Organska kemija je kemija atoma ugljika. Broj organski spojevi deset puta više od anorganskih, što se jedino može objasniti značajke atoma ugljika :
a) on je unutra sredini ljestvice elektronegativnosti i drugo razdoblje, stoga mu je neisplativo davati svoje i prihvaćati tuđe elektrone i stjecati pozitivan ili negativan naboj;
b) posebna građa elektronske ljuske - Ne elektronskih parova i slobodne orbitale (postoji samo još jedan atom slične strukture – vodik, pa vjerojatno zato ugljik i vodik tvore toliko spojeva – ugljikovodika).
Elektronska struktura atoma ugljika
C - 1s 2 2s 2 2p 2 ili 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 0
Grafički:
Pobuđeni ugljikov atom ima sljedeću elektronsku formulu:
*S - 1s 2 2s 1 2p 3 ili 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1
U obliku stanica:
Oblik s- i p-orbitala
atomska orbitala - područje prostora gdje se elektron najvjerojatnije nalazi, s pripadajućim kvantnim brojevima.
To je trodimenzionalna elektronička "konturna karta" u kojoj valna funkcija određuje relativnu vjerojatnost pronalaska elektrona u određenoj točki orbite.
Relativne veličine atomskih orbitala rastu kako im se povećava energija ( glavni kvantni broj- n), a njihov oblik i orijentacija u prostoru određena je kvantnim brojevima l i m. Elektrone u orbitalama karakterizira spinski kvantni broj. Svaka orbitala ne može sadržavati više od 2 elektrona suprotnih spinova.
Kada se stvaraju veze s drugim atomima, atom ugljika transformira svoju elektronsku ljusku tako da nastaju što jače veze, a posljedično se oslobađa što je moguće više energije, a sustav dobiva najveću stabilnost.
Za promjenu elektronske ljuske atoma potrebna je energija, koja se zatim nadoknađuje stvaranjem jačih veza.
Transformacija elektronske ljuske (hibridizacija) može biti uglavnom 3 tipa, ovisno o broju atoma s kojima atom ugljika stvara veze.
Vrste hibridizacije:
sp 3 – atom stvara veze sa 4 susjedna atoma (tetraedarska hibridizacija):
Elektronska formula sp 3 - hibridni ugljikov atom:
*S –1s 2 2(sp 3) 4 u obliku stanica
Vezni kut između hibridnih orbitala je ~109°.
Stereokemijska formula ugljikovog atoma:
sp 2 – hibridizacija ( valentno stanje) – atom stvara veze sa 3 susjedna atoma (trigonalna hibridizacija):
Elektronska formula sp 2 je hibridni ugljikov atom:
*S –1s 2 2(sp 2) 3 2p 1 u obliku stanica
Vezni kut između hibridnih orbitala je ~120°.
Stereokemijska formula sp 2 - hibridni ugljikov atom:
sp– Hibridizacija (valentno stanje) - atom stvara veze sa 2 susjedna atoma (linearna hibridizacija):
Elektronska formula sp je hibridni ugljikov atom:
*S –1s 2 2(sp) 2 2p 2 u obliku stanica
Vezni kut između hibridnih orbitala je ~180°.
Stereokemijska formula:
S-orbitala je uključena u sve vrste hibridizacije, jer ima minimum energije.
Preuređivanje elektronskog oblaka omogućuje stvaranje najjačih veza i minimalnu interakciju atoma u nastaloj molekuli. pri čemu hibridne orbitale ne moraju biti identične, ali vezni kutovi mogu biti različiti, na primjer CH2Cl2 i CCl4
2. Kovalentne veze u ugljikovim spojevima
Kovalentne veze, svojstva, metode i uzroci obrazovanja - školski program.
Samo da vas podsjetim:
1. Komunikacijsko obrazovanje Preklapanje između atoma može se smatrati rezultatom preklapanja njihovih atomskih orbitala, a što je učinkovitije (što je veći integral preklapanja), to je veza jača.
Prema izračunatim podacima, relativna učinkovitost preklapanja atomskih orbitala S rel raste kako slijedi:
Stoga uporaba hibridnih orbitala, poput sp 3 orbitala ugljika u stvaranju veza s četiri atoma vodika, dovodi do jačih veza.
2. Kovalentne veze u ugljikovim spojevima nastaju na dva načina:
A)Ako se dvije atomske orbitale preklapaju duž svojih glavnih osi, tada se nastala veza naziva - σ veza.
Geometrija. Dakle, kada se formiraju veze s atomima vodika u metanu, četiri hibridne sp 3 ~ orbitale atoma ugljika preklapaju se sa s-orbitalama četiri atoma vodika, tvoreći četiri identične jake σ-veze smještene pod kutom od 109 ° 28 "na svaku drugi (standardni tetraedarski kut) Slična striktno simetrična tetraedarska struktura također nastaje, primjerice, tijekom stvaranja CCl 4, ali ako atomi koji tvore veze s ugljikom nisu isti, primjerice u slučaju CH 2 C1 2, prostorna struktura će se donekle razlikovati od potpuno simetrične, iako ostaje u biti tetraedarska.
σ-duljina veze između atoma ugljika ovisi o hibridizaciji atoma i smanjuje se pri prijelazu iz sp 3 – hibridizacija u sp. To je zato što je s-orbitala bliža jezgri od p-orbitale, dakle, što je veći njen udio u hibridnoj orbitali, to je ona kraća, a time i kraća nastala veza.
B) Ako su dva atomska str - orbitale koje se nalaze paralelno jedna s drugom ostvaruju bočno preklapanje iznad i ispod ravnine u kojoj se nalaze atomi, tada se nastala veza naziva - π (pi) - komunikacija
Bočno preklapanje atomske orbitale je manje učinkovito od preklapanja duž glavne osi, tako da π -veze su manje jake od σ - veze. To se posebno očituje u činjenici da energija dvostruke veze ugljik-ugljik premašuje energiju jednostruke veze manje od dva puta. Tako je energija C-C veze u etanu 347 kJ/mol, dok je energija C=C veze u etenu samo 598 kJ/mol, a ne ~700 kJ/mol.
Stupanj bočnog preklapanja dviju atomskih 2p orbitala , a time i snagu π -veza je najveća ako su dva ugljikova atoma i četiri povezana s njima atomi se nalaze strogo u istoj ravnini, tj. ako oni komplanarni , budući da su samo u ovom slučaju atomske 2p orbitale točno međusobno paralelne i stoga sposobne za maksimalno preklapanje. Svako odstupanje od koplanara zbog rotacije okolo σ -veza koja povezuje dva atoma ugljika dovest će do smanjenja stupnja preklapanja i, sukladno tome, do smanjenja čvrstoće π -veza, koja na taj način pomaže u održavanju ravnosti molekule.
Rotacija oko dvostruke veze ugljik-ugljik je nemoguće.
Distribucija π -elektroni iznad i ispod ravnine molekule znače postojanje područja negativnog naboja, spreman za interakciju sa svim reagensima s manjkom elektrona.
Atomi kisika, dušika itd. također imaju različita valentna stanja (hibridizacije), dok njihovi elektronski parovi mogu biti i u hibridnim i u p-orbitalama.
UGLJIK, S, kemijski element IV skupine periodnog sustava, atomska težina 12,00, serijski broj 6. Donedavno se smatralo da ugljik nema izotope; tek nedavno je uz pomoć posebno osjetljivih metoda otkriveno postojanje izotopa C 13. Ugljik je jedan od bitni elementi po rasprostranjenosti, po obilju i raznolikosti njegovih spojeva, po biološkom značaju (kao organogen), po golemosti tehničke uporabe samog ugljika i njegovih spojeva (kao sirovine i kao izvora energije za industrijske i kućanske potrebe) ), i konačno, svojom ulogom u razvoju kemijske znanosti. Ugljik u slobodnom stanju otkriva izraziti fenomen alotropije, koji je poznat više od stoljeća i pol, ali još uvijek nije u potpunosti shvaćen, kako zbog iznimnih poteškoća u dobivanju ugljika u kemijski čistom obliku, tako i zbog većine konstante alotropskih modifikacija ugljika uvelike variraju ovisno o morfološkim značajkama njihove strukture, zbog načina i uvjeta dobivanja.
Ugljik tvori dva kristalna oblika – dijamant i grafit, a poznat je i u amorfnom stanju u obliku tzv. amorfni ugljen. Kao rezultat nedavnih studija, individualnost potonjeg je osporena: ugljen je identificiran s grafitom, smatrajući oba morfološkim varijantama istog oblika - "crnog ugljika", i objašnjena je razlika u njihovim svojstvima fizička struktura te stupanj raspršenosti tvari. Međutim, na samom U zadnje vrijeme dobivene su činjenice koje potvrđuju postojanje ugljena kao posebnog alotropskog oblika (vidi dolje).
Prirodni izvori i zalihe ugljika. Po rasprostranjenosti u prirodi ugljik zauzima 10. mjesto među elementima, čineći 0,013% atmosfere, 0,0025% hidrosfere i oko 0,35% ukupne mase zemljine kore. Većina ugljika je u obliku kisikovih spojeva: atmosferski zrak sadrži ~800 milijardi tona ugljika u obliku CO 2 dioksida; u vodi oceana i mora - do 50 000 milijardi tona ugljika u obliku CO 2, iona ugljične kiseline i bikarbonata; u stijenama - netopljivi karbonati (kalcij, magnezij i drugi metali), a udio jednog CaCO 3 čini ~160·10 6 milijardi tona ugljika. Ove kolosalne rezerve, međutim, ne predstavljaju energetsku vrijednost; mnogo su vrjedniji zapaljivi ugljični materijali - fosilni ugljen, treset, zatim nafta, ugljikovodični plinovi i drugi prirodni bitumeni. Zalihe ovih tvari u zemljinoj kori također su prilično značajne: ukupna masa ugljika u fosilnom ugljenu doseže ~6000 milijardi tona, u nafti ~10 milijardi tona itd. U slobodnom stanju ugljik je prilično rijedak (dijamant i dio grafitne tvari). Fosilni ugljen sadrži malo ili nimalo slobodnog ugljika: sastoji se od Ch. arr. od visokomolekularnih (policikličkih) i vrlo stabilnih spojeva ugljika s drugim elementima (H, O, N, S) još su vrlo malo istraženi. Ugljični spojevi žive prirode (biosfera globus), sintetizirani u biljnim i životinjskim stanicama, odlikuju se izvanrednom raznolikošću svojstava i količinama sastava; najzastupljenije tvari u biljnom svijetu - vlakna i lignin - također igraju ulogu energetskih izvora. Ugljik održava stalnu raspodjelu u prirodi zahvaljujući kontinuiranom ciklusu, čiji se ciklus sastoji od sinteze složenih organskih tvari u biljnim i životinjskim stanicama i obrnute dezagregacije tih tvari tijekom njihovog oksidativnog raspada (izgaranje, raspadanje, disanje). ), što dovodi do stvaranja CO 2 , koji se ponovno koristi biljkama za sintezu. Opća shema ovog ciklusa može biti. predstavljen u sljedećem obliku:
Dobivanje ugljika. Spojevi ugljika biljnog i životinjskog podrijetla nestabilni su na visokim temperaturama i kada se zagriju na najmanje 150-400 °C bez zraka, razgrađuju se, oslobađajući vodu i hlapljive spojeve ugljika i ostavljajući čvrsti nehlapljivi ostatak bogat ugljikom koji se obično naziva ugljen . Ovaj pirolitički proces naziva se pougljenje ili suha destilacija i naširoko se koristi u inženjerstvu. Visokotemperaturna piroliza fosilnih ugljena, nafte i treseta (na temperaturi od 450-1150°C) dovodi do oslobađanja ugljika u obliku grafita (koks, retortni ugljen). Što je viša temperatura paljenja početnih materijala, dobiveni ugljen ili koks je po sastavu bliži slobodnom ugljiku, a po svojstvima grafitu.
Amorfni ugljen, koji se formira na temperaturama ispod 800 ° C, ne može biti. smatramo ga slobodnim ugljikom, jer sadrži značajne količine kemijski vezanih drugih elemenata, Ch. arr. vodik i kisik. Od tehničkih proizvoda svojstva amorfnog ugljena su najbliža svojstvima Aktivni ugljik i čađe. Najčišći ugljen može biti. dobiva se pougljenjem čistog šećera ili piperonala, posebnom obradom čađe itd. Umjetni grafit dobiven elektrotermalnim putem po sastavu je gotovo čisti ugljik. Prirodni grafit je uvijek onečišćen mineralnim nečistoćama i također sadrži određenu količinu vezanog vodika (H) i kisika (O); u relativno čistom stanju, može biti. dobiven tek nakon niza posebnih obrada: mehaničkog obogaćivanja, pranja, obrade oksidirajućim sredstvima i kalcinacije na visoka temperatura do potpunog uklanjanja hlapljivih tvari. Tehnologija ugljika nikad se ne bavi savršeno čistim ugljikom; to se ne odnosi samo na prirodne sirovine ugljika, već i na proizvode njegovog obogaćivanja, rafiniranja i toplinske razgradnje (pirolize). Ispod je sadržaj ugljika u nekim ugljičnim materijalima (u %):
Fizikalna svojstva ugljika. Slobodni ugljik je gotovo potpuno netopljiv, nehlapljiv i na normalnoj temperaturi netopljiv je u bilo kojem od poznatih otapala. Otapa se samo u određenim rastaljenim metalima, osobito pri temperaturama koje se približavaju vrelištu potonjih: u željezu (do 5%), srebru (do 6%) | rutenij (do 4%), kobalt, nikal, zlato i platina. U nedostatku kisika, ugljik je najvatrostalniji materijal; tekuće stanje jer je čisti ugljik nepoznat, a njegova transformacija u paru počinje tek na temperaturama iznad 3000°C. Stoga je određivanje svojstava ugljika provedeno isključivo za čvrsto agregatno stanje. Od modifikacija ugljika dijamant ima najstalnija fizikalna svojstva; svojstva grafita u različitim uzorcima (čak i onim najčišćim) znatno variraju; svojstva amorfnog ugljena još su promjenjivija. U tablici su uspoređene najvažnije fizikalne konstante različitih modifikacija ugljika.
Dijamant je tipičan dielektrik, dok grafit i ugljik imaju metalnu električnu vodljivost. U apsolutnoj vrijednosti njihova vodljivost varira u vrlo širokom rasponu, ali je za ugljen uvijek niža nego za grafit; u grafitima se približava vodljivosti pravih metala. Toplinski kapacitet svih modifikacija ugljika pri temperaturi >1000°C teži konstantnoj vrijednosti od 0,47. Na temperaturama nižim od -180°C, toplinski kapacitet dijamanta postaje iščezavajuće malen, a na -27°C postaje praktički jednak nuli.
Kemijska svojstva ugljika. Zagrijavanjem iznad 1000°C i dijamant i ugljen postupno prelaze u grafit, koji stoga treba smatrati najstabilnijim (na visokim temperaturama) monotropnim oblikom ugljika. Čini se da transformacija amorfnog ugljika u grafit počinje na oko 800°C i završava na 1100°C (u ovoj posljednjoj točki ugljen gubi svoju adsorpcijsku aktivnost i sposobnost reaktivacije, a njegova električna vodljivost naglo raste, ostajući gotovo konstantna u budućnosti ). Slobodni ugljik karakterizira inertnost na običnim temperaturama i značajna aktivnost na visokim temperaturama. Kemijski je najaktivniji amorfni ugljik, a najotporniji dijamant. Na primjer, fluor reagira s ugljenom na 15°C, s grafitom tek na 500°C, a s dijamantom na 700°C. Zagrijavanjem na zraku porozni ugljen počinje oksidirati ispod 100°C, grafit na oko 650°C, a dijamant iznad 800°C. Na temperaturi od 300°C i višoj, ugljen se spaja sa sumporom i stvara ugljikov disulfid CS 2 . Na temperaturama iznad 1800°C, ugljik (ugljen) počinje djelovati s dušikom, stvarajući (u malim količinama) cijanogen C 2 N 2 . Interakcija ugljika s vodikom počinje na 1200°C, au temperaturnom području od 1200-1500°C nastaje samo metan CH 4; iznad 1500 ° C - mješavina metana, etilena (C 2 H 4) i acetilena (C 2 H 2); na temperaturi od oko 3000°C dobiva se gotovo isključivo acetilen. Na temperaturi električnog luka ugljik ulazi u izravnu vezu s metalima, silicijem i borom, tvoreći odgovarajuće karbide. Izravni ili neizravni načini m. b. dobiveni su spojevi ugljika sa svim poznatim elementima, osim plinova nulte skupine. Ugljik je nemetalni element koji pokazuje neke znakove amfoternosti. Atom ugljika ima promjer od 1,50 Ᾰ (1Ᾰ \u003d 10 -8 cm) i sadrži 4 valentna elektrona u vanjskoj sferi, koji se jednako lako odaju ili nadopunjuju na 8; stoga je normalna valencija ugljika, i kisika i vodika, četiri. U velikoj većini svojih spojeva ugljik je četverovalentan; samo mali broj poznatih spojeva dvovalentnog ugljika (ugljikov monoksid i njegovi acetali, izonitrili, eksplozivna kiselina i njezine soli) i trovalentnog (tzv. "slobodni radikal").
S kisikom ugljik tvori dva normalna oksida: kiseli ugljikov dioksid CO2 i neutralni ugljikov monoksid CO. Osim toga, postoji niz ugljični suboksidi koji sadrži više od 1 atoma C, nema tehnički značaj; od njih je najpoznatija podoksidacija sastava C 3 O 2 (plin s vrelištem od +7 ° C i talištem od -111 ° C). Prvi produkt izgaranja ugljika i njegovih spojeva je CO 2 koji nastaje prema jednadžbi:
C + O 2 \u003d CO 2 +97600 kal.
Stvaranje CO tijekom nepotpunog izgaranja goriva rezultat je procesa sekundarne redukcije; u ovom slučaju sam ugljik služi kao redukcijsko sredstvo, koje reagira s CO 2 na temperaturama iznad 450 ° C prema jednadžbi:
CO 2 + C \u003d 2CO -38800 kal;
ova reakcija je reverzibilna; iznad 950°C, pretvorba CO 2 u CO postaje gotovo potpuna, što se provodi u plinskim pećima. Energetska redukcijska sposobnost ugljika na visokim temperaturama također se koristi u proizvodnji vodenog plina (H 2 O + C \u003d CO + H 2 -28380 cal) iu metalurškim procesima - za dobivanje slobodnog metala iz njegovog oksida. Alotropni oblici ugljika tretiraju se različito od djelovanja nekih oksidansa: npr. smjesa KCIO 3 + HNO 3 uopće ne djeluje na dijamant, amorfni ugljen njime se potpuno oksidira u CO 2, dok grafit daje spojeve aromatske serije - grafitne kiseline s empirijskom formulom (C 2 OH) x i šire melitna kiselina C6(COOH)6. Spojevi ugljika s vodikom - ugljikovodici - izuzetno su brojni; većina preostalih organskih spojeva je genetski proizvedena od njih, koji uz ugljik najčešće uključuju H, O, N, S i halogenide.
Iznimna raznolikost organskih spojeva, kojih je poznato do 2 milijuna, posljedica je određenih svojstava ugljika kao elementa. 1) Ugljik karakterizira čvrstoća kemijske veze s većinom drugih elemenata, kako metalnih tako i nemetalnih, zbog čega s oboma tvori prilično stabilne spojeve. Kombinirajući se s drugim elementima, ugljik je vrlo malo sklon stvaranju iona. Većina organskih spojeva je homeopolarnog tipa i ne disociraju u normalnim uvjetima; kidanje intramolekularnih veza u njima često zahtijeva utrošak značajne količine energije. Pri prosuđivanju jakosti spona treba ipak razlikovati; a) apsolutna čvrstoća veze, mjerena termokemijskim metodama, i b) sposobnost veze da pukne pod djelovanjem različitih reagensa; te se dvije karakteristike ne poklapaju uvijek. 2) Atomi ugljika međusobno se spajaju iznimno lako (nepolarno), tvoreći ugljikove lance, otvorene ili zatvorene. Čini se da duljina takvih lanaca nije ograničena; tako su poznate potpuno stabilne molekule s otvorenim lancima od 64 ugljikova atoma. Produljenje i kompliciranje otvorenih lanaca ne utječe na čvrstoću veze njihovih veza međusobno ili s drugim elementima. Među zatvorenim lancima najlakše se formiraju 6- i 5-člani prstenovi, iako su poznati prstenasti lanci koji sadrže od 3 do 18 atoma ugljika. Sposobnost ugljikovih atoma da se međusobno povezuju dobro objašnjava posebna svojstva grafita i mehanizam procesa pougljenjenja; također pojašnjava činjenicu da je ugljik nepoznat u obliku dvoatomnih molekula C 2 , što bi se moglo očekivati po analogiji s drugim lakim nemetalnim elementima (u obliku pare, ugljik se sastoji od monoatomskih molekula). 3) Zbog nepolarne prirode veza, mnogi spojevi ugljika imaju kemijsku inertnost ne samo vanjsku (spor odgovor), već i unutarnju (poteškoće u intramolekularnim preraspodjelama). Prisutnost velikih "pasivnih otpora" uvelike komplicira spontanu transformaciju nestabilnih oblika u stabilne, često smanjujući brzinu takve transformacije na nulu. Rezultat toga je mogućnost implementacije veliki broj izomerni oblici, gotovo jednako stabilni na normalnoj temperaturi.
Alotropija i atomska struktura ugljika. Rentgenska analiza omogućila je pouzdano utvrđivanje atomske strukture dijamanta i grafita. Ista istraživačka metoda rasvijetlila je i pitanje postojanja treće alotropske modifikacije ugljika, a to je u biti pitanje amorfnosti odnosno kristalnosti ugljena: ako je ugljen amorfna tvorevina, onda to ne može biti. ne poistovjećuje se ni s grafitom ni s dijamantom, već ga treba smatrati posebnim oblikom ugljika, kao individualnom jednostavnom tvari. U dijamantu su atomi ugljika raspoređeni na takav način da svaki atom leži u središtu tetraedra, čiji su vrhovi 4 susjedna atoma; svaki od potonjih je, pak, središte drugog takvog tetraedra; udaljenosti između susjednih atoma su 1,54 Ᾰ (brid elementarne kocke kristalne rešetke je 3,55 Ᾰ). Ova struktura je najkompaktnija; odgovara visokoj tvrdoći, gustoći i kemijskoj inertnosti dijamanta (jednolika raspodjela valentnih sila). Međusobno vezivanje atoma ugljika u dijamantnoj rešetki isto je kao u molekulama većine masnih organskih spojeva (tetraedarski model ugljika). U kristalima grafita atomi ugljika raspoređeni su u guste slojeve međusobno udaljene 3,35-3,41 Ᾰ; smjer ovih slojeva poklapa se s ravninama cijepanja i ravninama klizanja tijekom mehaničkih deformacija. U ravnini svakog sloja atomi tvore mrežu sa šesterokutnim ćelijama (društvima); stranica takvog šesterokuta je 1,42-1,45 Ᾰ. U susjednim slojevima šesterokuti ne leže jedan ispod drugog: njihova se vertikalna podudarnost ponavlja tek nakon 2 sloja u trećem. Tri veze svakog atoma ugljika leže u istoj ravnini, tvoreći kutove od 120°; 4. veza je usmjerena naizmjenično u jednom ili drugom smjeru od ravnine prema atomima susjednih slojeva. Razmaci između atoma u sloju su strogo konstantni, dok razmak između pojedinih slojeva može biti promijenjeno vanjski utjecaji: dakle, kada se preša pod pritiskom do 5000 atm, smanjuje se na 2,9 Ᾰ, a kada grafit bubri u koncentriranoj HNO 3, povećava se na 8 Ᾰ. U ravnini jednog sloja, atomi ugljika su homeopolarno vezani (kao u lancima ugljikovodika), dok su veze između atoma susjednih slojeva prilično metalne prirode; to se vidi iz činjenice da je električna vodljivost kristala grafita u smjeru okomitom na slojeve ~100 puta veća od vodljivosti u smjeru sloja. Da. grafit u jednom smjeru ima svojstva metala, a u drugom smjeru svojstva nemetala. Raspored ugljikovih atoma u svakom sloju grafitne rešetke potpuno je isti kao u molekulama složenih aromatskih spojeva. Ovakva konfiguracija dobro objašnjava oštru anizotropiju grafita, izuzetno razvijenu cijepnost, antifrikcijska svojstva i stvaranje aromatskih spojeva tijekom njegove oksidacije. Čini se da postoji amorfna modifikacija crnog ugljika kao samostalni oblik(O. Ruff). Za nju je najvjerojatnija pjenasta stanična struktura, lišena svake pravilnosti; stijenke takvih stanica tvore slojevi aktivnih atoma ugljik debljine oko 3 atoma. U praksi, aktivna tvar ugljena obično leži ispod omotača blisko raspoređenih neaktivnih atoma ugljika orijentiranih poput grafita, te je prožeta inkluzijama vrlo malih kristalita grafita. Vjerojatno ne postoji određena točka transformacije ugljen → grafit: između obje modifikacije događa se kontinuirani prijelaz, tijekom kojeg se nasumično nagomilana masa C-atoma amorfnog ugljena preuređuje u pravilnu kristalnu rešetku grafita. Zbog svog nasumičnog rasporeda, atomi ugljika u amorfnom ugljenu pokazuju maksimum rezidualnog afiniteta, što (prema Langmuirovim idejama o istovjetnosti adsorpcijskih sila s valentnim silama) odgovara visokoj adsorpcijskoj i katalitičkoj aktivnosti tako karakterističnoj za ugljen. Atomi ugljika orijentirani u kristalnoj rešetki troše sav svoj afinitet (u dijamantu) odn najviše njemu (u grafitu); to odgovara smanjenju kemijske aktivnosti i adsorpcijske aktivnosti. Za dijamant je adsorpcija moguća samo na površini monokristala, dok se za grafit rezidualna valencija može pojaviti na objema površinama svake ravne rešetke (u “prostorima” između slojeva atoma), što potvrđuje i činjenica da je grafit može nabubriti u tekućinama (HNO 3) i mehanizam njegove oksidacije u grafitnu kiselinu.
Tehničko značenje ugljika. Što se tiče b. ili m. slobodnog ugljika dobivenog tijekom procesa pougljenjivanja i koksiranja, tada se njegova uporaba u tehnologiji temelji kako na kemijskim (inertnost, redukcijska sposobnost), tako i na njegovim fizikalnim svojstvima (toplinska postojanost, električna vodljivost, adsorpcijska sposobnost). Dakle, koks i drveni ugljen, osim djelomičnog izravnog korištenja kao goriva bez plamena, koriste se za proizvodnju plinovitog goriva (generatorskih plinova); u metalurgiji crnih i obojenih metala - za redukciju metalnih oksida (Fe, Cu, Zn, Ni, Cr, Mn, W, Mo, Sn, As, Sb, Bi); u kemijskoj tehnologiji - kao redukcijsko sredstvo u proizvodnji sulfida (Na, Ca, Ba) iz sulfata, bezvodnih kloridnih soli (Mg, Al), iz metalnih oksida, u proizvodnji topljivog stakla i fosfora - kao sirovina za proizvodnja kalcijevog karbida, karborunda i drugih karbida ugljikovog disulfida itd.; u građevinarstvu - kao toplinski izolacijski materijal. Retortni ugljen i koks služe kao materijal za elektrode električnih peći, elektrolitičkih kupelji i galvanskih članaka, za proizvodnju lučnih ugljena, reostata, kolektorskih četki, lonaca za taljenje itd., a također i kao punjenje u kemijskoj opremi tornjastog tipa. Drveni ugljen, osim za gore navedene primjene, koristi se za dobivanje koncentriranog ugljičnog monoksida, soli cijanida, za pougljičenje čelika, naširoko se koristi kao adsorbent, kao katalizator za neke sintetske reakcije, i konačno je dio crnog baruta i drugih eksploziva i pirotehničkih sastava.
Analitičko određivanje ugljika. Kvalitativno, ugljik se određuje pougljenjem uzorka tvari bez pristupa zraka (što je daleko od prikladnog za sve tvari) ili, što je mnogo pouzdanije, iscrpnom oksidacijom, na primjer, kalciniranjem u smjesi s bakrom oksida, a nastanak CO 2 dokazuje se običnim reakcijama. Za kvantificiranje ugljika, uzorak tvari spali se u atmosferi kisika; nastali CO 2 se hvata otopinom lužine i određuje težinom ili volumenom uobičajenim metodama kvantitativne analize. Ova metoda je prikladna za određivanje ugljika ne samo u organskim spojevima i industrijskom ugljenu, već iu metalima.
U ovom ćemo članku razmotriti element koji je dio periodnog sustava D.I. Mendeljejev, naime ugljik. U modernoj nomenklaturi označava se simbolom C, uvršten je u četrnaestu skupinu i "sudionik" je drugog razdoblja, ima šesti redni broj, a svoju a.m.u. = 12,0107.
Atomske orbitale i njihova hibridizacija
Započnimo razmatranje ugljika s njegovim orbitalama i njihovom hibridizacijom - njegovim glavnim značajkama, zahvaljujući kojima i dan danas iznenađuje znanstvenike diljem svijeta. Kakva je njihova struktura?
Hibridizacija atoma ugljika je uređena na način da valentni elektroni zauzimaju položaje u tri orbitale, i to: jedan je u 2s orbitali, a dva su u 2p orbitali. Posljednje dvije od tri orbitale međusobno tvore kut jednak 90 stupnjeva, a 2s orbitala ima sferičnu simetriju. Međutim, ovaj oblik rasporeda razmatranih orbitala ne dopušta nam da shvatimo zašto ugljik, ulazeći u organske spojeve, formira kutove od 120, 180 i 109,5 stupnjeva. Formula za elektroničku strukturu atoma ugljika izražava se u sljedećem obliku: (He) 2s 2 2p 2 .
Razrješenje proturječja koje je nastalo postignuto je uvođenjem u opticaj koncepta hibridizacije atomskih orbitala. Da bismo razumjeli triedarsku, varijantnu prirodu C-a, bilo je potrebno stvoriti tri oblika reprezentacije njegove hibridizacije. Glavni doprinos nastanku i razvoju ovog pojma dao je Linus Pauling.
Fizička svojstva karaktera
Struktura ugljikovog atoma određuje prisutnost niza određenih značajki fizičke prirode. Atomi ovog elementa tvore jednostavnu tvar - ugljik, koji ima modifikacije. Varijacije u promjenama u njegovoj strukturi mogu formiranoj tvari dati različite kvalitativne karakteristike. Razlog prisutnosti velikog broja modifikacija ugljika leži u njegovoj sposobnosti uspostavljanja i stvaranja različitih vrsta kemijskih veza.
Struktura ugljikovog atoma može varirati, što mu omogućuje da ima određeni broj izotopskih oblika. Ugljik koji se nalazi u prirodi formira se pomoću dva izotopa u stabilnom stanju - 12 C i 13 C - i izotopa s radioaktivnim svojstvima - 14 C. Posljednji izotop je koncentriran u gornje slojeve Zemljinoj kori i u atmosferi. Zbog utjecaja kozmičkog zračenja, odnosno njegovih neutrona, na jezgru atoma dušika nastaje radioaktivni izotop 14 C. Nakon sredine pedesetih godina dvadesetog stoljeća počeo je padati u okoliš kao umjetni proizvod nastao tijekom rada nuklearnih elektrana, te kao rezultat uporabe hidrogenske bombe. Upravo na procesu raspada 14 C temelji se tehnika radiokarbonskog datiranja koja je našla svoju široku primjenu u arheologiji i geologiji.
Modifikacija ugljika u alotropskom obliku
U prirodi postoje mnoge tvari koje sadrže ugljik. Čovjek pri stvaranju koristi strukturu atoma ugljika za svoje potrebe razne tvari, među kojima:
- Kristalni ugljici (dijamanti, ugljikove nanocijevi, vlakna i žice, fulereni itd.).
- Amorfni ugljik (aktivni i drveni ugljen, različite vrste koks, čađa, čađa, nanopjena i antracit).
- Klasterski oblici ugljika (dikarboni, nanokonusi i astralenski spojevi).
Strukturne značajke strukture atoma
Elektronska struktura ugljikovog atoma može imati različitu geometriju, što ovisi o razini hibridizacije orbitala koju posjeduje. Postoje 3 glavne vrste geometrije:
- Tetraedarski – nastaje zbog pomicanja četiri elektrona od kojih je jedan s-, a tri pripadaju p-elektronima. Atom C zauzima središnji položaj u tetraedru, povezan je s četiri ekvivalentne sigma veze s drugim atomima koji zauzimaju vrh ovog tetraedra. Ovim geometrijskim rasporedom ugljika mogu nastati njegovi alotropski oblici, poput dijamanta i lonsdaleita.
- Trigonalni - svoj izgled duguje pomaku triju orbitala, od kojih je jedna s-, a dvije p-. Postoje tri sigma veze koje su u međusobnom ekvivalentnom položaju; leže u zajedničkoj ravnini i međusobno zaklapaju kut od 120 stupnjeva. Slobodna p-orbitala nalazi se okomito na ravninu sigma veza. Grafit ima sličnu geometriju strukture.
- Dijagonalno - pojavljuje se zbog miješanja s- i p-elektrona (sp hibridizacija). Oblaci elektrona protežu se duž općeg smjera i imaju oblik asimetrične bučice. Slobodni elektroni stvaraju π veze. Ova struktura geometrije u karbonu dovodi do pojave karbina, posebnog oblika modifikacije.
Atomi ugljika u prirodi
Čovjek je dugo razmatrao strukturu i svojstva ugljikovog atoma i koristio ih za dobivanje velikog broja različitih tvari. Atomi ovog elementa, zbog svoje jedinstvene sposobnosti stvaranja različitih kemijskih veza i prisutnosti hibridizacije orbitala, stvaraju mnogo različitih alotropskih modifikacija uz sudjelovanje samo jednog elementa, od atoma iste vrste, ugljika.
U prirodi se ugljik nalazi u zemljinoj kori; ima oblik dijamanata, grafita, raznih zapaljivih prirodnih izvora, na primjer, nafte, antracita, mrkog ugljena, škriljevca, treseta itd. Dio je plinova koje čovjek koristi u energetskoj industriji. Ugljik u sastavu svog dioksida ispunjava hidrosferu i atmosferu Zemlje, au zraku doseže 0,046%, au vodi - do šezdeset puta više.
U ljudskom tijelu C je sadržan u količini od približno 21%, a izlučuje se uglavnom urinom i izdahnutim zrakom. Isti je element uključen u biološki ciklus, biljke ga apsorbiraju i troše tijekom procesa fotosinteze.
Atomi ugljika, zbog svoje sposobnosti uspostavljanja raznih kovalentnih veza i izgradnje lanaca, pa čak i ciklusa iz njih, mogu stvoriti golemu količinu organskih tvari. Osim toga, ovaj element je dio sunčeve atmosfere, budući da je u spojevima s vodikom i dušikom.
Svojstva kemijske prirode
Sada razmotrite strukturu i svojstva ugljikovog atoma s kemijskog gledišta.
Važno je znati da ugljik pokazuje inertna svojstva na običnim temperaturama, ali može pokazati redukcijska svojstva pod utjecajem visokih temperatura. Glavna oksidacijska stanja: + - 4, ponekad +2, a također i +3.
Sudjeluje u reakcijama s velikim brojem elemenata. Može reagirati s vodom, vodikom, halogenima, alkalijskim metalima, kiselinama, fluorom, sumporom itd.
Struktura ugljikovog atoma dovodi do nevjerojatno velikog broja tvari odvojenih u zasebnu klasu. Takvi spojevi nazivaju se organskim i temelje se na C. To je moguće zbog svojstva atoma ovog elementa da tvore polimerne lance. Među najpoznatijim i opširnijim skupinama su proteini (bjelančevine), masti, ugljikohidrati i ugljikovodični spojevi.
Metode rada
Zbog jedinstvene strukture atoma ugljika i njegovih popratnih svojstava, element se široko koristi od strane ljudi, na primjer, pri izradi olovaka, taljenja metalnih lonaca - ovdje se koristi grafit. Dijamanti se koriste kao abrazivi, nakit, svrdla itd.
Farmakologija i medicina također se bave upotrebom ugljika u raznim spojevima. Ovaj element je dio čelika, služi kao osnova za svaku organsku tvar, sudjeluje u procesu fotosinteze itd.
Toksičnost elementa
Struktura atoma elementa ugljika sadrži prisutnost opasan utjecaj na živu materiju. Ugljik ulazi u svijet oko nas kao rezultat izgaranja ugljena u termoelektranama, dio je plinova koje proizvode automobili, u slučaju koncentrata ugljena itd.
Postotak udjela ugljika u aerosolima je visok, što za posljedicu ima povećanje postotka morbiditeta ljudi. Najčešće su zahvaćeni gornji dišni putovi i pluća. Neke bolesti mogu se klasificirati kao profesionalne, na primjer, bronhitis prašine i bolesti skupine pneumokonioza.
14 C je toksičan, a jačina njegovog utjecaja određena je interakcijom zračenja s β-česticama. Ovaj atom dio je sastava bioloških molekula, uključujući one koje se nalaze u deoksi- i ribonukleinskim kiselinama. Dopuštenom količinom od 14 C u zraku radnog prostora smatra se 1,3 Bq/l. Maksimalna količina ugljika koja ulazi u tijelo tijekom disanja jednaka je 3,2*10 8 Bq/god.
Sadržaj članka
UGLJIK, C (karboneum), nemetalni kemijski element IVA skupine (C, Si, Ge, Sn, Pb) periodnog sustava elemenata. U prirodi se javlja u obliku kristala dijamanta (slika 1), grafita ili fulerena i drugih oblika te je dio organskih (ugljen, nafta, životinjski i biljni organizmi i dr.) i anorganske tvari(vapnenac, soda bikarbona i tako dalje.).
Ugljik je široko rasprostranjen, ali njegov sadržaj u zemljinoj kori iznosi samo 0,19%.
Ugljik se široko koristi u obliku jednostavnih tvari. Osim skupocjenih dijamanata, koji su predmet nakita, veliki značaj imaju industrijske dijamante - za proizvodnju alata za brušenje i rezanje.
Drveni ugljen i drugi amorfni oblici ugljika koriste se za obezbojenje, pročišćavanje, adsorpciju plinova, u područjima tehnike gdje su potrebni adsorbenti s razvijenom površinom. Karbidi, spojevi ugljika s metalima, kao i s borom i silicijem (na primjer, Al 4 C 3 , SiC, B 4 C) karakteriziraju veliku tvrdoću i koriste se za izradu abrazivnih i reznih alata. Ugljik je prisutan u čelicima i legurama u elementarnom stanju iu obliku karbida. Zasićenje površine čeličnih odljevaka ugljikom na visokoj temperaturi (cementacija) značajno povećava površinsku tvrdoću i otpornost na trošenje. vidi također LEGURE.
U prirodi postoji mnogo različitih oblika grafita; neki su dobiveni umjetnim putem; dostupni su amorfni oblici (npr. koks i drveni ugljen). Čađa, koštani ugljen, žarulja, acetilenska čađa nastaju izgaranjem ugljikovodika u nedostatku kisika. Takozvani bijeli ugljik dobiven sublimacijom pirolitičkog grafita pod sniženim tlakom – to su najmanji prozirni kristali grafitnih listića zašiljenih rubova.
Povijesna referenca.
Grafit, dijamant i amorfni ugljik poznati su od davnina. Odavno je poznato da se grafitom mogu označiti i drugi materijali, a sam naziv "grafit", koji dolazi od grčke riječi koja znači "pisati", predložio je A. Werner 1789. godine. No, povijest grafita je Zbunjeni, često su tvari sa sličnim vanjskim fizikalnim svojstvima pogrešno zamijenjene za njega. , kao što je molibdenit (molibden sulfid), koji se nekoć smatrao grafitom. Ostali nazivi za grafit uključuju "crno olovo", "željezni karbid", "srebrno olovo". Godine 1779. K. Scheele otkrio je da se grafit može oksidirati zrakom da bi nastao ugljični dioksid.
Po prvi su put dijamanti našli upotrebu u Indiji, au Brazilu je drago kamenje dobilo komercijalnu važnost 1725. godine; ležišta u Južnoj Africi otkrivena su 1867. U 20.st. Glavni proizvođači dijamanata su Južnoafrička Republika, Zair, Bocvana, Namibija, Angola, Sierra Leone, Tanzanija i Rusija. Umjetni dijamanti, čija je tehnologija nastala 1970. godine, proizvode se za industrijske potrebe.
Alotropija.
Ako se strukturne jedinice tvari (atomi za monoatomske elemente ili molekule za poliatomske elemente i spojeve) mogu međusobno kombinirati u više od jednog kristalnog oblika, ta se pojava naziva alotropija. Ugljik ima tri alotropske modifikacije - dijamant, grafit i fuleren. U dijamantu svaki atom ugljika ima 4 tetraedarski smještena susjeda, koji tvore kubičnu strukturu (Sl. 1, A). Ova struktura odgovara maksimalnoj kovalenciji veze, a sva 4 elektrona svakog atoma ugljika tvore C–C veze visoke čvrstoće, tj. u strukturi nema elektrona vodljivosti. Stoga se dijamant razlikuje po nedostatku vodljivosti, niskoj toplinskoj vodljivosti, visokoj tvrdoći; to je najtvrđa poznata tvar (slika 2). Prekidanje C–C veze (duljina veze 1,54 Å, dakle kovalentni radijus 1,54/2 = 0,77 Å) u tetraedarskoj strukturi zahtijeva mnogo energije, pa dijamant, uz iznimnu tvrdoću, karakterizira i visoko talište (3550 °C).
Drugi alotropski oblik ugljika je grafit, koji se po svojstvima jako razlikuje od dijamanta. Grafit je meka crna tvar od kristala koji se lako ljušte, karakterizirana dobrom električnom vodljivošću ( električni otpor 0,0014 Ohm cm). Stoga se grafit koristi u lučnim svjetiljkama i pećima (slika 3), u kojima je potrebno stvoriti visoke temperature. Grafit visoke čistoće koristi se u nuklearnim reaktorima kao moderator neutrona. Talište mu je na visoki krvni tlak jednak 3527 ° C. Pri normalnom tlaku, grafit sublimira (prijelazi iz krutog stanja u plin) na 3780 ° C.
Grafitna struktura (Sl. 1, b) je sustav spojenih šesterokutnih prstenova s duljinom veze od 1,42 Å (znatno kraće nego u dijamantu), ali svaki atom ugljika ima tri (a ne četiri, kao u dijamantu) kovalentne veze s tri susjeda, a četvrta veza ( 3,4 Å) je predug za kovalentnu vezu i slabo povezuje međusobno naslagane paralelne slojeve grafita. Četvrti elektron ugljika određuje toplinsku i električnu vodljivost grafita - ova duža i slabija veza čini grafit manje kompaktnim, što se odražava u njegovoj nižoj tvrdoći u usporedbi s dijamantom (gustoća grafita je 2,26 g / cm 3, dijamant - 3,51 g/cm3). Iz istog razloga, grafit je sklizak na dodir i lako odvaja ljuskice tvari, koja se koristi za izradu lubrikanata i olova za olovke. Olovni sjaj olova uglavnom je posljedica prisutnosti grafita.
Ugljična vlakna imaju veliku čvrstoću i mogu se koristiti za izradu rajona ili druge pređe s visokim udjelom ugljika.
Na visokotlačni i temperature u prisutnosti katalizatora, kao što je željezo, grafit se može pretvoriti u dijamant. Ovaj proces je implementiran za industrijsku proizvodnju umjetnih dijamanata. Kristali dijamanta rastu na površini katalizatora. Ravnoteža grafit-dijamant postoji pri 15 000 atm i 300 K ili pri 4 000 atm i 1 500 K. Umjetni dijamanti mogu se dobiti i iz ugljikovodika.
Amorfni oblici ugljika koji ne tvore kristale uključuju drveni ugljen, dobiven zagrijavanjem stabla bez pristupa zraku, lampu i plinsku čađu, nastalu pri niskotemperaturnom izgaranju ugljikovodika s nedostatkom zraka i kondenziranu na hladna površina, koštani ugljen - primjesa kalcijevom fosfatu u procesu razgradnje koštano tkivo, kao i ugljen (prirodna tvar s primjesama) i koks, suhi ostatak dobiven koksiranjem goriva suhom destilacijom ugljena ili naftnih ostataka (bitumenski ugljen), t.j. grijanje bez zraka. Koks se koristi za taljenje željeza, u crnoj i obojenoj metalurgiji. Tijekom koksiranja nastaju i plinoviti produkti - koksni plin (H 2, CH 4, CO i dr.) i kemijski produkti koji su sirovine za proizvodnju benzina, boja, gnojiva, lijekovi, plastike itd. Shema glavnog uređaja za proizvodnju koksa - koksne peći - prikazana je na sl. 3.
Različite vrste ugljena i čađe karakteriziraju razvijena površina i stoga se koriste kao adsorbenti za pročišćavanje plinova i tekućina, kao i katalizatori. Za dobivanje različitih oblika ugljika koriste se posebne metode kemijska tehnologija. Umjetni grafit dobiva se kalciniranjem antracita ili petrolkoksa između ugljičnih elektroda na 2260°C (Achesonov proces) i koristi se u proizvodnji maziva i elektroda, posebice za elektrolitičku proizvodnju metala.
Građa atoma ugljika.
Jezgra najstabilnijeg izotopa ugljika mase 12 (98,9% zastupljenosti) ima 6 protona i 6 neutrona (12 nukleona) raspoređenih u tri kvarteta, od kojih svaki sadrži 2 protona i dva neutrona, slično jezgri helija. Drugi stabilni izotop ugljika je 13 C (ca. 1,1%), a nestabilni izotop 14 C postoji u prirodi u tragovima s vremenom poluraspada od 5730 godina, što je b-radijacija. Sva tri izotopa u obliku CO 2 sudjeluju u normalnom ciklusu ugljika žive tvari. Nakon smrti živog organizma, prestaje potrošnja ugljika i predmeti koji sadrže C mogu se datirati mjerenjem razine radioaktivnosti 14 C. Smanjenje b-zračenje 14 CO 2 proporcionalno je vremenu proteklom od smrti. Godine 1960. W. Libby je dobio Nobelovu nagradu za istraživanje radioaktivnog ugljika.
U osnovnom stanju, 6 elektrona ugljika formira elektronsku konfiguraciju od 1 s 2 2s 2 2p x 1 2py 1 2pz 0 . Četiri elektrona druge razine su valentna, što odgovara položaju ugljika u IVA skupini periodnog sustava ( cm. PERIODNI SUSTAV ELEMENATA). Budući da je za odvajanje elektrona od atoma u plinovitoj fazi potrebna velika energija (oko 1070 kJ/mol), ugljik ne stvara ionske veze s drugim elementima, budući da bi to zahtijevalo odvajanje elektrona uz stvaranje pozitivnog ion. S elektronegativnošću od 2,5, ugljik ne pokazuje jak afinitet za elektrone, te stoga nije aktivni akceptor elektrona. Stoga nije sklon stvaranju čestica sa negativni naboj. Ali s djelomično ionskom prirodom veze postoje neki ugljikovi spojevi, na primjer, karbidi. U spojevima ugljik pokazuje oksidacijsko stanje 4. Da bi četiri elektrona mogla sudjelovati u stvaranju veza, potrebno je rasparivanje 2 s-elektrona i skok jednog od tih elektrona za 2 pz-orbitalni; u ovom slučaju nastaju 4 tetraedarske veze s kutom između njih od 109°. U spojevima se valentni elektroni ugljika samo djelomično odvlače od njega, tako da ugljik stvara jake kovalentne veze između susjednih atoma tipa C–C koristeći zajednički elektronski par. Energija kidanja takve veze je 335 kJ/mol, dok je za vezu Si–Si samo 210 kJ/mol, stoga su dugi –Si–Si– lanci nestabilni. Kovalentna priroda veze zadržana je čak iu spojevima visoko reaktivnih halogena s ugljikom, CF 4 i CCl 4 . Atomi ugljika mogu dati više od jednog elektrona iz svakog atoma ugljika za stvaranje veze; tako nastaju dvostruke C=C i trostruke CºC veze. Drugi elementi također stvaraju veze između svojih atoma, ali samo ugljik može formirati dugi lanci. Stoga su poznate tisuće spojeva ugljika, koji se nazivaju ugljikovodici, u kojima je ugljik vezan na vodik i druge ugljikove atome, tvoreći duge lance ili prstenaste strukture. Cm. KEMIJA ORGANSKA.
U ovim spojevima moguća je zamjena vodika drugim atomima, najčešće kisikom, dušikom i halogenima, pri čemu nastaju mnogi organski spojevi. Među njima važno mjesto zauzimaju fluorougljikovodici, ugljikovodici u kojima je vodik zamijenjen fluorom. Takvi spojevi su izrazito inertni, a koriste se kao plastika i maziva (fluorougljikovodici, tj. ugljikovodici u kojima su svi atomi vodika zamijenjeni atomima fluora) i kao niskotemperaturna rashladna sredstva (freoni, ili freoni, - fluoroklorougljikovodici).
U 1980-ima, američki fizičari otkrili su vrlo zanimljive veze ugljik, u kojem su atomi ugljika povezani u 5- ili 6-kute, tvoreći molekulu C 60 u obliku šuplje lopte sa savršenom simetrijom nogometne lopte. Budući da je takav dizajn temelj "geodetske kupole" koju je izumio američki arhitekt i inženjer Buckminster Fuller, nova klasa spojevi nazivaju se "buckminsterfullerenes" ili "fuleren" (i također, kraće, "fasiballs" ili "buckyballs"). Fulereni - treća modifikacija čistog ugljika (osim dijamanta i grafita), koji se sastoji od 60 ili 70 (pa čak i više) atoma - dobiveni su djelovanjem laserskog zračenja na najmanje čestice ugljika. Fulereni složenijeg oblika sastoje se od nekoliko stotina ugljikovih atoma. Promjer molekule C 60 je ~ 1 nm. U središtu takve molekule ima dovoljno prostora za smještaj velikog atoma urana.
standardna atomska masa.
Godine 1961. Međunarodna unija za čistu i primijenjenu kemiju (IUPAC) i fizika prihvatili su masu izotopa ugljika 12 C kao jedinicu atomske mase, ukidajući prethodno postojeću kisikovu ljestvicu atomskih masa. Atomska masa ugljika u ovom sustavu iznosi 12,011, budući da je to prosjek za tri prirodna izotopa ugljika, uzimajući u obzir njihovu zastupljenost u prirodi. Cm. ATOMSKA MASA.
Kemijska svojstva ugljika i nekih njegovih spojeva.
Neki fizički i Kemijska svojstva ugljik dani su u članku KEMIJSKI ELEMENTI. Reaktivnost ugljika ovisi o njegovoj modifikaciji, temperaturi i disperziji. Na niske temperature svi oblici ugljika prilično su inertni, ali kada se zagrijavaju, oksidiraju se atmosferskim kisikom, stvarajući okside:
Fino raspršeni ugljik u višku kisika može eksplodirati kada se zagrije ili od iskre. Osim izravne oksidacije, postoji još modernim metodama dobivanje oksida.
suboksidni ugljik
C 3 O 2 nastaje tijekom dehidracije malonske kiseline preko P 4 O 10:
C 3 O 2 ima loš miris, lako hidrolizira, ponovno stvarajući malonsku kiselinu.
Ugljični monoksid(II) CO nastaje tijekom oksidacije bilo koje modifikacije ugljika u odsutnosti kisika. Reakcija je egzotermna, oslobađa se 111,6 kJ/mol. Koks pri bijelom žaru reagira s vodom: C + H 2 O = CO + H 2; nastajanje plinska smjesa naziva se "vodeni plin" i plinovito je gorivo. CO također nastaje tijekom nepotpunog izgaranja naftnih derivata, nalazi se u značajnim količinama u ispušnim plinovima automobila, a dobiva se toplinskom disocijacijom mravlje kiseline:
Oksidacijsko stanje ugljika u CO je +2, a budući da je ugljik stabilniji u oksidacijskom stanju +4, CO se lako oksidira kisikom u CO 2: CO + O 2 → CO 2, ova reakcija je vrlo egzotermna (283 kJ / mol). CO se u industriji koristi u smjesi s H 2 i drugim zapaljivim plinovima kao gorivo ili plinoviti redukcijski agens. Kada se zagrije na 500° C, CO stvara C i CO 2 u zamjetnoj mjeri, ali na 1000° C ravnoteža se uspostavlja pri niskim koncentracijama CO 2. CO reagira s klorom, stvarajući fosgen - COCl 2, reakcije s drugim halogenima odvijaju se slično, u reakciji sa sumporom dobiva se karbonil sulfid COS, s metalima (M) CO stvara karbonile različitih sastava M (CO) x, koji su složeni spojevi. Željezni karbonil nastaje interakcijom krvnog hemoglobina s CO, sprječavajući reakciju hemoglobina s kisikom, budući da je željezni karbonil jači spoj. Zbog toga je blokirana funkcija hemoglobina kao prijenosnika kisika stanicama, koje u tom slučaju umiru (a prije svega su zahvaćene moždane stanice). (Odatle drugi naziv za CO - "ugljični monoksid"). Već 1% (vol.) CO u zraku opasno je za čovjeka ako je u takvoj atmosferi duže od 10 minuta. Neka fizikalna svojstva CO navedena su u tablici.
Ugljični dioksid ili ugljikov monoksid (IV) CO 2 nastaje izgaranjem elementarnog ugljika u suvišku kisika uz oslobađanje topline (395 kJ/mol). CO 2 (trivijalni naziv je “ugljični dioksid”) također nastaje pri potpunoj oksidaciji CO, naftnih derivata, benzina, ulja i drugih organskih spojeva. Kada se karbonati otope u vodi, CO 2 se također oslobađa kao rezultat hidrolize:
Ova reakcija se često koristi u laboratorijskoj praksi za dobivanje CO 2 . Ovaj se plin također može dobiti kalciniranjem metalnih bikarbonata:
u interakciji plinske faze pregrijane pare s CO:
pri izgaranju ugljikovodika i njihovih derivata kisika, na primjer:
Slično oksidirano prehrambeni proizvodi u živom organizmu uz oslobađanje topline i drugih vrsta energije. U ovom slučaju, oksidacija se odvija u blagim uvjetima kroz srednje faze, ali finalni proizvodi isto - CO 2 i H 2 O, kao, na primjer, tijekom razgradnje šećera pod djelovanjem enzima, posebno tijekom fermentacije glukoze:
Velika tonažna proizvodnja ugljičnog dioksida i metalnih oksida odvija se u industriji toplinskom razgradnjom karbonata:
CaO se koristi u velikim količinama u tehnologiji proizvodnje cementa. Toplinska stabilnost karbonata i potrošnja topline za njihovu razgradnju prema ovoj shemi povećavaju se u nizu CaCO 3 ( vidi također SPRJEČAVANJE POŽARA I ZAŠTITA OD POŽARA).
Elektronička struktura ugljikovih oksida.
Elektronska struktura bilo kojeg ugljičnog monoksida može se opisati s tri jednako vjerojatne sheme s različitim rasporedom elektronskih parova - tri rezonantna oblika:
Svi ugljikovi oksidi imaju linearnu strukturu.
Karbonska kiselina.
U interakciji CO 2 s vodom nastaje ugljična kiselina H 2 CO 3 . U zasićenoj otopini CO 2 (0,034 mol/l) samo dio molekula tvori H 2 CO 3, a najveći dio CO 2 je u hidratiziranom stanju CO 2 CHH 2 O.
karbonati.
Karbonati nastaju interakcijom metalnih oksida s CO 2, na primjer, Na 2 O + CO 2 Na 2 CO 3.
S izuzetkom karbonata alkalnih metala, ostali su praktički netopljivi u vodi, a kalcijev karbonat je djelomično topljiv u ugljičnoj kiselini ili otopini CO 2 u vodi pod tlakom:
Ovi se procesi odvijaju u podzemnim vodama koje teku kroz sloj vapnenca. U uvjetima niski pritisak a isparavanjem iz podzemne vode koja sadrži Ca(HCO 3) 2 taloži se CaCO 3 . Tako stalaktiti i stalagmiti rastu u špiljama. Boja ovih zanimljivih geoloških formacija objašnjava se prisutnošću nečistoća iona željeza, bakra, mangana i kroma u vodi. Ugljikov dioksid reagira s metalnim hidroksidima i njihovim otopinama pri čemu nastaju hidrokarbonati, na primjer:
CS2 + 2Cl2® CCl4 + 2S
CCl 4 tetraklorid je nezapaljiva tvar, koristi se kao otapalo u procesima kemijskog čišćenja, ali se ne preporuča koristiti kao usporivač gorenja, jer na visokoj temperaturi stvara otrovni fosgen (plinovita otrovna tvar). Sam CCl 4 također je otrovan i, ako se udahne u znatnim količinama, može uzrokovati trovanje jetre. CCl 4 također nastaje fotokemijskom reakcijom između metana CH 4 i Cl 2; u ovom slučaju moguće je stvaranje produkata nepotpunog kloriranja metana - CHCl 3 , CH 2 Cl 2 i CH 3 Cl. Slično se odvijaju reakcije i s drugim halogenima.
reakcije grafita.
Grafit kao modifikacija ugljika, karakteriziran velikim udaljenostima između slojeva šesterokutnih prstenova, ulazi u neobične reakcije, na primjer, alkalijski metali, halogeni i neke soli (FeCl 3) prodiru između slojeva, tvoreći spojeve KC 8, KC 16 tipa (koji se nazivaju intersticijski, inkluzijski ili klatrati). Jaki oksidanti kao što je KClO 3 u kiselom mediju (sumporna ili dušična kiselina) stvaraju tvari s velikim volumenom kristalne rešetke (do 6 Å između slojeva), što se objašnjava uvođenjem atoma kisika i stvaranjem spojeva, na na čijoj površini, kao rezultat oksidacije, nastaju karboksilne skupine (–COOH ) - spojevi poput oksidiranog grafita ili melitne (benzenheksakarboksilne) kiseline C 6 (COOH) 6. U ovim spojevima omjer C:O može varirati od 6:1 do 6:2,5.
Karbidi.
Ugljik tvori s metalima, borom i silicijem različite spojeve koji se nazivaju karbidi. Najaktivniji metali (IA-IIIA podskupine) tvore karbide slične soli, na primjer, Na 2 C 2 , CaC 2 , Mg 4 C 3 , Al 4 C 3 . U industriji se kalcijev karbid dobiva iz koksa i vapnenca sljedećim reakcijama:
Karbidi su nevodljivi, gotovo bezbojni, hidroliziraju u npr. ugljikovodike
CaC 2 + 2H 2 O \u003d C 2 H 2 + Ca (OH) 2
Acetilen C 2 H 2 koji nastaje reakcijom služi kao sirovina u proizvodnji mnogih organskih tvari. Ovaj proces je zanimljiv jer predstavlja prijelaz sa sirovina anorganske prirode na sintezu organskih spojeva. Karbidi koji hidrolizom stvaraju acetilen nazivaju se acetilidi. U karbidima silicija i bora (SiC i B 4 C) veza između atoma je kovalentna. Prijelazni metali (elementi podskupine B) pri zagrijavanju s ugljikom također stvaraju karbide promjenjivog sastava u pukotinama na površini metala; veza je u njima bliska metalnoj. Neki karbidi ove vrste, kao što su WC, W 2 C, TiC i SiC, odlikuju se visokom tvrdoćom i vatrostalnošću, te imaju dobru električnu vodljivost. Na primjer, NbC, TaC i HfC su najvatrostalnije tvari (t.t. = 4000–4200 ° C), diniobijev karbid Nb 2 C je supravodič na 9,18 K, TiC i W 2 C su po tvrdoći bliski dijamantu, a tvrdoća B 4 C (strukturni analog dijamanta) je 9,5 na Mohsovoj ljestvici ( cm. riža. 2). Inertni karbidi nastaju ako polumjer prijelaznog metala
Dušični derivati ugljika.
U ovu skupinu spada urea NH 2 CONH 2 - dušično gnojivo koje se koristi u obliku otopine. Urea se dobiva iz NH 3 i CO 2 zagrijavanjem pod pritiskom:
Cijanogen (CN) 2 je po mnogim svojstvima sličan halogenima i često se naziva pseudohalogen. Cijanid se dobiva blagom oksidacijom cijanidnog iona s kisikom, vodikovim peroksidom ili Cu 2+ ionom: 2CN - ® (CN) 2 + 2e.
Cijanidni ion, budući da je donor elektrona, lako tvori kompleksne spojeve s ionima prijelaznih metala. Kao i CO, cijanidni ion je otrov koji veže vitalne spojeve željeza u živom organizmu. Cijanidni kompleksni ioni imaju opću formulu -0,5 x, Gdje x je koordinacijski broj metala (kompleksirajuće sredstvo), empirijski jednak dvostrukoj vrijednosti oksidacijskog stanja metalnog iona. Primjeri takvih složenih iona su (struktura nekih iona navedena je u nastavku) tetracijano-nikalat (II) -ion 2–, heksacijanoferat (III) 3–, dicijanoargentat -:
karbonili.
Ugljični monoksid može izravno reagirati s mnogim metalima ili metalnim ionima, tvoreći složene spojeve koji se nazivaju karbonili, kao što su Ni(CO) 4 , Fe(CO) 5 , Fe 2 (CO) 9 , 3 , Mo(CO) 6 , 2 . Veza u ovim spojevima slična je vezi u cijano kompleksima opisanim gore. Ni(CO) 4 je hlapljiva tvar koja se koristi za odvajanje nikla od drugih metala. Propadanje strukture lijevanog željeza i čelika u konstrukcijama često je povezano s stvaranjem karbonila. Vodik može biti dio karbonila, tvoreći karbonil hidride, kao što su H 2 Fe (CO) 4 i HCo (CO) 4, pokazujući svojstva kiselina i reagira s alkalijama:
H 2 Fe(CO) 4 + NaOH → NaHFe(CO) 4 + H 2 O
Također su poznati karbonil halidi, na primjer Fe (CO) X 2, Fe (CO) 2 X 2, Co (CO) I 2, Pt (CO) Cl 2, gdje je X bilo koji halogen.
Ugljikovodici.
Poznat je ogroman broj spojeva ugljika s vodikom
Ugljik je, možda, glavni i najčudesniji kemijski element na Zemlji, jer uz njegovu pomoć nastaje ogroman broj različitih spojeva, kako anorganskih tako i organskih. Ugljik je osnova svih živih bića, možemo reći da je ugljik, uz vodu i kisik, osnova života na našem planetu! Ugljik ima različite oblike koji nisu slični ni po svojim fizikalno-kemijskim svojstvima ni po izgled. Ali sve je to karbon!
Povijest otkrića ugljika
Ugljik je poznat čovječanstvu od davnina. Grafit i ugljen koristili su stari Grci, a dijamanti u Indiji. Istina, spojevi slični izgledom često su pogrešno smatrani grafitom. Međutim, grafit se široko koristio u antici, posebno za pisanje. Čak i njegovo ime dolazi od grčke riječi "grapho" - "pišem". Grafit se sada koristi u olovkama. Dijamantima se prvi put počelo trgovati u Brazilu u prvoj polovici 18. stoljeća, od tada su otkrivena mnoga nalazišta, a 1970. godine razvijena je tehnologija za umjetnu proizvodnju dijamanata. Takvi umjetni dijamanti koriste se u industriji, dok se prirodni, pak, koriste u nakitu.
ugljika u prirodi
Najznačajnija količina ugljika skuplja se u atmosferi i hidrosferi u obliku ugljičnog dioksida. Atmosfera sadrži oko 0,046% ugljika, a još više - u otopljenom obliku u Svjetskom oceanu.
Osim toga, kao što smo vidjeli gore, ugljik je osnova živih organizama. Na primjer, ljudsko tijelo od 70 kg sadrži oko 13 kg ugljika! To je samo u jednoj osobi! A ugljik se također nalazi u svim biljkama i životinjama. Pa razmislite...
Kruženje ugljika u prirodi
Alotropske modifikacije ugljika
Ugljik je jedinstveni kemijski element koji tvori tzv. alotropske modifikacije ili, jednostavnije, razne forme. Ove modifikacije se dijele na kristalne, amorfne i u obliku klastera.
Modifikacije kristala imaju ispravnu kristalnu rešetku. U ovu grupu spadaju: dijamant, fulerit, grafit, lonsdaleit, karbonska vlakna i cijevi. Velika većina kristalnih modifikacija ugljika na prvom je mjestu na ljestvici "Najteži materijali na svijetu".
Alotropski oblici ugljika: a) lonsdaleit; b) dijamant;c) grafit; d) amorfni ugljik; e) C60 (fuleren); f) grafen;
g) jednoslojne nanocijevi
Amorfne oblike tvori ugljik s malim primjesama dr kemijski elementi. Glavni predstavnici ove skupine su: ugljen (kameni, drveni, aktivirani), čađa, antracit.
Najsloženiji i visokotehnološki su ugljikovi spojevi u obliku klastera. Klasteri su posebna struktura u kojoj su atomi ugljika raspoređeni tako da tvore šuplji oblik koji je iznutra ispunjen atomima drugih elemenata, poput vode. Nema toliko predstavnika u ovoj skupini, uključuje ugljikove nanokone, astralene i dikarbon.
Grafit - "tamna strana" dijamantaPrimjena ugljika
Ugljik i njegovi spojevi od velike su važnosti u životu čovjeka. Ugljik čini glavne vrste goriva na Zemlji - prirodni plin i naftu. Ugljikovi spojevi naširoko se koriste u kemijskoj i metalurškoj industriji, u građevinarstvu, inženjerstvu i medicini. Alotropske modifikacije u obliku dijamanata koriste se u nakitu, fullerit i lonsdaleite u raketnoj znanosti. Od spojeva ugljika izrađuju se razna maziva za mehanizme, tehničku opremu i još mnogo toga. Današnja industrija ne može bez ugljika, koristi se posvuda!
