela. Tam ir visaugstākā cietība starp visām zināmajām vielām. Dimants ir trausls, ugunsizturīgs, slikti vada siltumu un elektrību. Nelieli attālumi starp blakus esošajiem oglekļa atomiem (0,154 nm) nosaka dimanta diezgan lielo blīvumu (3,5 g/cm 3 ).

Grafīts

Grafīta kristāliskajā režģī katrs oglekļa atoms atrodas sp 2 hibridizācijas stāvoklī un veido trīs spēcīgas kovalentās saites ar oglekļa atomiem, kas atrodas vienā slānī. Šo saišu veidošanā ir iesaistīti trīs katra atoma – oglekļa elektroni, bet ceturtie valences elektroni veido n-saites un ir salīdzinoši brīvi (kustīgi). Tie nosaka grafīta elektrisko un siltumvadītspēju.

Kovalentās saites garums starp blakus esošajiem oglekļa atomiem vienā plaknē ir 0,152 nm, un attālums starp C atomiem dažādos slāņos ir 2,5 reizes lielāks, tāpēc saites starp tiem ir vājas.

Grafīts ir necaurspīdīga, mīksta, taukaina viela pelēcīgi melnā krāsā ar metālisku spīdumu; labi vada siltumu un elektrību. Grafīta blīvums ir mazāks nekā dimantam, un tas viegli sadalās plānās pārslās.

Smalki kristāliskā grafīta nesakārtotā struktūra ir dažādu amorfā oglekļa formu struktūras pamatā, no kurām svarīgākās ir kokss, brūnās un melnās ogles, sodrēji un aktīvā (aktīvā) ogle.

Karabīne

Šo oglekļa alotropo modifikāciju iegūst, katalītiski oksidējot (dehidropolikondensējot) acetilēnu. Carbyne ir ķēdes polimērs, kam ir divas formas:

C=C-C=C-... un...=C=C=C=

Karbīnam ir pusvadītāju īpašības.

Oglekļa ķīmiskās īpašības

Parastā temperatūrā abas oglekļa modifikācijas (dimants un grafīts) ir ķīmiski inertas. Grafīta smalki kristāliskās formas - kokss, kvēpi, Aktivētā ogle- reaktīvāki, bet, kā likums, pēc to iepriekšējas uzsildīšanas līdz augstai temperatūrai.

C - aktīvais reducētājs:

1. Mijiedarbība ar skābekli

C + O 2 \u003d CO 2 + 393,5 kJ (pārsniedzot O 2)

2C + O 2 \u003d 2CO + 221 kJ (ar O 2 trūkumu)

Ogļu sadedzināšana ir viens no svarīgākajiem enerģijas avotiem.

2. Mijiedarbība ar fluoru un sēru.

C + 2F 2 = CF 4 oglekļa tetrafluorīds

C + 2S \u003d CS 2 oglekļa disulfīds

3. Kokss ir viens no svarīgākajiem rūpniecībā izmantotajiem reducētājiem. Metalurģijā to izmanto metālu ražošanai no oksīdiem, piemēram:

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

C + ZnO = Zn + CO

4. Kad ogleklis mijiedarbojas ar sārmu un sārmzemju metālu oksīdiem, reducētais metāls savienojas ar oglekli, veidojot karbīdu. Piemēram: 3C + CaO \u003d CaC 2 + CO kalcija karbīds

5. Koksu izmanto arī silīcija iegūšanai:

2C + SiO 2 \u003d Si + 2CO

6. Ar koksa pārpalikumu veidojas silīcija karbīds (karborunds) SiC.

"Ūdens gāzes" iegūšana (cietā kurināmā gazifikācija)

Izlaižot ūdens tvaikus caur karstām oglēm, tiek iegūts degošs CO un H2 maisījums, ko sauc par ūdens gāzi:

C + H 2 O \u003d CO + H 2

7. Reakcijas ar oksidējošām skābēm.

Aktivētā ogle, karsējot, atjauno NO 3 - un SO 4 2 - anjonus no koncentrētām skābēm:

C + 4HNO 3 \u003d CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O

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

8. Reakcijas ar izkausētiem nitrātiem sārmu metāli

KNO 3 un NaNO 3 kausējumos saberztas ogles intensīvi deg, veidojot apžilbinošu liesmu:

5C + 4KNO 3 \u003d 2K 2 CO 3 + ZSO 2 + 2N 2

C - zemas aktivitātes oksidētājs:

1. Sāļiem līdzīgu karbīdu veidošanās ar aktīvie metāli.

Būtiska oglekļa nemetālisko īpašību pavājināšanās izpaužas faktā, ka tā kā oksidētāja funkcijas izpaužas daudz mazākā mērā nekā reducējošās funkcijas.

2. Tikai reakcijās ar aktīvajiem metāliem oglekļa atomi pāriet negatīvi lādētos jonos C -4 un (C \u003d C) 2-, veidojot sāļiem līdzīgus karbīdus:

ZS + 4Al \u003d Al 4 C 3 alumīnija karbīds

2C + Ca \u003d CaC 2 kalcija karbīds

3. Jonu tipa karbīdi ir ļoti nestabili savienojumi, tie viegli sadalās skābju un ūdens iedarbībā, kas liecina par negatīvi lādētu oglekļa anjonu nestabilitāti:

Al 4 C 3 + 12H 2 O \u003d ZSN 4 + 4Al (OH) 3

CaC 2 + 2H 2 O \u003d C 2 H 2 + Ca (OH) 2

4. Kovalento savienojumu veidošanās ar metāliem

Oglekļa un pārejas metālu maisījumu kausējumos karbīdi veidojas galvenokārt ar kovalentu saiti. To molekulām ir mainīgs sastāvs, un vielas kopumā ir tuvas sakausējumiem. Šādi karbīdi ir ļoti izturīgi, tie ir ķīmiski inerti attiecībā pret ūdeni, skābēm, sārmiem un daudziem citiem reaģentiem.

5. Mijiedarbība ar ūdeņradi

Pie augsta T un P niķeļa katalizatora klātbūtnē ogleklis savienojas ar ūdeņradi:

C + 2HH 2 → CNN 4

Reakcija ir ļoti atgriezeniska, un tai nav praktiskas nozīmes.

Dimanta uzbūve a) un grafīts (b)

Ogleklis(latīņu carboneum) - C, Mendeļejeva periodiskās sistēmas IV grupas ķīmiskais elements, atomskaitlis 6, atommasa 12.011. Dabā tas sastopams dimanta, grafīta vai fullerēna kristālu un citās formās un ir daļa no organiskām (ogles, nafta, dzīvnieku un augu organismi utt.), nevis organisko vielu(kaļķakmens, cepamā soda un utt.). Ogleklis ir plaši izplatīts, bet tā saturs zemes garozā ir tikai 0,19%.

Ogleklis tiek plaši izmantots vienkāršu vielu veidā. Papildus dārgakmeņiem dimantiem, kas ir priekšmets rotaslietas, liela nozīme ir rūpnieciskie dimanti - slīpēšanas un griezējinstrumentu ražošanai. Ogles un citas oglekļa amorfās formas izmanto atkrāsošanai, attīrīšanai, gāzu adsorbcijai, tehnoloģiju jomās, kur nepieciešami adsorbenti ar attīstītu virsmu. Karbīdiem, oglekļa savienojumiem ar metāliem, kā arī ar boru un silīciju (piemēram, Al 4 C 3, SiC, B 4 C) ir raksturīga augsta cietība, un tos izmanto abrazīvu un griezējinstrumentu izgatavošanai. Ogleklis atrodas tēraudos un sakausējumos elementārā stāvoklī un karbīdu veidā. Tērauda lējumu virsmas piesātinājums ar oglekli plkst paaugstināta temperatūra(cementēšana) ievērojami palielina virsmas cietību un nodilumizturību.

Vēstures atsauce

Grafīts, dimants un amorfs ogleklis ir zināmi kopš seniem laikiem. Jau sen zināms, ka ar grafītu var apzīmēt citus materiālus, un pats nosaukums "grafīts", kas cēlies no Grieķu vārds, kas nozīmē "rakstīt", ierosināja A. Verners 1789. Tomēr grafīta vēsture ir sajaukta, bieži vien vielas ar līdzīgu ārējo fizikālās īpašības, piemēram, molibdenīts (molibdēna sulfīds), kas savulaik tika uzskatīts par grafītu. Starp citiem grafīta nosaukumiem ir zināmi "melnais svins", "dzelzs karbīds", "sudraba svins".

1779. gadā K. Šēle atklāja, ka grafītu var oksidēt ar gaisu, veidojot oglekļa dioksīdu. Pirmo reizi dimanti tika izmantoti Indijā, un Brazīlijā dārgakmeņi ieguva komerciālu nozīmi 1725. gadā; noguldījumi iekšā Dienvidāfrika tika atvērti 1867. gadā.

20. gadsimtā Galvenie dimantu ražotāji ir Dienvidāfrika, Zaira, Botsvāna, Namībija, Angola, Sjerraleone, Tanzānija un Krievija. Mākslīgie dimanti, kuru tehnoloģija radīta 1970. gadā, tiek ražoti rūpnieciskiem nolūkiem.

Īpašības

Ir zināmas četras oglekļa kristāliskās modifikācijas:

• grafīts,
• dimants,
• karabīne,
• lonsdaleite.

Grafīts- pelēcīgi melna, necaurspīdīga, taukaina uz tausti, zvīņaina, ļoti maiga masa ar metālisku spīdumu. Istabas temperatūrā un normālā spiedienā (0,1 MN/m2 jeb 1 kgf/cm2) grafīts ir termodinamiski stabils.

Dimants- ļoti cieta, kristāliska viela. Kristāliem ir kubiskā seja centrēta režģis. Istabas temperatūrā un normālā spiedienā dimants ir metastabils. Manāma dimanta pārvēršanās grafītā tiek novērota temperatūrā virs 1400°C vakuumā vai inertā atmosfērā. Atmosfēras spiedienā un aptuveni 3700 ° C temperatūrā grafīts sublimējas.

Šķidro oglekli var iegūt pie spiediena virs 10,5 MN/m2 (105 kgf/cm2) un temperatūrā virs 3700°C. Cietajam ogleklim (koksam, sodrējiem, oglēm) ir raksturīgs arī stāvoklis ar nesakārtotu struktūru - tā sauktais "amorfais" ogleklis, kas nav patstāvīga modifikācija; tās struktūras pamatā ir smalkgraudaina grafīta struktūra. Dažu "amorfā" oglekļa šķirņu karsēšana virs 1500-1600 ° C bez gaisa izraisa to pārvēršanos grafītā.

"Amorfā" oglekļa fizikālās īpašības ļoti lielā mērā ir atkarīgas no daļiņu izkliedes un piemaisījumu klātbūtnes. "Amorfā" oglekļa blīvums, siltumietilpība, siltumvadītspēja un elektriskā vadītspēja vienmēr ir augstāka nekā grafītam.

Karabīne iegūts mākslīgi. Tas ir smalki kristālisks melnas krāsas pulveris (blīvums 1,9-2 g / cm 3). Veidots no garām atomu ķēdēm Ar novietoti paralēli viens otram.

Lonsdaleite atrasti meteorītos un iegūti mākslīgi; tā struktūra un īpašības nav galīgi noteiktas.

Oglekļa īpašības
atomskaitlis		6
Atomu masa		12,011
Izotopi:	stabils	12, 13
	nestabils	8, 9, 10, 11, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22
Kušanas temperatūra		3550°С
Vārīšanās temperatūra		4200°C
Blīvums		1,9–2,3 g/cm3 (grafīts) 3,5–3,53 g/cm3 (dimants)
Cietība (Moss)		1-2
Saturs zemes garozā (masa)		0,19%
Oksidācijas stāvokļi		-4; +2; +4

Sakausējumi

Tērauds

Koksu izmanto metalurģijā kā reducētāju. Kokogles - kalumos, šaujampulvera iegūšanai (75% KNO 3 + 13% C + 12% S), gāzu absorbcijai (adsorbcija), kā arī sadzīvē. Sodrēji tiek izmantoti kā gumijas pildviela, melno krāsu ražošanai - tipogrāfijas tintei un tintei, kā arī sausajos galvaniskajos elementos. Stikla oglekli izmanto iekārtu ražošanai ļoti agresīvai videi, kā arī aviācijā un astronautikā.

Aktivētā ogle absorbē kaitīgās vielas no gāzēm un šķidrumiem: tās pilda ar gāzmaskām, attīrīšanas sistēmām, to izmanto medicīnā saindēšanās gadījumos.

Ogleklis ir visu organisko vielu pamatā. Katrs dzīvs organisms lielākoties sastāv no oglekļa. Ogleklis ir dzīvības pamats. Oglekļa avots dzīviem organismiem parasti ir CO 2 no atmosfēras vai ūdens. Fotosintēzes rezultātā tas nonāk bioloģiskajā pārtikas ķēdes, kurā dzīvās būtnes ēd viena otru vai viena otras atliekas un tādējādi iegūst oglekli sava ķermeņa uzbūvei. bioloģiskais cikls ogleklis tiek oksidēts un atkārtoti izdalīts atmosfērā, vai arī tiek aprakts kā ogles vai eļļa.

Radioaktīvā izotopa 14 C izmantošana sekmēja molekulārās bioloģijas panākumus proteīnu biosintēzes un transmisijas mehānismu izpētē iedzimta informācija. 14 C īpatnējās aktivitātes noteikšana oglekli saturošās organiskās atliekās ļauj spriest par to vecumu, ko izmanto paleontoloģijā un arheoloģijā.

Avoti

Ķīmiskie elementi un materiāli
Ķīmiskie elementi	Slāpeklis. Argons. Ūdeņradis. Hēlijs. Dzelzs . Kalcijs. Skābeklis. Silīcijs. Magnijs. Mangāns.

Organisko dzīvību uz Zemes attēlo oglekļa savienojumi. Elements ir daļa no galvenajām sastāvdaļām šūnu struktūras: olbaltumvielas, ogļhidrāti un tauki, kā arī veido iedzimtības vielas - dezoksiribonukleīnskābes - pamatu. Neorganiskajā dabā ogleklis ir viens no visizplatītākajiem elementiem, kas veidojas zemes garoza un planētas atmosfēra. Organiskā ķīmija kā ķīmijas zinātnes sadaļa ir pilnībā veltīta ķīmiskā elementa oglekļa un tā savienojumu īpašībām. Mūsu rakstā tiks aplūkotas oglekļa fizikāli ķīmiskās īpašības un tā īpašību īpašības.

Elementa vieta Mendeļejeva periodiskajā sistēmā

Oglekļa apakšgrupa ir IV grupas galvenā apakšgrupa, kurā bez oglekļa ietilpst arī silīcijs, germānija, alva un svins. Visiem uzskaitītajiem elementiem ir vienāda ārējā enerģijas līmeņa struktūra, uz kuras atrodas četri elektroni. Tas nosaka to ķīmisko īpašību līdzību. Normālā stāvoklī apakšgrupas elementi ir divvērtīgi, un, kad to atomi nonāk ierosinātā stāvoklī, tiem ir valence, kas vienāda ar 4. Fizikālās un Ķīmiskās īpašības ogleklis ir atkarīgs no tā atoma elektronu apvalku stāvokļa. Tādējādi, reaģējot ar skābekli, elements, kura daļiņas atrodas nesatrauktā stāvoklī, veido vienaldzīgu oksīdu CO. Oglekļa atomi ierosinātā stāvoklī tiek oksidēti līdz oglekļa dioksīdam, kam piemīt skābas īpašības.

Oglekļa formas dabā

Dimants, grafīts un karabīns ir trīs oglekļa kā vienkāršas vielas allotropās modifikācijas. Skaidri kristāli ar augsta pakāpe gaismas staru laušana, kas ir cietākie savienojumi dabā – tie ir dimanti. Tie ir slikti siltuma vadītāji un ir dielektriķi. Kristāla režģis ir atomisks, ļoti spēcīgs. Tajā katru elementa atomu ieskauj četras citas daļiņas, veidojot regulāru tetraedru.

Pilnīgi atšķirīgas oglekli veidojošā grafīta fizikāli ķīmiskās īpašības. Uz tausti tā ir taukaina kristāliska viela tumši pelēkā krāsā. Tam ir slāņaina struktūra, attālumi starp atomu slāņiem ir diezgan lieli, savukārt to pievilcības spēki ir vāji. Tāpēc, uzspiežot uz grafīta stieņa, viela noslāņojas plānās pārslās. Tie atstāj tumšu zīmi uz papīra. Grafīts ir siltumvadītspējīgs un nedaudz zemāks par metālu elektrovadītspēju.

Spēja vadīt elektrisko strāvu izskaidrojama ar vielas kristāla uzbūvi. Tajā oglekļa daļiņas ir saistītas ar trim citām, izmantojot spēcīgas kovalentās saites. ķīmiskās saites. Katra atoma ceturtais valences elektrons paliek brīvs un spēj pārvietoties vielas biezumā. Negatīvi lādētu daļiņu virzīta kustība un izraisa izskatu elektriskā strāva. Grafīta pielietošanas jomas ir dažādas. Tātad to izmanto elektrodu ražošanai elektrotehnikā un elektrolīzes procesa veikšanai, ar kura palīdzību iegūst, piemēram, tīrus sārmu metālus. Grafīts ir atradis pielietojumu kodolreaktoros, lai kontrolētu tajos notiekošo ķēdes reakciju ātrumu kā neitronu moderators. Ir zināms, ka vielu izmanto kā šīfera stieņus vai smērvielas mehānismu berzes daļās.

Kas ir karbīns?

Melns kristālisks pulveris ar stiklveida spīdumu ir karabīns. Tas tika sintezēts 20. gadsimta vidū Krievijā. Viela pēc cietības pārspēj grafītu, ir ķīmiski pasīva, tai piemīt pusvadītāja īpašības un tā ir visstabilākā oglekļa modifikācija. Savienojums ir stiprāks par grafītu. Ir arī tādas oglekļa formas, kuru ķīmiskās īpašības atšķiras viena no otras. Tie ir sodrēji, kokogles un kokss.

Dažādas īpašības oglekļa alotropās modifikācijas ir izskaidrojamas ar to kristālisko režģu struktūru. Tā ir ugunsizturīga viela, bezkrāsains un bez smaržas. AT organiskie šķīdinātāji nešķīstošs, bet spēj veidot cietus šķīdumus - sakausējumus, piemēram, ar dzelzi.

Oglekļa ķīmiskās īpašības

Atkarībā no vielas, ar kuru ogleklis reaģē, tam var būt divas īpašības: gan reducētājs, gan oksidētājs. Piemēram, sakausējot koksu ar metāliem, tiek iegūti to savienojumi – karbīdi. Reakcijā ar ūdeņradi veidojas ogļūdeņraži. Tie ir organiskie savienojumi, piemēram, metāns, etilēns, acetilēns, kuros, tāpat kā metālu gadījumā, ogleklim ir oksidācijas pakāpe -4. Atveseļošanās ķīmiskās reakcijas ogleklis, kura īpašības mēs pētām, izpaužas mijiedarbībā ar skābekli, halogēniem, ūdeni un bāzes oksīdiem.

Oglekļa oksīdi

Dedzinot ogles gaisā ar zemu skābekļa saturu, oglekļa monoksīds- divvērtīgā oglekļa oksīds. Tas ir bezkrāsains, bez smaržas un ļoti toksisks. Apvienojumā ar asins hemoglobīnu elpošanas laikā oglekļa monoksīds tiek izplatīts visā cilvēka ķermenis, izraisot saindēšanos un pēc tam nāvi nosmakšanas rezultātā. Klasifikācijā viela ieņem vienaldzīgu oksīdu vietu, nereaģē ar ūdeni, tai neatbilst ne bāze, ne skābe. Oglekļa, kura valence ir 4, ķīmiskās īpašības atšķiras no iepriekš apspriestajām īpašībām.

Oglekļa dioksīds

Bezkrāsaina gāzveida viela 15 °C temperatūrā un vienas atmosfēras spiedienā pāriet cietā fāzē. To sauc par sauso ledu. CO 2 molekulas ir nepolāras, lai gan kovalentā saite starp skābekli un oglekļa atomiem ir polāra. Savienojums pieder pie skābiem oksīdiem. Mijiedarbojoties ar ūdeni, veidojas ogļskābe. Ir zināmas reakcijas starp oglekļa dioksīdu un vienkāršām vielām: metāliem un nemetāliem, piemēram, ar magniju, kalciju vai koksu. Tajos tas spēlē oksidētāja lomu.

Kvalitatīva reakcija uz oglekļa dioksīdu

Lai pārliecinātos, ka pētāmā gāze patiešām ir oglekļa monoksīds CO 2, neorganiskajā ķīmijā tiek veikts šāds eksperiments: viela tiek izlaista caur caurspīdīgu kaļķu ūdens šķīdumu. Šķīduma duļķainības novērošana baltu kalcija karbonāta nogulšņu nogulsnēšanās dēļ apstiprina oglekļa dioksīda molekulu klātbūtni reaģenta maisījumā. Turpinot gāzi izplūst caur kalcija hidroksīda šķīdumu, CaCO 3 nogulsnes izšķīst, jo tās pārvēršas kalcija bikarbonātā, ūdenī šķīstošā sālī.

Oglekļa loma domnas procesā

Tiek izmantotas oglekļa ķīmiskās īpašības rūpnieciskā ražošana dzelzs no tās rūdām: magnētiskā, sarkanā vai brūna dzelzsrūda. Galvenās no tām būs oglekļa un oksīdu - oglekļa monoksīda un oglekļa dioksīda - reducējošās īpašības. Domnas krāsnī notiekošos procesus var attēlot kā šādu reakciju secību:

• Pirmkārt, kokss sadedzina gaisa plūsmā, kas uzkarsēta līdz 1850 °C, veidojot oglekļa dioksīdu: C + O 2 = CO 2.
• Izejot cauri karstam ogleklim, tas tiek reducēts līdz oglekļa monoksīdam: CO 2 + C = 2CO.
• Oglekļa monoksīds reaģē ar dzelzs rūdu, kā rezultātā rodas dzelzs oksīds: 3Fe 2 O 3 + CO \u003d 2Fe 3 O 4 + CO 2, Fe 3 O 4 + CO \u003d 3FeO + CO 2.
• Dzelzs ražošanas reakcijai būs šāda forma: FeO + CO \u003d Fe + CO 2

Izkausētais dzelzs sevī izšķīdina oglekļa un oglekļa monoksīda maisījumu, kā rezultātā rodas viela - cementīts.

Domnas krāsnī kausētais čuguns papildus dzelzs satur līdz 4,5% oglekļa un citus piemaisījumus: mangānu, fosforu, sēru. Tērauds, kas no čuguna atšķiras vairākos veidos, piemēram, ar velmēšanas un kalšanas spēju, satur tikai 0,3–1,7% oglekļa. Atrasti tērauda izstrādājumi plašs pielietojums gandrīz visās nozarēs: mašīnbūvē, metalurģijā, medicīnā.

Mūsu rakstā mēs noskaidrojām, kādās oglekļa un tā savienojumu ķīmiskās īpašības tiek izmantotas dažādas jomas cilvēka darbība.

Šajā grāmatā vārds "ogleklis" parādās diezgan bieži: stāstos par zaļo lapu un par dzelzi, par plastmasu un kristāliem un daudzos citos stāstos. Ogleklis - "nesošās ogles" - viens no pārsteidzošākajiem ķīmiskie elementi. Tās vēsture ir dzīvības rašanās un attīstības vēsture uz Zemes, jo tā ir daļa no visas dzīvības uz Zemes.

Kā izskatās ogleklis?

Veiksim dažus eksperimentus. Ņem cukuru un karsē bez gaisa. Vispirms tas izkusīs, kļūs brūns, pēc tam kļūs melns un pārvērtīsies par oglēm, izdalot ūdeni. Ja mēs tagad sildīsim šīs ogles klātbūtnē, tās sadegs bez atlikumiem un pārvērtīsies par . Tātad cukurs sastāvēja no oglēm un ūdens (cukuru, starp citu, sauc par ogļhidrātu), un "cukura" ogles - tas, acīmredzot, ir tīrs ogleklis jo oglekļa dioksīds ir oglekļa un skābekļa kombinācija. Tātad ogleklis ir melns, mīksts pulveris.

Ņemsim pelēku mīksto grafīta akmeni, kas jums labi pazīstams, pateicoties zīmuļiem. Ja to karsē skābeklī, tas arī sadegs bez atlikumiem, lai gan nedaudz lēnāk nekā ogles, un ogļskābā gāze paliks ierīcē, kur tā dega. Tātad grafīts ir arī tīrs ogleklis? Protams, bet tas vēl nav viss.

Ja dimants tiek karsēts tajā pašā aparātā skābeklī, caurspīdīgs dzirkstošs dārgakmens, cietākais no visiem minerāliem, tas arī sadegs un kļūs par oglekļa dioksīdu. Ja jūs karsējat dimantu bez piekļuves skābeklim, tas pārvērtīsies par grafītu un ļoti augsts spiediens un temperatūras, ir iespējams iegūt dimantu no grafīta.

Tātad ogles, grafīts un dimants ir dažādas formas viena un tā paša elementa - oglekļa esamība.

Vēl pārsteidzošāka ir oglekļa spēja "piedalīties" milzīgā daudzumā dažādu savienojumu (tāpēc vārds "ogleklis" šajā grāmatā parādās tik bieži).

Periodiskās sistēmas 104 elementi veido vairāk nekā četrdesmit tūkstošus pētītu savienojumu. Un jau ir zināms vairāk nekā miljons savienojumu, kuru pamatā ir ogleklis!

Šīs daudzveidības iemesls ir tas, ka oglekļa atomi var apvienoties savā starpā un ar citiem atomiem. spēcīga saikne, veidojot kompleksu ķēžu, gredzenu un citu formu veidā. Neviens tabulas elements, izņemot oglekli, to nespēj.

Ir bezgalīgs skaits figūru, kuras var izveidot no oglekļa atomiem, un līdz ar to bezgalīgs skaits iespējamo savienojumu. Tas var būt ļoti vienkāršas vielas, piemēram, apgaismes gāze metāns, kura molekulā četri atomi ir saistīti ar vienu oglekļa atomu un ir tik sarežģīti, ka to molekulu struktūra vēl nav noskaidrota. Šādas vielas ietver

Ogleklis (C) ir tipisks nemetāls; iekšā periodiska sistēma atrodas IV grupas, galvenās apakšgrupas, 2. periodā. Kārtības skaitlis 6, Ar = 12,011 amu, kodollādiņš +6.

Fizikālās īpašības: ogleklis veido daudzas allotropās modifikācijas: dimants viena no cietākajām vielām grafīts, ogles, sodrēji.

Oglekļa atomam ir 6 elektroni: 1s 2 2s 2 2p 2 . Pēdējie divi elektroni atrodas atsevišķās p-orbitālēs un nav savienoti pārī. Principā šis pāris varētu aizņemt vienu orbitāli, taču šajā gadījumā stipri palielinās starpelektronu atgrūšanās. Šī iemesla dēļ viens no tiem aizņem 2p x, bet otrs vai nu 2p y , vai 2p z-orbitāles.

Ārējā slāņa s- un p-apakšlīmeņu enerģijas atšķirība ir maza, tāpēc atoms diezgan viegli pāriet ierosinātā stāvoklī, kurā viens no diviem elektroniem no 2s-orbitāles pāriet uz brīvu. 2r. Rodas valences stāvoklis ar konfigurāciju 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . Tieši šis oglekļa atoma stāvoklis ir raksturīgs dimanta režģim - tetraedriskam telpiskais izvietojums hibrīda orbitāles, vienāds garums un saites enerģija.

Šo parādību, kā zināms, sauc sp 3 -hibridizācija, un iegūtās funkcijas ir sp 3 -hibrīds . Četru sp 3 saišu veidošanās nodrošina oglekļa atomam stabilāku stāvokli nekā trīs rr- un viena s-s-saite. Papildus sp 3 hibridizācijai pie oglekļa atoma tiek novērota arī sp 2 un sp hibridizācija . Pirmajā gadījumā notiek savstarpēja pārklāšanās s- un divas p-orbitāles. Tiek veidotas trīs ekvivalentas sp 2 - hibrīdas orbitāles, kas atrodas vienā plaknē 120 ° leņķī viena pret otru. Trešā orbitāle p ir nemainīga un ir vērsta perpendikulāri plaknei sp2.

Sp hibridizācijā s un p orbitāles pārklājas. Starp divām līdzvērtīgām hibrīda orbitālēm veidojas 180° leņķis, bet katra atoma divas p-orbitāles paliek nemainīgas.

Oglekļa alotropija. dimants un grafīts

Grafīta kristālā oglekļa atomi atrodas paralēlās plaknēs, aizņemot tajos regulāru sešstūru virsotnes. Katrs no oglekļa atomiem ir saistīts ar trim blakus esošām sp 2 hibrīdsaitēm. Starp paralēlām plaknēm savienojums tiek veikts van der Vālsa spēku dēļ. Katra atoma brīvās p-orbitāles ir vērstas perpendikulāri kovalento saišu plaknēm. To pārklāšanās izskaidro papildu π-saiti starp oglekļa atomiem. Tātad no valences stāvoklis, kurā vielā atrodas oglekļa atomi, ir atkarīgas šīs vielas īpašības.

Oglekļa ķīmiskās īpašības

Raksturīgākie oksidācijas stāvokļi: +4, +2.

Plkst zemas temperatūras ogleklis ir inerts, bet sildot tā aktivitāte palielinās.

Ogleklis kā reducētājs:

- ar skābekli
C 0 + O 2 - t ° \u003d CO 2 oglekļa dioksīds
ar skābekļa trūkumu - nepilnīga sadegšana:
2C 0 + O 2 - t° = 2C +2 O oglekļa monoksīds

- ar fluoru
C + 2F 2 = CF 4

- ar tvaiku
C 0 + H 2 O - 1200 ° \u003d C + 2 O + H 2 ūdens gāze

— ar metālu oksīdiem. Tādā veidā metāls tiek kausēts no rūdas.
C 0 + 2CuO - t ° \u003d 2Cu + C +4 O 2

- ar skābēm - oksidētājiem:
C 0 + 2H 2 SO 4 (konc.) \u003d C +4 O 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
С 0 + 4HNO 3 (konc.) = С +4 O 2 + 4NO 2 + 2H 2 O

- ar sēru veido oglekļa disulfīdu:
C + 2S 2 \u003d CS 2.

Ogleklis kā oksidētājs:

- ar dažiem metāliem veido karbīdus

4Al + 3C 0 \u003d Al 4 C 3

Ca + 2C 0 \u003d CaC 2 -4

- ar ūdeņradi - metānu (kā arī milzīgu daudzumu organisko savienojumu)

C 0 + 2H 2 \u003d CH 4

- ar silīciju veido karborundu (2000 ° C temperatūrā elektriskā krāsnī):

Oglekļa atrašana dabā

Brīvais ogleklis rodas kā dimants un grafīts. Savienojumu veidā ogleklis ir atrodams minerālos: krīts, marmors, kaļķakmens - CaCO 3, dolomīts - MgCO 3 * CaCO 3; bikarbonāti - Mg (HCO 3) 2 un Ca (HCO 3) 2, CO 2 ir daļa no gaisa; ogleklis ir galvenais neatņemama sastāvdaļa dabiskie organiskie savienojumi - gāze, nafta, ogles, kūdra, ir daļa no organiskām vielām, olbaltumvielām, taukiem, ogļhidrātiem, aminoskābēm, kas ir daļa no dzīviem organismiem.

Neorganiskie oglekļa savienojumi

Ne C 4+ jonu, ne C 4- - zem jebkuras normas ķīmiskie procesi neveidojas: oglekļa savienojumos ir dažādas polaritātes kovalentās saites.

Oglekļa monoksīds (II) SO

Oglekļa monoksīds; bezkrāsains, bez smaržas, slikti šķīst ūdenī, šķīst organiskajos šķīdinātājos, indīgs, bp = -192°C; t kv. = -205°C.

Kvīts
1) Rūpniecībā (gāzes ģeneratoros):
C + O 2 = CO 2

2) Laboratorijā - skudrskābes vai skābeņskābes termiskā sadalīšana H 2 SO 4 klātbūtnē (konc.):
HCOOH = H2O + CO

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

Ķīmiskās īpašības

Plkst normāli apstākļi CO ir inerts; karsējot - reducētājs; sāli neveidojošs oksīds.

1) ar skābekli

2C +2 O + O 2 \u003d 2C +4 O 2

2) ar metālu oksīdiem

C +2 O + CuO \u003d Cu + C +4 O 2

3) ar hloru (gaismā)

CO + Cl 2 - hn \u003d COCl 2 (fosgēns)

4) reaģē ar sārmu kausējumiem (zem spiediena)

CO + NaOH = HCOONa (nātrija formiāts)

5) veido karbonilus ar pārejas metāliem

Ni + 4CO - t° = Ni(CO) 4

Fe + 5CO - t° = Fe(CO) 5

Oglekļa monoksīds (IV) CO2

Oglekļa dioksīds, bezkrāsains, bez smaržas, šķīdība ūdenī - 0,9V CO 2 izšķīst 1V H 2 O (at. normāli apstākļi); smagāks par gaisu; t°pl.= -78,5°C (cieto CO 2 sauc par "sauso ledu"); neatbalsta degšanu.

Kvīts

1. Ogļskābes sāļu (karbonātu) termiskā sadalīšanās. Kaļķakmens apdedzināšana:

CaCO 3 - t ° \u003d CaO + CO 2

1. Spēcīgo skābju iedarbība uz karbonātiem un bikarbonātiem:

CaCO 3 + 2HCl \u003d CaCl 2 + H 2 O + CO 2

NaHCO 3 + HCl \u003d NaCl + H 2 O + CO 2

ĶīmiskāīpašībasCO2
Skābes oksīds: reaģē ar bāzes oksīdiem un bāzēm, veidojot ogļskābes sāļus

Na 2 O + CO 2 \u003d Na 2 CO 3

2NaOH + CO 2 \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O

NaOH + CO 2 \u003d NaHCO 3

Plkst paaugstināta temperatūra var būt oksidējošas īpašības

C +4 O 2 + 2Mg - t ° \u003d 2Mg +2 O + C 0

Kvalitatīva reakcija

Kaļķu ūdens duļķainība:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ¯( baltas nogulsnes) + H2O

Tas pazūd, CO 2 ilgstoši laižot cauri kaļķa ūdenim, jo. nešķīstošs kalcija karbonāts tiek pārveidots par šķīstošu bikarbonātu:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 \u003d Ca (HCO 3) 2

ogļskābe un tāssāls

H2CO3 — Vāja skābe, pastāv tikai ūdens šķīdumā:

CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3

Dubultā bāze:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 - Skābie sāļi - bikarbonāti, bikarbonāti
HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2- Vidējie sāļi - karbonāti

Raksturīgas ir visas skābju īpašības.

Karbonātus un bikarbonātus var pārvērst viens otrā:

2NaHCO 3 - t ° \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2

Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 \u003d 2NaHCO 3

Metālu karbonāti (izņemot sārmu metālus) karsējot dekarboksilē, veidojot oksīdu:

CuCO 3 - t ° \u003d CuO + CO 2

Kvalitatīva reakcija- "vārīšana" spēcīgas skābes iedarbībā:

Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 O + CO 2

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

Karbīdi

kalcija karbīds:

CaO + 3 C = CaC 2 + CO

CaC 2 + 2 H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + C 2 H 2.

Acetilēns izdalās, kad cinka, kadmija, lantāna un cērija karbīdi reaģē ar ūdeni:

2 LaC 2 + 6 H 2 O \u003d 2La (OH) 3 + 2 C 2 H 2 + H 2.

Be 2 C un Al 4 C 3 sadalās ar ūdeni, veidojot metānu:

Al 4 C 3 + 12 H 2 O \u003d 4 Al (OH) 3 \u003d 3 CH 4.

Tehnoloģijā tiek izmantoti titāna karbīdi TiC, volframs W 2 C (cietie sakausējumi), silīcija SiC (karborunds - kā abrazīvs un materiāls sildītājiem).

cianīdi

ko iegūst, karsējot sodu amonjaka un oglekļa monoksīda atmosfērā:

Na 2 CO 3 + 2 NH 3 + 3 CO \u003d 2 NaCN + 2 H 2 O + H 2 + 2 CO 2

Ciānūdeņražskābe HCN ir svarīgs ķīmiskās rūpniecības produkts, ko plaši izmanto organiskajā sintēzē. Tās pasaules produkcija sasniedz 200 tūkstošus tonnu gadā. Cianīda anjona elektroniskā struktūra ir līdzīga oglekļa monoksīdam (II), šādas daļiņas sauc par izoelektroniskām:

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

Cianīdi (0,1-0,2% ūdens šķīdums) izmanto zelta ieguvē:

2 Au + 4 KCN + H 2 O + 0,5 O 2 \u003d 2 K + 2 KOH.

Kad cianīda šķīdumus vāra ar sēru vai kausē cietās vielas, tiocianāti:
KCN + S = KSCN.

Karsējot zemu aktīvo metālu cianīdus, tiek iegūts cianīds: Hg (CN) 2 \u003d Hg + (CN) 2. cianīda šķīdumi tiek oksidēti līdz cianāti:

2KCN + O2 = 2KOCN.

Ciānskābe pastāv divos veidos:

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

1828. gadā Frīdrihs Vēlers (1800-1882) ieguva urīnvielu no amonija cianāta: NH 4 OCN \u003d CO (NH 2) 2, iztvaicējot ūdens šķīdumu.

Šo notikumu parasti uzskata par sintētiskās ķīmijas uzvaru pār "vitalistisko teoriju".

Ir ciānskābes izomērs - fulmīnskābe

H-O-N=C.
Tā sāļus (dzīvsudraba fulmināts Hg(ONC) 2) izmanto trieciena aizdedzēs.

Sintēze urīnviela(karbamīds):

CO 2 + 2 NH 3 \u003d CO (NH 2) 2 + H 2 O. Pie 130 0 C un 100 atm.

Urīnviela ir ogļskābes amīds, ir arī tā "slāpekļa analogs" - guanidīns.

Karbonāti

Svarīgākie oglekļa neorganiskie savienojumi ir ogļskābes sāļi (karbonāti). H 2 CO 3 ir vāja skābe (K 1 \u003d 1,3 10 -4; K 2 \u003d 5 10 -11). Karbonāta bufera balsti oglekļa dioksīda līdzsvars atmosfērā. Okeāniem ir milzīga bufera jauda, ​​jo tie ir atvērta sistēma. Galvenā bufera reakcija ir līdzsvars ogļskābes disociācijas laikā:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 -.

Samazinoties skābumam, rodas papildu oglekļa dioksīda absorbcija no atmosfēras, veidojot skābi:
CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3.

Palielinoties skābumam, karbonātu ieži (čaulas, krīta un kaļķakmens nogulsnes okeānā) izšķīst; tas kompensē hidrokarbonāta jonu zudumu:

H + + CO 3 2- ↔ HCO 3 -

CaCO 3 (tv.) ↔ Ca 2+ + CO 3 2-

Cietie karbonāti tiek pārveidoti par šķīstošiem ogļūdeņražiem. Tieši šis liekā oglekļa dioksīda ķīmiskās šķīdināšanas process neitralizē "siltumnīcas efektu" - globālā sasilšana Zemes siltuma starojuma absorbcijas dēļ ar oglekļa dioksīdu. Apmēram viena trešdaļa no pasaulē saražotās sodas (nātrija karbonāts Na 2 CO 3) tiek izmantota stikla ražošanā.