Углерод — химические и физические свойства. Углерод химические свойства В реакциях с металлами углерод является

03.03.2024

Химические свойства углерода

Наиболее характерные степени окисления: +4, +2.

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

Углерод как восстановитель:

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

— со фтором
С + 2F 2 = CF 4

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

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

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

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

Углерод как окислитель:

— с некоторыми металлами образует карбиды

4Al + 3C 0 = Al 4 C 3

Ca + 2C 0 = CaC 2 -4

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

C 0 + 2H 2 = CH 4

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

Нахождение углерода в природе

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

Неорганические соединения углерода

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

Оксид углерода (II) СО

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

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

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

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

Химические свойства

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

1) с кислородом

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

2) с оксидами металлов

C +2 O + CuO = Сu + C +4 O 2

3) с хлором (на свету)

CO + Cl 2 – hn = COCl 2 (фосген)

4) реагирует с расплавами щелочей (под давлением)

CO + NaOH = HCOONa (формиат натрия)

5) с переходными металлами образует карбонилы

Ni + 4CO – t° = Ni(CO) 4

Fe + 5CO – t° = Fe(CO) 5

Оксид углерода (IV) СO 2

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

Получение

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

CaCO 3 – t° = CaO + CO 2

Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:

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

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

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

Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3

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

NaOH + CO 2 = NaHCO 3

При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства

С +4 O 2 + 2Mg – t° = 2Mg +2 O + C 0

Качественная реакция

Помутнение известковой воды:

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

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

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Сa(HCO 3) 2

Угольная кислота и её соли

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

CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3

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

Характерны все свойства кислот.

Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:

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

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

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

CuCO 3 – t° = CuO + CO 2

Качественная реакция — «вскипание» при действии сильной кислоты:

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

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

Карбиды

Карбид кальция:

CaO + 3 C = CaC 2 + CO

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

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

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

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

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

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

Цианиды

получают при нагревании соды в атмосфере аммиака и угарного газа:

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

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

C= O: [:C= N:] –

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

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

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

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

2 KCN + O 2 = 2 KOCN.

Циановая кислота существует в двух формах:

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

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

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

Существует изомер циановой кислоты – гремучая кислота

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

Синтез мочевины (карбамида):

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

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

Карбонаты

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

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 — .

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

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

H + + CO 3 2- ↔ HCO 3 —

CaCO 3 (тв.) ↔ Ca 2+ + CO 3 2-

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

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА УГЛЕРОДА

Углерод - малоактивен, на холоде реагирует только со фтором; химическая активность проявляется при высоких температурах.

Памятка! "Химические свойства"

С – восстановитель

С 0 – 4 е - → С +4 или С 0 – 2 е - → С +2

С – окислитель

С 0 + 4 е - → С -4

1) с кислородом

C 0 + O 2 t ˚ C → CO 2 углекислый газ

Опыт

при недостатке кислорода наблюдается неполное сгорание образуется угарный газ:

2C 0 + O 2 t ˚ C → 2C +2 O

2) со фтором

С + 2F 2 → CF 4

3) с водяным паром

C 0 + H 2 O t ˚ C →С +2 O + H 2 водяной газ

4) с оксидами металлов

С + Me x O y = CO 2 + Me

C 0 + 2CuO t˚C → 2Cu + C +4 O 2

5) с кислотами – окислителями:

C 0 + 2 H 2 SO 4 (конц.) →С +4 O 2 + 2 SO 2 + 2 H 2 O

С 0 + 4 HNO 3 (конц.) →С +4 O 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O

1) с некоторыми металлами образует карбиды

4 Al + 3 C 0 t ˚ C → Al 4 C 3 -4

Ca + 2 C 0 t ˚ C → CaC 2 -1

2) с водородом

C 0 + 2H 2 t˚C →CH 4

Адсорбция

Обратный процесс - выделение этих поглощённых веществ - десорбция.

Применение адсорбции

Очистка от примесей (в производстве сахара и др.), для защиты органов дыхания (противогазы), в медицине (таблетки "Карболен") и др.

Применение углерода

Алмазы широко применяются для резки горных пород и шлифования особо твердых материалов. Из алмазов при огранке делают ювелирные украшения. Графит применяют для изготовления инертных электродов и грифелей карандашей. В смеси с техническими маслами в качестве смазочного материала. Из смеси графита с глиной изготавливают плавильные тигли. Графит используют в ядерной промышленности, как поглотитель нейтронов.

Кокс применяют в металлургии, как восстановитель. Древесный уголь – в кузнечных горнах, для получения пороха (75%KNO 3 + 13%C + 12%S), для поглощения газов (адсорбция), а также в быту. Сажу применяют, как наполнитель резины, для изготовления черных красок – типографская краска и тушь, а также в сухих гальванических элементах. Стеклоуглерод применяют для изготовления аппаратуры для сильно агрессивных сред, а также в авиации и космонавтике.

Активированный уголь поглощает вредные вещества из газов и жидкостей: им заполняют противогазы, очистительные системы, его применяют в медицине при отравлениях.

ДРЕВЕСНЫЙ УГОЛЬ

Древе́сный у́голь - микропористый высокоуглеродистый продукт, образующийся при разложении древесины без доступа воздуха. Применяется в производстве кристаллического кремния, сероуглерода, чёрных и цветных металлов, активированного угля и т. д., а также как бытовое топливо (удельная теплота сгорания 31,5-34 МДж/кг).

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Закончите уравнения реакций, составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель для каждой реакции:

С+О 2 (изб) =

С+О 2 (недост) =

С + H 2 =

C + Ca =

C + Al =

№2. Составьте уравнения реакций, протекающих при нагревании угля со следующими оксидами: оксидом железа (III) и оксидом олова (IV). Составьте электронный баланс для каждой реакции, укажите процессы окисления и восстановления; окислитель и восстановитель.

соединения углерода с галогенами. У. г. обычно рассматривают как производные углеводородов, в которых водород полностью замещен на галоген.

Простейшими У. г. являются тетрагалогениды общей формулы CX 4 , молекулы которых имеют тетраэдрическое строение с расстояниями С-F, С-Сl, С-Вr и С-I, соответственно: (Å) 1,36; 1,76; 1,94; 2,12, и энергиями связи (кдж/моль ): 487; 340: 285; 214 или в ккал/моль 116; 81; 68; 51. При обычных условиях CF 4 - газ (t kип -128 °С), CCl 4 - жидкость (t пл -22,9 °С, t kип 76,8 °C), CBr 4 и Cl 4 - твёрдые тела (t пл 93,7 и 171 °С). Все тетрагалогениды практически нерастворимы в воде и растворимы в органических растворителях. В соответствии с уменьшением энергии связи устойчивость CX 4 падает, а химическая активность возрастает при переходе от фтора к иоду. CF 4 и CCl 4 устойчивы к нагреванию и действию воздуха, света, кислот. Cl 4 легко разлагается при нагревании. Только CF 4 может быть получен непосредственно взаимодействием элементов. Один из способов синтеза CCl 4 и CBr 4 - реакция CS 2 с галогенами. Cl 4 получают при взаимодействии CCl 4 с иодидами алюминия, висмута и др. металлов. Из тетрагалогенидов углерода наибольшее значение имеет Четырёххлористый углерод. Известны также смешанные У. г., например CClF 3 , CCBr 2 Cl 2 , С 2 Вг 2 F 4 . Многие У. г. широко применяют в различных отраслях техники, например дифтордихлорметан CCl 2 F 2 и трихлорфторметан CCl 3 F как хладоагенты в холодильных установках (Фреоны), Тетрафторэтилен C 2 F 4 и Трифторхлорэтилен C 2 ClF 3 - мономеры в производстве фторопластов (См. Фторопласты), Гексахлорэтан C 2 Cl 6 - заменитель камфоры, некоторые фторхлор-содержащие У. г.- компоненты синтетических масел (См. Синтетические масла).

Лит.: Ахметов Н. С., Неорганическая химия, 2 изд., М., 1975.

Б. А. Поповкин.

- СО, мол. м. 28,01; газ без цвета и запаха...
Химическая энциклопедия
- COS, мол. м. 60,076; бесцв. газ со слабым запахом...
Химическая энциклопедия
- СО2, продукт окисления соединений, содержащих углерод...
Экологический словарь
- циркуляция углерода в биосфере. Представляет собою сложную цепь событий...
Научно-технический энциклопедический словарь
- см. Углерод...
- хим. соединения галогенов с др. элементами...
Естествознание. Энциклопедический словарь
- соединение углерода с кислородом, образующееся в организме в результате декарбоксилирования органических кислот и как конечный продукт окисления всех органических веществ...
Большой медицинский словарь
- газ без цвета и запаха, образующийся при неполном сгорании органических соединений...
Большой медицинский словарь
- процесс, начинающийся внутри экосистем потреблением растениями при фотосинтезе СО2 из воздушной среды. Часть углерода поступает затем с фитомассой к животным и микроорганизмам...
Экологический словарь
- соединения галогенов с др. элементами; встречаются в природе в виде минералов, имеют большое практич. значение...
Большой энциклопедический политехнический словарь
- или углеводы. - Уже Лавуазье заметил, что в обыкновенном сахаре, представляющем соединение углерода, водорода и кислорода, отношение между последними двумя элементами почти такое же, как и в воде...
Энциклопедический словарь Брокгауза и Евфрона
- карбонилсульфид, COS, легко воспламеняющийся газ без цвета и запаха. Сжижается при -50,2 °С, затвердевает при -138,2 °С. С. у. хорошо растворима в сероуглероде, толуоле, спирте...
Большая Советская энциклопедия
- химические соединения галогенов с другими элементами...
Большой энциклопедический словарь
- галогени́ды мн. Соединения галогенов с другими элементами...
Толковый словарь Ефремовой
- галоген"иды, -ов, ед. ч. -н"...
Русский орфографический словарь
- галогени́ды соединения галогенов с другими элементами, встречаются в природе в виде минералов; имеют большое практическое значение...
Словарь иностранных слов русского языка

"Углерода галогениды" в книгах

Галогениды фосфора

Из книги Наркотики и яды [Психоделики и токсические вещества, ядовитые животные и растения] автора Петров Василий Иванович

Галогениды фосфора Хлорокись фосфора – жидкость едкого запаха. На воздухе дымит. Гидролизуется водой с образованием соляной и фосфорнокислой кислот. Высоколетуча. Агрессивна. Пары тяжелые.Треххлористый фосфор – едкая, нестойкая жидкость. Высоколетуча, дымит на

Тип углерода

Из книги Философский камень гомеопатии автора Симеонова Наталья Константиновна

Тип углерода Карбонический тип наиболее часто встречается среди пациентов, что не случайно. Углерод - это центральный элемент органической жизни, и все вещества делятся на органические и неорганические в зависимости от наличия или отсутствия в их составе углерода.

2. Электрохимия углерода

Из книги Физическая химия: конспект лекций автора Березовчук А В

2. Электрохимия углерода В настоящее время углерод, благодаря своей слоистой структуре в виде графита, широко используется для синтеза соединения внедрения графита, который, в свою очередь, нашел применение в литиевом источнике тока (аккумуляторе), используется в науке,

Органическая жизнь на Земле представлена соединениями углерода. Элемент входит в состав главных компонентов клеточных структур: белков, углеводов и жиров, а также составляет основу вещества наследственности - дезоксирибонуклеиновой кислоты. В неорганической природе карбон является одним из самых распространенных элементов, образующих земную кору и атмосферу планеты. Органическая химия как раздел химической науки полностью посвящен свойствам химического элемента углерода и его соединений. Наша статья рассмотрит физико-химическую характеристику карбона и особенности его свойств.

Место элемента в периодической системе Менделеева

Подгруппа углерода - это главная подгруппа IV группы, в которую, кроме карбона, входят также кремний, германий, олово и свинец. Все перечисленные элементы имеют одинаковое строение внешнего энергетического уровня, на котором расположены четыре электрона. Это обуславливает сходство их химических свойств. В обычном состоянии элементы подгруппы двухвалентны, а когда их атомы переходят в возбужденное состояние, они проявляют валентность равную 4. Физические и химические свойства углерода зависят от состояния электронных оболочек его атома. Так, в реакции с кислородом элемент, частицы которого находятся в невозбужденном состоянии, образует безразличный оксид CO. Атомы же углерода в возбужденном состоянии окисляются до диоксида углерода, проявляющего кислотные свойства.

Формы углерода в природе

Алмаз, графит и карбин - это три аллотропных видоизменения углерода как простого вещества. Прозрачные кристаллы с высокой степенью преломления световых лучей, являющиеся самым твердыми соединениями в природе - это алмазы. Они плохо проводят тепло и являются диэлектриками. Кристаллическая решетка - атомная, очень прочная. В ней каждый атом элемента окружен четырьмя другими частицами, образуя правильный тетраэдр.

Совершенно другие физико-химические свойства углерода, образующего графит. Это жирное на ощупь кристаллическое вещество темно-серого цвета. Имеет послойную структуру, расстояния между слоями атомов достаточно велики, тогда как их силы притяжения слабые. Поэтому при надавливании на графитовый стержень вещество расслаивается на тонкие чешуйки. Они оставляют на бумаге темный след. Графит теплопроводен и немного уступает металлам в электропроводности.

Способность проводить электрический ток объясняется строением кристалла вещества. В нем частицы карбона связываются с тремя другими с помощью прочных ковалентных химических связей. Четвертый валентный электрон каждого атома остается свободным и способен перемещаться в толще вещества. Направленное движение отрицательно заряженных частиц и обуславливает появление электрического тока. Сферы применения графита разнообразны. Так, его используют для изготовления электродов в электротехнике и для проведения процесса электролиза, с помощью которого получают, например, щелочные металлы в чистом виде. Графит нашел применение в ядерных реакторах для контроля скорости проходящих в них цепных реакций в качестве замедлителя нейтронов. Известно применение вещества в качестве грифельных стержней или смазки в трущихся частях механизмов.

Что такое карбин?

Черный кристаллический порошок со стеклянным блеском - это карбин. Он был синтезирован в середине XX века в России. Вещество превосходит графит по твердости, химически пассивно, обладает свойствами полупроводника и является самым стабильным видоизменением карбона. Соединение является более прочным, чем графит. Существуют еще и такие формы углерода, химические свойства которых отличаются между собой. Это сажа, древесный уголь и кокс.

Различные характеристики аллотропных модификаций углерода объясняются строением их кристаллической решеток. Он представляет собой тугоплавкое вещество без цвета и запаха. В органических растворителях нерастворим, зато способен образовывать твердые растворы - сплавы, например, с железом.

Химические свойства углерода

В зависимости от того, с каким веществом реагирует карбон, он может проявлять двойственные свойства: как восстановителя, так и окислителя. Например, сплавляя кокс с металлами, получают их соединения - карбиды. В реакции с водородом образуются углеводороды. Это органические соединения, например, метан, этилен, ацетилен, в которых, как и в случае с металлами, карбон имеет степень окисления, равную -4. Восстановительные химические реакции углерода, свойства которого мы изучаем, проявляются во время его взаимодействия с кислородом, галогенами, водой и основными оксидами.

Оксиды карбона

Сжигая уголь на воздухе с низким содержанием кислорода, получают угарный газ - оксид двухвалентного карбона. Он бесцветен, не имеет запахи и сильно токсичен. Соединяясь с гемоглобином крови в процессе дыхания, окись углерода разносится по всему человеческому организму, вызывая отравление, а затем смерть от удушья. В классификации вещество занимает место безразличных оксидов, не реагирует с водой, ему не соответствует ни основание, ни кислота. Химические свойства углерода, имеющего валентность, равную 4, отличаются от ранее рассмотренной характеристики.

Углекислый газ

Бесцветное газообразное вещество при температуре 15 и давлении в одну атмосферу переходит в твердую фазу. Она называется сухим льдом. Молекулы CO 2 неполярные, хотя ковалентная связь между атомами кислорода и карбона полярная. Соединение относится к кислотным оксидам. Взаимодействуя с водой, оно образует карбонатную кислоту. Известны реакции между углекислым газом и простыми веществами: металлами и неметаллами, например, с магнием, кальцием или коксом. В них он играет роль окислителя.

Качественная реакция на диоксид карбона

Чтобы убедиться, что исследуемый газ действительно является окисью углерода CO 2 , в неорганической химии проводят следующий опыт: вещество пропускают через прозрачный раствор известковой воды. Наблюдение помутнения раствора вследствие выпадения белого осадка карбоната кальция подтверждает присутствие в смеси реагентов молекул диоксида карбона. При дальнейшем пропускании газа через раствор гидроксида кальция осадок CaCO 3 растворяется вследствие его превращения в гидрокарбонат кальция - водорастворимую соль.

Роль углерода в доменном процессе

Химические свойства углерода используются в промышленном производстве железа из его руд: магнитного, красного или бурого железняка. Главными среди них будут восстановительные свойства углерода и оксидов - угарного и углекислого газа. Процессы, происходящие в домне, можно представить в виде следующей последовательности реакций:

Вначале кокс сгорает в потоке воздуха, раскаленного до 1 850 °C с образованием углекислого газа: С + О 2 = СО 2 .
Проходя через горячий углерод, он восстанавливается до монооксида карбона: СО 2 + С = 2СО.
Угарный газ реагирует с железной рудой, в результате получаем оксид железа: 3Fe 2 O 3 + СО = 2Fe 3 O 4 + СО 2 , Fe 3 O 4 + СО = 3FeO + СО 2 .
Реакция получения железа будет иметь следующий вид: FeO + СО = Fe + СО 2

Расплавленное железо растворяет в себе смесь углерода и угарного газа, получается вещество - цементит.

Чугун, выплавленный в домне, кроме железа, содержит до 4,5 % углерода и другие примеси: марганец, фосфор, серу. Сталь, которая отличается от чугуна рядом признаков, например, способностью к прокатыванию и ковке, имеет в своем составе всего от 0,3 до 1,7 % карбона. Стальные изделия нашли широкое применение практически во всех отраслях промышленности: машиностроении, металлургии, медицине.

В нашей статье мы выяснили, какие химические свойства углерода и его соединений используются в различных сферах человеческой деятельности.

УГЛЕРОД, С (а. carbon; н. Kohlenstoff; ф. carbone; и. carbono), — химический элемент IV группы периодической системы Менделеева , атомный номер 6, атомная масса 12,041. Природный углерод состоит из смеси 2 стабильных изотопов: 12 С (98,892%) и 13 С (1,108%). Известно также 6 радиоактивных изотопов углерода, из которых наиболее важным является изотоп 14 С с периодом полураспада 5,73.10 3 лет (этот изотоп в небольших количествах постоянно образуется в верхних слоях атмосферы в результате облучения ядер 14 N нейтронами космического излучения).

Углерод известен с глубокой древности. Древесный использовался для восстановления металлов из руд , а алмаз — как . Признание углерода в качестве химического элемента связано с именем французского химика А. Лавуазье (1789).

Модификации и свойства углерода

Известны 4 кристаллические модификации углерода: графит , алмаз, карбин и лонсдейлит, сильно различающиеся по своим свойствам. Карбин — искусственно полученная разновидность углерода, представляющая собой мелкокристаллический порошок чёрного цвета, кристаллическая структура которого характеризуется наличием длинных цепочек атомов углерода, расположенных параллельно друг другу. Плотность 3230-3300 кг/м 3 , теплоёмкость 11,52 Дж/моль.К. Лонсдейлит обнаружен в метеоритах и получен искусственно; его структура и физические свойства окончательно не установлены. Для углерода характерно также состояние с неупорядоченной структурой — т.н. аморфный углерод (сажа, кокс , древесный уголь). Физические свойства "аморфного" углерода в сильной степени зависят от дисперсности частиц и от наличия примесей.

Химические свойства углерода

В соединениях углерод имеет степени окисления +4 (наиболее распространённая), +2 и +3. При обычных условиях углерод химически инертен, при высоких температурах соединяется со многими элементами, проявляя сильные восстановительные свойства. Химическая активность углерода убывает в ряду "аморфный" углерод, графит, алмаз; взаимодействие с кислородом воздуха у этих разновидностей углерода происходит соответственно при температурах 300-500°С, 600-700°С и 850-1000°С с образованием диоксида (CO 2) и монооксида (CO) углерода. Диоксид растворяется в воде с образованием угольной кислоты. Все формы углерода устойчивы к щелочам и кислотам. С галогенами углерод практически не взаимодействует (кроме графита, который с F 2 выше 900°С реагирует), поэтому его галогениды получают косвенным путём. Среди азотсодержащих соединений важное практическое значение имеют цианистый водород HCN (синильная кислота) и его многочисленные производные. При температурах выше 1000°С углерод взаимодействует со многими металлами, образуя карбиды. Все формы углерода нерастворимы в обычных неорганических и органических растворителях.

Важнейшее свойство углерода — способность его атомов образовывать прочные химические связи между собой, а также между собой и другими элементами. Способность углерода образовывать 4 равнозначные валентные связи с другими атомами углерода позволяет строить углеродные скелеты разных типов (линейные, разветвлённые, циклические); именно этими свойствами и объясняется исключительная роль углерода в строении всех органических соединений и, в частности, всех живых организмов.

Углерод в природе

Среднее содержание углерода в земной коре 2,3.10 % (по массе); при этом основная масса углерода концентрируется в осадочных горных породах (1%), тогда как в других горных породах существенно более низкие и примерно одинаковые (1-3.10%) концентрации этого элемента. Углерод накапливается в верхней части , где его присутствие связано в основном с живым веществом (18%), древесиной (50%), каменным углём (80%), нефтью (85%), антрацитом (96%), а также с доломитами и известняками . Известно свыше 100 минералов углерода, из которых наиболее распространены карбонаты кальция , магния и железа (кальцит CaCO 3 , доломит (Ca, Mg)CO 3 и сидерит FeCO 3). С накоплением углерода в земной коре часто связано и накопление других элементов, сорбируемых органическим веществом и осаждающихся после его захоронения на дне водоёмов в виде нерастворимых соединений. Большие количества диоксида CO 2 выделяются в атмосферу из Земли при вулканической деятельности и при сжигании органических топлив. Из атмосферы CO 2 усваивается растениями в процессе фотосинтеза и растворяется в морской воде , слагая тем самым важнейшие звенья общего круговорота углерода на Земле. Важную роль играет углерод и в космосе; на Солнце углерод занимает 4-е место по распространённости после водорода, гелия и кислорода, участвуя в ядерных процессах.

Применение и использование

Важнейшее народно-хозяйственное значение углерода определяется тем, что около 90% всех первичных источников энергии, потребляемой человеком, приходится на органическое топливо. Наблюдается тенденция использовать нефть и не как топливо, а как сырьё для разнообразных химических производств. Меньшую, но тем не менее весьма существенную роль в народном хозяйстве играет углерод, добываемый в виде карбонатов (металлургия, строительство, химические производства), алмазов (ювелирные украшения, техника) и графита (ядерная техника, жаропрочные тигли, карандаши, некоторые виды смазок и т.д.). По удельной активности изотопа 14 С в остатках биогенного происхождения определяют их возраст (радиоуглеродный метод датирования). 14 С широко используется в качестве радиоактивного индикатора. Важное значение имеет наиболее распространённый изотоп 12 С — одна двенадцатая часть массы атома этого изотопа принята за единицу атомной массы химических элементов.

Углерод — химические и физические свойства. Углерод химические свойства В реакциях с металлами углерод является

Читайте также

Химические свойства углерода

Углерод как восстановитель:

Углерод как окислитель:

Нахождение углерода в природе

Неорганические соединения углерода

Оксид углерода (II) СО

Оксид углерода (IV) СO 2

Угольная кислота и её соли

Карбиды

Цианиды

Карбонаты

"Углерода галогениды" в книгах

Галогениды фосфора

Тип углерода

2. Электрохимия углерода

Место элемента в периодической системе Менделеева

Формы углерода в природе

Что такое карбин?

Химические свойства углерода

Оксиды карбона

Углекислый газ

Качественная реакция на диоксид карбона

Роль углерода в доменном процессе

Модификации и свойства углерода

Химические свойства углерода

Углерод в природе

Применение и использование