Физические свойства углерода с уравнениями

Углерод. Химия углерода и его соединений

Углерод

Положение в периодической системе химических элементов

Углерод расположен в главной подгруппе IV группы (или в 14 группе в современной форме ПСХЭ) и во втором периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение углерода

Электронная конфигурация углерода в основном состоянии :

+6С 1s 2 2s 2 2p 2 1s 2s 2p

Электронная конфигурация углерода в возбужденном состоянии :

+6С * 1s 2 2s 1 2p 3 1s 2s 2p

Атом углерода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 1 неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии и 4 неспаренных электрона в возбужденном энергетическом состоянии.

Степени окисления атома углерода — от -4 до +4. Характерные степени окисления -4, 0, +2, +4.

Физические свойства

Углерод в природе существует в виде нескольких аллотропных модификаций: алмаз, графит, карбин, фуллерен.

Алмаз — это модификация углерода с атомной кристаллической решеткой. Алмаз — самое твердое минеральное кристаллическое вещество, прозрачное, плохо проводит электрический ток и тепло. Атомы углерода в алмазе находятся в состоянии sp 3 -гибридизации.

Графит — это аллотропная модификация, в которой атомы углерода находятся в состоянии sp 2 -гибридизации. При этом атомы связаны в плоские слои, состоящие из шестиугольников, как пчелиные соты. Слои удерживаются между собой слабыми связями. Это наиболее устойчивая при нормальных условиях аллотропная модификация углерода.

Графит — мягкое вещество серо-стального цвета, с металлическим блеском. Хорошо проводит электрический ток. Жирный на ощупь.

Карбин — вещество, в составе которого атомы углерода находятся в sp-гибридизации. Состоит из цепочек и циклов, в которых атомы углерода соединены двойными и тройными связями. Карбин — мелкокристаллический порошок серого цвета.

[=C=C=C=C=C=C=]_n или [–C≡C–C≡C–C≡C–]_n

Фуллерен — это искусственно полученная модифицикация углерода. Молекулы фуллерена — выпуклые многогранники С₆₀, С₇₀ и др. Многогранники образованы пяти- и шестиугольниками, в вершинах которых расположены атомы углерода.

Фуллерены — черные вещества с металлическим блеском, обладающие свойствами полупроводников.

В природе углерод встречается как в виде простых веществ (алмаз, графит), так и в виде сложных соединений (органические вещества — нефть, природные газ, каменный уголь, карбонаты).

Качественные реакции

Качественная реакция на карбонат-ионы CO₃ 2- — взаимодействие солей-карбонатов с сильными кислотами . Более сильные кислоты вытесняют угольную кислоту из солей. При этом выделяется бесцветный газ, не поддерживающий горение – углекислый газ.

Например , карбонат кальция растворяется в соляной кислоте:

Видеоопыт взаимодействия карбоната кальция с соляной кислотой можно посмотреть здесь.

Качественная реакция на углекислый газ CO₂ – помутнение известковой воды при пропускании через нее углекислого газа:

При дальнейшем пропускании углекислого газа осадок растворяется, т.к. карбонат кальция под действием избытка углекислого газа переходит в растворимый гидрокарбонат кальция:

Видеоопыт взаимодействия гидроксида кальция с углекислым газом (качественная реакция на углекислый газ) можно посмотреть здесь.

Углекислый газ СО₂ не поддерживает горение . Угарный газ CO горит голубым пламенем.

Соединения углерода

Основные степени окисления углерода — +4, +2, 0, -1 и -4.

Наиболее типичные соединения углерода:

Степень окисления	Типичные соединения
+4	оксид углерода (IV) CO2 гидрокарбонаты MeHCO3
+2	оксид углерода (II) СО муравьиная кислота HCOOH
-4	метан CH4 карбиды металлов (карбид алюминия Al4C3) бинарные соединения с неметаллами (карбид кремния SiC)

Химические свойства

При нормальных условиях углерод существует, как правило, в виде атомных кристаллов (алмаз, графит), поэтому химическая активность углерода — невысокая.

1. Углерод проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому углерод реагирует и с металлами , и с неметаллами .

1.1. Из галогенов углерод при комнатной температуре реагирует с фтором с образованием фторида углерода:

1.2. При сильном нагревании углерод реагирует с серой и кремнием с образованием бинарного соединения сероуглерода и карбида кремния соответственно:

C + 2S → CS₂

C + Si → SiC

1.3. Углерод не взаимодействует с фосфором .

При взаимодействии углерода с водородом образуется метан. Реакция идет в присутствии катализатора (никель) и при нагревании:

1.4. С азотом углерод реагирует при действии электрического разряда, образуя дициан:

2С + N₂ → N≡C–C≡N

1.5. В реакциях с активными металлами углерод проявляет свойства окислителя. При этом образуются карбиды:

2C + Ca → CaC₂

1.6. При нагревании с избытком воздуха графит горит , образуя оксид углерода (IV):

при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C + O₂ → 2CO

Алмаз горит при высоких температурах:

Горение алмаза в жидком кислороде:

Графит также горит:

Графит также горит, например, в жидком кислороде:

Графитовые стержни под напряжением:

2. Углерод взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Раскаленный уголь взаимодействует с водяным паром с образованием угарного газа и водорода:

C 0 + H₂ + O → C +2 O + H₂ 0

2.2. Углерод восстанавливает многие металлы из основных и амфотерных оксидов . При этом образуются металл и угарный газ. Получение металлов из оксидов с помощью углерода и его соединений называют пирометаллургией.

Например , углерод взаимодействует с оксидом цинка с образованием металлического цинка и угарного газа:

ZnO + C → Zn + CO

Также углерод восстанавливает железо из железной окалины:

4С + Fe₃O₄ → 3Fe + 4CO

При взаимодействии с оксидами активных металлов углерод образует карбиды.

Например , углерод взаимодействует с оксидом кальция с образованием карбида кальция и угарного газа. Таким образом, углерод диспропорционирует в данной реакции:

3С + СаО → СаС₂ + СО

2.3. Концентрированная серная кислота окисляет углерод при нагревании. При этом образуются оксид серы (IV), оксид углерода (IV) и вода:

2.4. Концентрированная азотная кислотой окисляет углерод также при нагревании. При этом образуются оксид азота (IV), оксид углерода (IV) и вода:

2.5. Углерод проявляет свойства восстановителя и при сплавлении с некоторыми солями , в которых содержатся неметаллы с высокой степенью окисления.

Например , углерод восстанавливает сульфат натрия до сульфида натрия:

Карбиды

Карбиды – это соединения элементов с углеродом . Карбиды разделяют на ковалентные и ионные в зависимости от типа химической связи между атомами.

Это соединения с металлами, при гидролизе которых образуется пропин

Например : Mg₂C₃

Пропиниды разлагаются водой или кислотами с образованием пропина и гидроксида или соли

Например:

Все карбиды проявляют свойства восстановителей и могут быть окислены сильными окислителями .

Например , карбид кремния окисляется концентрированной азотной кислотой при нагревании до углекислого газа, оксида кремния (IV) и оксида азота (II):

Оксид углерода (II)

Строение молекулы и физические свойства

Оксид углерода (II) («угарный газ») – это газ без цвета и запаха. Сильный яд. Небольшая концентрация угарного газа в воздухе может вызвать сонливость и головокружение. Большие концентрации угарного газа вызывают удушье.

Строение молекулы оксида углерода (II) – линейное. Между атомами углерода и кислорода образуется тройная связь, за счет дополнительной донорно-акцепторной связи:

Способы получения

В лаборатории угарный газ можно получить действием концентрированной серной кислоты на муравьиную или щавелевую кислоты:

НСООН → CO + H₂O

В промышленности угарный газ получают в газогенераторах при пропускании воздуха через раскаленный уголь:

CO₂ + C → 2CO

Еще один важный промышленный способ получения угарного газа — паровая конверсия метана. При взаимодействии перегретого водяного пара с метаном образуется угарный газ и водород:

Также возможна паровая конверсия угля:

C 0 + H₂ + O → C +2 O + H₂ 0

Угарный газ в промышленности также можно получать неполным окислением метана:

Химические свойства

Оксид углерода (II) – несолеобразующий оксид . За счет углерода со степенью окисления +2 проявляет восстановительные свойства.

1. Угарный газ горит в атмосфере кислорода . Пламя окрашено в синий цвет:

2. Оксид углерода (II) окисляется хлором в присутствии катализатора или под действием света с образованием фосгена. Фосген – ядовитый газ.

3. Угарный газ взаимодействует с водородом при повышенном давлении . Смесь угарного газа и водорода называется синтез-газ. В зависимости от условий из синтез-газа можно получить метанол, метан, или другие углеводороды.

Например , под давлением больше 20 атмосфер, при температуре 350°C и под действием катализатора угарный газ реагирует с водородом с образованием метанола:

4. Под давлением оксид углерода (II) реагирует с щелочами. При этом образуется формиат – соль муравьиной кислоты.

Например , угарный газ реагирует с гидроксидом натрия с образованием формиата натрия:

CO + NaOH → HCOONa

5. Оксид углерода (II) восстанавливает металлы из оксидов .

Например , оксид углерода (II) реагирует с оксидом железа (III) с образованием железа и углекислого газа:

Оксиды меди (II) и никеля (II) также восстанавливаются угарным газом:

СО + CuO → Cu + CO₂

СО + NiO → Ni + CO₂

6. Угарный газ окисляется и другими сильными окислителями до углекислого газа или карбонатов.

Например , пероксидом натрия:

Оксид углерода (IV)

Строение молекулы и физические свойства

Оксид углерода (IV) (углекислый газ) — газ без цвета и запаха. Тяжелее воздуха. Замороженный углекислый газ называют также «сухой лед». Сухой лед легко подвергается сублимации — переходит из твердого состояния в газообразное.

Смешивая сухой лед и различные вещества, можно получить интересные эффекты. Например, сухой лед в пиве:

Углекислый газ не горит, поэтому его применяют при пожаротушении.

Молекула углекислого газа линейная , атом углерода находится в состоянии sp-гибридизации, образует две двойных связи с атомами кислорода:

Обратите внимание! Молекула углекислого газа не полярна. Каждая химическая связь С=О по отдельности полярна, а вся молекула не будет полярна. Объяснить это очень легко. Обозначим направление смещения электронной плотности в полярных связях стрелочками (векторами):

Теперь давайте сложим эти векторы. Сделать это очень легко. Представьте, что атом углерода — это покупатель в магазине. А атомы кислорода — это консультанты, которые тянут его в разные стороны. В данном опыте консультанты одинаковые, и тянут покупателя в разные стороны с одинаковыми силами. Несложно увидеть, что покупатель двигаться не будет ни влево, ни вправо. Следовательно, сумма этих векторов равна нулю. Следовательно, полярность молекулы углекислого газа равна нулю.

Способы получения

В лаборатории углекислый газ можно получить разными способами:

1. Углекислый газ образуется при действии сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты металлов. При этом взаимодействуют с кислотами и нерастворимые карбонаты, и растворимые.

Например , карбонат кальция растворяется в соляной кислоте:

Видеоопыт взаимодействия карбоната кальция с соляной кислотой можно посмотреть здесь.

Еще один пример : гидрокарбонат натрия реагирует с бромоводородной кислотой:

2. Растворимые карбонаты реагируют с растворимыми солями алюминия, железа (III) и хрома (III) . Карбонаты трехвалентных металлов необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: хлорид алюминия реагирует с карбонатом калия. При этом выпадает осадок гидроксида алюминия, выделяется углекислый газ и образуется хлорид калия:

3. Углекислый газ также образуется при термическом разложении нерастворимых карбонатов и при разложении растворимых гидрокарбонатов.

Например , карбонат кальция разлагается при нагревании на оксид кальция и углекислый газ:

Химические свойства

Углекислый газ — типичный кислотный оксид . За счет углерода со степенью окисления +4 проявляет слабые окислительные свойства .

1. Как кислотный оксид, углекислый газ взаимодействует с водой . Реакция очень сильно обратима, поэтому мы считаем, что в реакциях угольная кислота распадается почти полностью при образовании.

2. Как кислотный оксид, углекислый газ взаимодействует с основными оксидами и основаниями . При этом углекислый газ реагирует только с сильными основаниями (щелочами) и их оксидами . При взаимодействии углекислого газа с щелочами возможно образование как кислых, так и средних солей.

Например , гидроксид калия взаимодействует с углекислым газом. В избытке углекислого газа образуется кислая соль, гидрокарбонат калия:

При избытке щелочи образуется средняя соль, карбонат калия:

Помутнение известковой воды — качественная реакция на углекислый газ:

Видеоопыт взаимодействия гидроксида кальция (известковая вода) с углекислым газом можно посмотреть здесь.

3. Углекислый газ взаимодействует с карбонатами . При пропускании СО₂ через раствор карбонатов образуются гидрокарбонаты.

Например , карбонат натрия взаимодействует с углекислым газом. В избытке углекислого газа образуется кислая соль, гидрокарбонат натрия:

4. Как слабый окислитель, углекислый газ взаимодействует с некоторыми восстановителями .

Например , углекислый газ взаимодействует с углеродом с образованием угарного газа:

CO₂ + C → 2CO

Магний горит в атмосфере углекислого газа:

Видеоопыт взаимодействия магния с углекислым газом можно посмотреть здесь.

Поэтому углекислый газ нельзя применять для пожаротушения горящего магния.

Углекислый газ взаимодействует с пероксидом натрия. При этом пероксид натрия диспропорционирует:

Карбонаты и гидрокарбонаты

При нагревании карбонаты (все, кроме карбонатов щелочных металлов и аммония) разлагаются до оксида металла и оксида углерода (IV).

Карбонат аммония при нагревании разлагается на аммиак, воду и углекислый газ:

Гидрокарбонаты при нагревании переходят в карбонаты:

Качественной реакцией на ионы СО₃ 2─ и НСО₃ − является их взаимодействие с более сильными кислотами , последние вытесняют угольную кислоту из солей, а та разлагается с выделением СО₂.

Например , карбонат натрия взаимодействует с соляной кислотой:

Гидрокарбонат натрия также взаимодействует с соляной кислотой:

NaHCO₃ + HCl → NaCl + CO₂ ↑ + H₂O

Гидролиз карбонатов и гидрокарбонатов

Растворимые карбонаты и гидрокарбонаты гидролизуются по аниону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. чуть-чуть:

Однако карбонаты и гидрокарбонаты алюминия, хрома (III) и железа (III) гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Углерод

Ковалентные карбиды	Ионные карбиды
	Метаниды	Ацетилениды	Пропиниды
Это соединения углерода с неметаллами Например : SiC, B4C	Это соединения с металлами, в которых с.о. углерода равна -4 Например : Al4C3, Be2C	Это соединения с металлами, в которых с.о. углерода равна -1 Например : Na2C2, CaC2
Частицы связаны ковалентными связями и образуют атомные кристаллы. Поэтому ковалентные карбиды химически стойкие. Окисляются только сильными окислителями	Метаниды разлагаются водой или кислотами с образованием метана и гидроксида или соли: Например : Al4C3 + 12H2O → 4Al(OH)3 + 3CH4	Ацетилениды разлагаются водой или кислотами с образованием ацетилена и гидроксида или соли: Например: СаС2+ 2Н2O → Са(OH)2 + С2Н2

Углерод
матово-чёрный (графит), либо прозрачный (алмаз)
Название, символ, номер	Углерод / Carboneum (С), 6
Атомная масса (молярная масса)	[12,0096; 12,0116] а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация	[He] 2s 2 2p 2
Радиус атома	77 пм
Ковалентный радиус	77,0 пм
Радиус иона	16 (+4e) 260 (-4e) пм
Электроотрицательность	2,55 (шкала Полинга)
Степени окисления	4, 3, 2, 1, 0, -1, -2, -3, -4
Энергия ионизации (первый электрон)	1085,7 (11,25) кДж/моль (эВ)
Плотность (при н. у.)	2,25 (графит) г/см³
Температура кипения	5003 K; 4830 °C
Критическая точка	4600 К, 10,8 МПа
Молярная теплоёмкость	8,54 (графит) Дж/(K·моль)
Молярный объём	5,3 см³/моль
Структура решётки	гексагональная (графит/графен), кубическая (алмаз)
Параметры решётки	a=2,46; c=6,71 (графит); а=3,567 (алмаз)
Отношение c/a	2,73 (графит)
Температура Дебая	1860 (алмаз) K
Теплопроводность	(300 K) 1,59 Вт/(м·К)
Номер CAS	7440-44-0

Углерод (C, лат. carboneum ) — химический элемент, символизируемый буквой C и имеющий атомный номер 6. Элемент является четырехвалентным неметаллом, т. е. имеет четыре свободных электрона для формирования ковалентных химических связей. Он располагается в 14-й (по устаревшей классификации — в 4-й) группе периодической системы. Три изотопа данного элемента встречаются в окружающем нас мире. Изотопы 12 C и 13 C являются стабильными, в то время как 14 C- радиоактивный (период полураспада данного изотопа составляет 5,730 лет). Углерод был известен ещё в античном мире.

Способность углерода образовывать полимерные цепочки порождает огромный класс соединений на основе углерода, называемых органическими, которых значительно больше, чем неорганических, и изучением которых занимается органическая химия.

Содержание

• 1 История
  • 1.1 Происхождение названия
• 2 Физические свойства
  • 2.1 Изотопы углерода
• 3 Аллотропные модификации углерода
  • 3.1 Кристаллический углерод
  • 3.2 Аморфный углерод
  • 3.3 Кластерные формы
  • 3.4 Структура
  • 3.5 Графит и алмаз
  • 3.6 Жидкий углерод
  • 3.7 Углерод III
  • 3.8 Ультрадисперсные алмазы (наноалмазы)
  • 3.9 Карбин
  • 3.10 Фуллерены и углеродные нанотрубки
  • 3.11 Аморфный углерод (строение)
  • 3.12 Графен
  • 3.13 Углеродное кольцо
• 4 Нахождение в природе
• 5 Химические свойства
  • 5.1 Неорганические соединения
  • 5.2 Органические соединения
• 6 Применение
• 7 Токсическое действие

История

Углерод в виде древесного угля применялся в древности для выплавки металлов. Издавна известны аллотропные модификации углерода — алмаз и графит.

На рубеже XVII—XVIII вв. возникла теория флогистона, выдвинутая Иоганном Бехером и Георгом Шталем. Эта теория признавала наличие в каждом горючем теле особого элементарного вещества — невесомого флюида — флогистона, улетучивающегося в процессе горения. Так как при сгорании большого количества угля остается лишь немного золы, флогистики полагали, что уголь — это почти чистый флогистон. Именно этим объясняли, в частности, «флогистирующее» действие угля, — его способность восстанавливать металлы из «известей» и руд. Поздние флогистики, Реомюр, Бергман и другие, уже начали понимать, что уголь представляет собой элементарное вещество. Однако впервые таковым «чистый уголь» был признан Антуаном Лавуазье, исследовавшим процесс сжигания в воздухе и кислороде угля и других веществ. В книге Гитона де Морво, Лавуазье, Бертолле и Фуркруа «Метод химической номенклатуры» (1787) появилось название «углерод» (carbone) вместо французского «чистый уголь» (charbone pur). Под этим же названием углерод фигурирует в «Таблице простых тел» в «Элементарном учебнике химии» Лавуазье.

В 1791 году английский химик Теннант первым получил свободный углерод; он пропускал пары фосфора над прокалённым мелом, в результате чего образовывались фосфат кальция и углерод. То, что алмаз при сильном нагревании сгорает без остатка, было известно давно. Ещё в 1751 год германский император Франц I согласился дать алмаз и рубин для опытов по сжиганию, после чего эти опыты даже вошли в моду. Оказалось, что сгорает лишь алмаз, а рубин (окись алюминия с примесью хрома) выдерживает без повреждения длительное нагревание в фокусе зажигательной линзы. Лавуазье поставил новый опыт по сжиганию алмаза с помощью большой зажигательной машины и пришёл к выводу, что алмаз представляет собой кристаллический углерод. Второй аллотроп углерода — графит — в алхимическом периоде считался видоизменённым свинцовым блеском и назывался plumbago; только в 1740 г. Потт обнаружил отсутствие в графите какой-либо примеси свинца. Шееле исследовал графит (1779) и, будучи флогистиком, счёл его сернистым телом особого рода, особым минеральным углём, содержащим связанную «воздушную кислоту» (СО₂) и большое количество флогистона.

Двадцать лет спустя Гитон де Морво путём осторожного нагревания превратил алмаз в графит, а затем в угольную кислоту.

Происхождение названия

В XVII—XIX веках в русской химической и специализированной литературе иногда применялся термин «углетвор» (Шлаттер, 1763; Шерер, 1807; Севергин, 1815); с 1824 года Соловьёв ввёл название «углерод». Соединения углерода имеют в названии часть карбо(н) — от лат. carbō (род. п. carbōnis) «уголь».

Физические свойства

Углерод существует во множестве аллотропных модификаций с очень разнообразными физическими свойствами. Разнообразие модификаций обусловлено способностью углерода образовывать химические связи разного типа.

Изотопы углерода

Природный углерод состоит из двух стабильных изотопов — 12 C (98,93 %) и 13 C (1,07 %) и одного радиоактивного изотопа 14 C (β-излучатель, Т_½= 5730 лет), сосредоточенного в атмосфере и верхней части земной коры. Он постоянно образуется в нижних слоях стратосферы в результате воздействия нейтронов космического излучения на ядра азота по реакции: 14 N (n, p) 14 C, а также, с середины 1950-х годов, как техногенный продукт работы АЭС и в результате испытания водородных бомб.

На образовании и распаде 14 C основан метод радиоуглеродного датирования, широко применяющийся в четвертичной геологии и археологии.

Аллотропные модификации углерода

Кристаллический углерод

• Алмаз
• Графен
• Графит
• Карбин
• Лонсдейлит
• Наноалмаз
• Фуллерены
• Фуллерит
• Углеродное волокно
• Углеродные нановолокна
• Углеродные нанотрубки

Аморфный углерод

• Активированный уголь
• Древесный уголь
• Ископаемый уголь: антрацит и Ископаемый уголь.
• Кокс каменноугольный, нефтяной и др.
• Стеклоуглерод
• Техуглерод
• Сажа
• Углеродная нанопена

На практике, как правило, перечисленные выше аморфные формы являются химическими соединениями с высоким содержанием углерода, а не чистой аллотропной формой углерода.

Кластерные формы

• Астралены
• Диуглерод
• Углеродные наноконусы

Структура

Электронные орбитали атома углерода могут иметь различную геометрию, в зависимости от степени гибридизации его электронных орбиталей. Существует три основных геометрии атома углерода:

• тетраэдрическая, образуется при смешении одного s- и трёх p-электронов (sp 3 -гибридизация). Атом углерода находится в центре тетраэдра, связан четырьмя эквивалентными σ-связями с атомами углерода или иными в вершинах тетраэдра. Такой геометрии атома углерода соответствуют аллотропные модификации углерода алмаз и лонсдейлит. Такой гибридизацией обладает углерод, например, в метане и других углеводородах.
• тригональная, образуется при смешении одной s- и двух p-электронных орбиталей (sp 2 -гибридизация). Атом углерода имеет три равноценные σ-связи, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу. Не участвующая в гибридизации p-орбиталь, расположенная перпендикулярно плоскости σ-связей, используется для образования π-связи с другими атомами. Такая геометрия углерода характерна для графита, фенола и др.
• дигональная, образуется при смешении одного s- и одного p-электронов (sp-гибридизация). При этом два электронных облака вытянуты вдоль одного направления и имеют вид несимметричных гантелей. Два других р-электрона дают π-связи. Углерод с такой геометрией атома образует особую аллотропную модификацию — карбин.

Графит и алмаз

Основные и хорошо изученные аллотропные модификации углерода — алмаз и графит. Термодинамический расчёт линии равновесия графит — алмаз на фазовой р, Т-диаграмме был выполнен в 1939 году О. И. Лейпунским. При нормальных условиях термодинамически устойчив только графит, а алмаз и другие формы метастабильны. При атмосферном давлении и температуре выше 1200 K алмаз начинает переходить в графит, выше 2100 K превращение совершается взрывообразно. ΔН₀ перехода — 1,898 кДж/моль. Прямой переход графита в алмаз происходит при 3000 K и давлении 11—12 ГПа. При нормальном давлении углерод сублимируется при 3780 K.

Жидкий углерод

Жидкий углерод существует только при определённом внешнем давлении. Тройные точки: графит — жидкость — пар Т = 4130 K, р = 10,7 МПа и графит — алмаз — жидкость Т ≈ 4000 K, р ≈ 11 ГПа. Линия равновесия графит — жидкость на фазовой р, Т-диаграмме обладает положительным наклоном, переходящим по мере приближения к тройной точке графит — алмаз — жидкость в отрицательный, что связано с уникальными свойствами атомов углерода создавать углеродные молекулы, состоящие из различного количества атомов (от двух до семи). Наклон линии равновесия алмаз — жидкость, в отсутствие прямых экспериментов в области очень высоких температур (> 4000—5000 K) и давлений (> 10—20 ГПа), долгие годы считался отрицательным. Проведённые японскими исследователями прямые эксперименты и обработка полученных экспериментальных данных с учётом аномальности высокотемпературной теплоёмкости алмаза показали, что наклон линии равновесия алмаз — жидкость положителен, т. е. алмаз тяжелее своей жидкости (в расплаве он будет тонуть, а не всплывать как лёд в воде).

В мае 2019 года в журнале Physical Review Letters опубликована работа российских учёных из Объединенного института высоких температур РАН А. М. Кондратьева и А. Д. Рахеля, в которой физики первыми, впервые в мире детально изучили и измерили свойства жидкой формы углерода. Результаты физического эксперимента позволили получить новые данные, которые были недоступны исследователям в условиях компьютерного моделирования. Тонкая пластина высокоориентированного пиролитического графита с гексагональной осью, перпендикулярной его поверхности, была зажата между двумя пластинами особого материала и нагрета при давлении от 0,3 до 2,0 ГигаПаскалей. Оказалось, что температура плавления графита при этих условиях составляет 6300–6700 Кельвинов, что более чем на 1000° выше значений, предсказанных теоретически и на математических моделях. Исследователи впервые в мире точно измерили физические показатели процесса плавления углерода и свойства его жидкой фазы (удельное сопротивление, энтальпию плавления, изохорную теплоёмкость и многие другие показатели этого загадочного вещества. Они также обнаружили, что скорость звука в жидком углероде возрастает при уменьшении плотности.

Углерод III

При давлении свыше 60 ГПа предполагают образование весьма плотной модификации С III (плотность на 15—20 % выше плотности алмаза), имеющей металлическую проводимость. При высоких давлениях и относительно низких температурах (ок. 1200 K) из высокоориентированного графита образуется гексагональная модификация углерода с кристаллической решёткой типа вюрцита — лонсдейлит (а = 0,252 нм, с = 0,412 нм, пространственная группа Р6₃/mmc), плотность 3,51 г/см³, то есть такая же, как у алмаза. Лонсдейлит найден также в метеоритах.

Ультрадисперсные алмазы (наноалмазы)

В 1980-е годы в СССР было обнаружено, что в условиях динамической нагрузки углеродсодержащих материалов могут образовываться алмазоподобные структуры, получившие название ультрадисперсных алмазов (УДА). В настоящее время всё чаще применяется термин «наноалмазы». Размер частиц в таких материалах составляет единицы нанометров. Условия образования УДА могут быть реализованы при детонации взрывчатых веществ со значительным отрицательным кислородным балансом, например, смесей тротила с гексогеном. Такие условия могут быть реализованы также при ударах небесных тел о поверхность Земли в присутствии углеродсодержащих материалов (органика, торф, уголь и пр.). Так, в зоне падения Тунгусского метеорита в лесной подстилке были обнаружены УДА.

Карбин

Кристаллическая модификация углерода гексагональной сингонии с цепочечным строением молекул называется карбин. Цепи имеют либо полиеновое строение (−C≡C−), либо поликумуленовое (=C=C=). Известно несколько форм карбина, отличающихся числом атомов в элементарной ячейке, размерами ячеек и плотностью (2,68—3,30 г/см³). Карбин встречается в природе в виде минерала чаоита (белые прожилки и вкрапления в графите) и получен искусственно — окислительной дегидрополиконденсацией ацетилена, действием лазерного излучения на графит, из углеводородов или CCl₄ в низкотемпературной плазме.

Карбин представляет собой мелкокристаллический порошок чёрного цвета (плотность 1,9—2 г/см³), обладает полупроводниковыми свойствами. Получен в искусственных условиях из длинных цепочек атомов углерода, уложенных параллельно друг другу.

Карбин — линейный полимер углерода. В молекуле карбина атомы углерода соединены в цепочки поочередно или тройными и одинарными связями (полиеновое строение), либо постоянно двойными связями (поликумуленовое строение). Это вещество впервые получено советскими химиками В. В. Коршаком, А. М. Сладковым, В. И. Касаточкиным и Ю. П. Кудрявцевым в начале 1960-х годов в Институте элементоорганических соединений Академии наук СССР. Карбин обладает полупроводниковыми свойствами, причём под воздействием света его проводимость сильно увеличивается. На этом свойстве основано первое практическое применение — в фотоэлементах.

Фуллерены и углеродные нанотрубки

Углерод известен также в виде кластерных частиц C₆₀, C₇₀, C₈₀, C₉₀, C₁₀₀ и подобных (фуллерены), а также графенов, нанотрубок и сложных структур — астраленов.

Аморфный углерод (строение)

В основе строения аморфного углерода лежит разупорядоченная структура монокристаллического (всегда содержит примеси) графита. Это кокс, бурые и каменные угли, техуглерод, сажа, активный уголь.

Графен

Графен — двумерная аллотропная модификация углерода, образованная слоем атомов углерода толщиной в один атом, соединенных посредством sp² связей в гексагональную двумерную кристаллическую решётку.

Углеродное кольцо

В 2019 г. впервые синтезирован один экземпляр молекулы, представляющей собой кольцо из 18 атомов углерода. В нем чередуются одинарные и тройные химические связи.

Нахождение в природе

Было оценено, что Земля в целом состоит из 730 ppm углерода, с содержанием 2000 ppm в ядре и 120 ppm в мантии и коре. Так как масса Земли 5,972⋅10 24 kg , то это предполагает наличие 4360 миллионов гигатонн углерода.

Свободный углерод находится в природе в виде алмаза и графита. Основная масса углерода в виде природных карбонатов (известняки и доломиты), горючих ископаемых — антрацит (94—97 % С), бурые угли (64—80 % С), каменные угли (76—95 % С), горючие сланцы (56—78 % С), нефть (82—87 % С), горючих природных газов (до 99 % метана), торф (53—56 % С), а также битумы и др. В атмосфере и гидросфере находится в виде диоксида углерода CO₂, в воздухе 0,046 % CO₂ по массе, в водах рек, морей и океанов в

60 раз больше. Углерод входит в состав растений и животных (

В организм человека углерод поступает с пищей (в норме около 300 г в сутки). Общее содержание углерода в организме человека достигает около 21 % (15 кг на 70 кг массы тела). Углерод составляет 2/3 массы мышц и 1/3 массы костной ткани. Выводится из организма преимущественно с выдыхаемым воздухом (углекислый газ) и мочой (мочевина).

Кругооборот углерода в природе включает биологический цикл, выделение CO₂ в атмосферу при сгорании ископаемого топлива, из вулканических газов, горячих минеральных источников, из поверхностных слоёв океанических вод, а также при дыхании, брожении, гниении. Биологический цикл состоит в том, что углерод в виде CO₂ поглощается из тропосферы растениями в процессе фотосинтеза. Затем из биосферы он вновь возвращается в геосферу, частично через организмы животных и человека, и в виде CO₂ — в атмосферу.

В парообразном состоянии и в виде соединений с азотом и водородом углерод обнаружен в атмосфере Солнца, планет, он найден в каменных и железных метеоритах.

Большинство соединений углерода, и прежде всего углеводороды, обладают ярко выраженным характером ковалентных соединений. Прочность простых, двойных и тройных связей атомов С между собой, способность образовывать устойчивые цепи и циклы из атомов С обусловливают существования огромного числа углеродсодержащих соединений, изучаемых органической химией.

В природе встречается минерал шунгит, в котором содержится как твёрдый углерод (≈25 %), так и значительные количества оксида кремния (≈35 %).

Химические свойства

При обычных температурах углерод химически инертен, при достаточно высоких температурах соединяется со многими элементами, проявляет сильные восстановительные свойства. Химическая активность разных форм углерода убывает в ряду: аморфный углерод, графит, алмаз, на воздухе они воспламеняются при температурах соответственно выше 300—501 °C, 600—700 °C и 800—1000 °C.

Степень окисления бывает от −4 до +4. Сродство к электрону 1,27 эВ; энергия ионизации при последовательном переходе от С 0 к С 4+ соответственно 11,2604, 24,383, 47,871 и 64,19 эВ.

Неорганические соединения

Углерод реагирует с неметаллами при нагревании

Реакции с неметаллами

Реагент	Уравнение	Описание
O2	2C + O2 → to 2CO↑ 2CO + O2 → to 2CO2↑	Продуктами горения углерода являются CO и CO2(монооксид углерода и диоксид углерода соответственно). Известен также неустойчивый недооксид углерода C3O2 (температура плавления −111 °C, температура кипения 7 °C) и некоторые другие оксиды (например, C12O9, C5O2, C12O12). Углекислый газ реагирует с водой, образуя слабую угольную кислоту — H2CO3, которая образует соли — карбонаты. На Земле наиболее широко распространены карбонаты кальция (минеральные формы — мел, мрамор, кальцит, известняк и др.) и магния (минеральная форма доломит).
S Se	C + S → to CS2 C + Se → to CSe2	При реакции углерода с серой получается сероуглерод CS2, известны также CS и C3S2. Получен селенид углерода CSe2.
H2 F2	C + 2H2 → to,P, cat CH4↑ C + 2F2 → >900oC CF4	Из углерода можно получить метан в присутствии оксидов железа, однако гораздо практичнее получать метан из синтез газа. Графит и аморфный углерод начинают реагировать с водородом при температуре 1200 °C, с фтором при 900 °C.
Si	C + Si → to SiC	При сплавлении получается карбид кремния.
N2	2C + N2 → to (CN)2	При пропускании электрического разряда между угольными электродами в атмосфере азота образуется циан. При высоких температурах взаимодействием углерода со смесью H2 и N2 получают синильную кислоту: Также такой же реакцией получают циан 2NH3 + 2CH4 → Pt (CN)2 + 7H2↑
P	Не реагирует

Графит с галогенами, щелочными металлами и др. веществами образует соединения включения.

Реакции со сложными веществами

Уравнение	Описание
C + H2O →to CO↑ + H2↑	Важна в промышленности реакция углерода с водяным паром для получения синтез газа
3C + S + 2KNO3 →to K2S + 3CO2↑ + N2↑	Горение чёрного пороха.
5C + 4KNO3 → 2K2CO3 + 3CO2↑ + 2N2↑ C + 2KNO3 → 2KNO2 + CO2↑	С калиевой селитрой углерод проявляет восстановительные свойства.
3C + BaSO4 → BaS + 2CO↑ + CO2↑	Восстанавливает сульфат бария
C + MxOy → to M + CO↑ C + CaO → 2500oC CaC2 + CO↑	При сплавлении углерод восстанавливает оксиды металлов до металлов. Данное свойство широко используется в металлургической промышленности.

С большинством металлов углерод образует карбиды, например:

Органические соединения

Способность углерода образовывать полимерные цепочки порождает огромный класс соединений на основе углерода, которых значительно больше, чем неорганических, и изучением которых занимается органическая химия. Среди них наиболее обширные группы: углеводороды, белки, жиры, углеводы и др.

Соединения углерода составляют основу земной жизни, а их свойства во многом определяют спектр условий, в которых подобные формы жизни могут существовать. По числу атомов в живых клетках доля углерода около 25 %, по массовой доле — около 18 %.

Применение

Графит используют в карандашной промышленности, но в смеси с глиной, для уменьшения его мягкости. Также его используют в качестве смазки при особо высоких или низких температурах. Его невероятно высокая температура плавления позволяет делать из него тигли для заливки металлов. Способность графита проводить электрический ток также позволяет изготавливать из него высококачественные электроды.

Алмаз благодаря исключительной твердости — незаменимый абразивный материал. Алмазным напылением обладают шлифовальные насадки бурмашин. Кроме этого, ограненные алмазы — бриллианты — используются в качестве драгоценных камней в ювелирных украшениях. Благодаря редкости, высоким декоративным качествам и стечению исторических обстоятельств бриллиант неизменно является самым дорогим драгоценным камнем. Исключительно высокая теплопроводность алмаза (до 2000 Вт/м·К) делает его перспективным материалом для полупроводниковой техники в качестве подложек для процессоров. Но относительно высокая себестоимость добычи алмазов ($97,47 за один карат) и сложность обработки алмаза ограничивают его применение в этой области.

В фармакологии и медицине широко используются различные соединения углерода — производные угольной кислоты и карбоновых кислот, различные гетероциклы, полимеры и другие соединения. Так, карболен (активированный уголь), применяется для абсорбции и выведения из организма различных токсинов; графит (в виде мазей) — для лечения кожных заболеваний; радиоактивные изотопы углерода — для научных исследований (радиоуглеродный анализ).

Углерод играет огромную роль в жизни человека. Его применения столь же разнообразны, как сам этот многоликий элемент. В частности, углерод является неотъемлемой составляющей стали (до 2,14 % масс.) и чугуна (более 2,14 % масс.)

Углерод является основой всех органических веществ. Любой живой организм состоит в значительной степени из углерода. Углерод — основа жизни. Источником углерода для живых организмов обычно является CO₂ из атмосферы или воды. В результате фотосинтеза он попадает в биологические пищевые цепи, в которых живые существа поедают друг друга или останки друг друга и тем самым добывают углерод для строительства собственного тела. Биологический цикл углерода заканчивается либо окислением и возвращением в атмосферу, либо захоронением в виде угля или нефти.

Углерод в виде ископаемого топлива: угля и углеводородов (нефть, природный газ) — один из важнейших источников энергии для человечества.

Токсическое действие

Углерод поступает в окружающую среду в составе выхлопных газов автотранспорта, при сжигании угля на ТЭС, при открытых разработках угля, подземной его газификации, получении угольных концентратов и др. Концентрация углерода над источниками горения 100—400 мкг/м³, крупными городами 2,4—15,9 мкг/м³, сельскими районами 0,5 — 0,8 мкг/м³. С газоаэрозольными выбросами АЭС в атмосферу поступает (6—15)⋅10 9 Бк/сут 14 CO₂.

Высокое содержание углерода в атмосферных аэрозолях ведет к повышению заболеваемости населения, особенно верхних дыхательных путей и легких. Профессиональные заболевания — в основном антракоз и пылевой бронхит. В воздухе рабочей зоны ПДК, мг/м³: алмаз 8,0, антрацит и кокс 6,0, каменный уголь 10,0, технический углерод и углеродная пыль 4,0; в атмосферном воздухе максимальная разовая 0,15, среднесуточная 0,05 мг/м³.

Токсическое действие 14 C, вошедшего в состав биологических молекул (особенно в ДНК и РНК), определяется его радиационным взаимодействием с β-частицами ( 14 C (β) → 14 N), приводящим к изменению химического состава молекулы. Допустимая концентрация 14 С в воздухе рабочей зоны ДК_А 1,3 Бк/л, в атмосферном воздухе ДК_Б 4,4 Бк/л, в воде 3,0⋅10 4 Бк/л, предельно допустимое поступление через органы дыхания 3,2⋅10 8 Бк/год.

Углерод: физические и химические свойства

Содержание:

Углерод – важнейший химический элемент периодической таблицы Менделеева. Без него, как и без кислорода и водорода немыслимой была бы сама Жизнь. Можно без преувеличения сказать, что жизнь всех живых существ от амебы до человека построена именно из соединений углерода. Углерод – биогенный элемент составляющий основу жизни на нашей планете. Будучи структурной единицей огромного числа различных органических соединений, он участвует и в построении живых организмов и в обеспечении их жизнедеятельности. Даже возникновение самой Жизни рассматривается учеными как сложный процесс эволюции углеродных соединений. А какие химические и физические свойства этого чудесного элемента, история его открытие и современное применение в химии, читайте об этом далее.

История открытия

На самом деле углерод был известен человеку еще с глубокой древности в виде своих аллотропных модификаций: алмаза и графита. Помимо этого углерод в виде древесного угля активно применялся при выплавке металлов. От угля происходит и само название углерода, как химического элемента.

Но в те далекие времена люди пользовались углеродом в виде угля, или любовались им же, в виде алмазов, неосознанно, без понимания того, какой важный химический элемент стоит за всем этим.

Научное открытие углерода произошло в 1791 году, когда английский химик Теннант впервые получил свободный углерод. Для получения углерода он пропускал пары фосфора над прокаленным мелом. В результате этой химической реакции образовались фосфат кальция и чистый углерод. Впрочем, этому опыту предшествовали и другие искания, например выдающийся французский химик Лавуазье поставил опыт по сжиганию алмаза при помощи большой зажигательной машины. Драгоценный алмаз сгорел без остатка, после чего ученый пришел к выводу, что алмаз представляет собой ничто иное как кристаллический углерод.

Интересно, что в этих опытах совместно с алмазом пробовали сжигать и другие драгоценные камни, к примеру, рубин. Но другие камни выдерживали высокую температуру, только алмаз сгорал без остатка, что и обратило внимание на его отличную химическую природу.

Место в таблице Менделеева

В основе расположения химических элементов в периодической системе Менделеева лежит их атомный вес, рассчитанный относительно атомного веса водорода. Атомная масса углерода составляет 12,011, согласно ней он занимает почетное 6-е место в таблице Менделеева и обозначается латинской литерой С.

Помимо этого следует обратить внимание на следующие характеристики углерода:

• Природный углерод состоит из смеси двух стабильных изотопов 12 С (98,892%) и 13 С (1,108%)
• Помимо этого известно 6 радиоактивных изотопов углерода. Один из них, изотоп 14 С с периодом полураспада 5,73*10 3 лет в небольших количествах образуется в верхних слоях атмосферы нашей планеты под действием космического излучения.

Строение атома

Атом углерода имеет 2 оболочки (как впрочем, и все элементы, расположенные во втором периоде) и 6 электронов: 1s 2 2s 2 2p 2 . Четыре валентных электрона находятся на внешнем электронном уровне атома углерода. А оставшиеся два электрона находятся на отдельных p-орбиталях, при этом они являются неспаренными.

Так на картинке изображена схема электронного строения атома углерода.

Физические свойства

Своими физическими свойствами углерод типичный неметалл. При этом он образует множество аллотропных модификаций («аллотропные» означает существование двух и более разных веществ из одного химического элемента): наиболее популярными из них являются алмаз, графит, уголь, сажа. При этом алмаз – одно из самых твердых веществ, представляющих углерод.

Разумеется, разные аллотропные модификации углерода имеют и разные физические свойства. Если алмаз типичное твердое тело, то, к примеру, жидкий углерод, который можно получить только при определенном внешнем давлении, обладает совершенно иными физическими свойствами, нежели алмаз или графит.

Химические свойства

В обычных условиях углерод, как правило, химически инертен, но при высоких температурах он может вступать в химические взаимодействия со многими другими элементами, обычно проявляя сильные восстановительные свойства. Приведем примеры химических реакций углерода как восстановителя с:

— с кислородом
C 0 + O₂ – t° = CO₂ углекислый газ

при недостатке кислорода — неполное сгорание:
2C 0 + O₂ – t° = 2C +2 O угарный газ

— с водяным паром
C 0 + H₂O – 1200° = С +2 O + H₂ водяной газ

— с оксидами металлов. Таким образом, выплавляют металл из руды.
C 0 + 2CuO – t° = 2Cu + C +4 O₂

— с серой образует сероуглерод:
С + 2S₂ = СS₂.

Порой углерод может выступать и как окислитель, образуя карбиды при вступлении в химические реакции с некоторыми металлами:

Ca + 2C 0 = CaC₂ -4

Вступая в реакцию с водородом, углерод образует метан:

Роль в природе

В земной коре содержание углерода составляет всего лишь 0,15%. Несмотря на эту кажущуюся маленькой цифру, стоит заметить, что углерод непрерывно участвует в природном круговороте из земной коры через биосферу в атмосферу и наоборот. Также именно из углерода состоят такие ценные ресурсы как нефть, уголь, торф, известняки и природный газ. И как мы писали в начале нашей статьи, углерод – основа жизни. Скажем, в теле взрослого человека с весом в 70 кг имеется около 13 кг углерода. Это только в одном человека, примерно в таких же пропорциях углерод содержится в телах всех других живых существ, растений и животных.

Применение

Можно сказать, что углерод неразрывно связан с самим развитием человеческой цивилизации. Именно из соединений с участием углерода образованы основные топлива, благодаря которым ездят машины, летают самолеты, вы можете приготовить себе еду и обогреть свой дом в холодную пору – это нефть и газ. Помимо этого соединения углерода активно используются в химической и металлургической промышленности, в фармацевтике и строительстве. Алмазы, будучи аллотропной модификацией углерода используются в ювелирном деле и ракетостроении. В целом промышленность современности не может обойтись без углерода, он необходим практически везде.

Рекомендованная литература и полезные ссылки

• Savvatimskiy, A (2005). “Measurements of the melting point of graphite and the properties of liquid carbon (a review for 1963–2003)”. Carbon. 43 (6): 1115–1142. doi:10.1016/j.carbon.2004.12.027
• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1. — 623 с.
• ChemNet. Углерод: история открытия элемента.
• Лейпунский О. И. Об искусственных алмазах (рус.) // Успехи химии. — Российская академия наук, 1939. — Вып. 8. — С. 1519—1534.
• Seal M. The effect of surface orientation on the graphitization of diamond. // Phis. Stat. Sol., 1963, v. 3, p. 658.

Видео

И в завершение образовательное видео по теме нашей статьи.