Organiskā ķīmija ir oglekļa atoma ķīmija. Numurs organiskie savienojumi desmitiem reižu vairāk nekā neorganiskās, ko var tikai izskaidrot oglekļa atoma iezīmes :

a) viņš ir iekšā elektronegativitātes skalas vidusdaļa un otrais periods, tāpēc viņam ir neizdevīgi atdot savus un pieņemt svešus elektronus un iegūt pozitīvu vai negatīvu lādiņu;

b) īpaša elektronu apvalka struktūra - Nē elektronu pāri un brīvās orbitāles (ir tikai viens cits atoms ar līdzīgu uzbūvi - ūdeņradis, iespējams, tāpēc ogleklis un ūdeņradis veido tik daudz savienojumu - ogļūdeņražu).

Oglekļa atoma elektroniskā struktūra

C — 1s 2 2s 2 2p 2 vai 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 0

Grafiskā formā:

Oglekļa atomam ierosinātā stāvoklī ir šāda elektroniskā formula:

*C — 1 s 2 2s 1 2p 3 vai 1 s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1

Šūnu formā:

S- un p-orbitāļu forma

Atomu orbitāle - telpas apgabals, kurā, visticamāk, tiks atrasts elektrons, ar atbilstošiem kvantu skaitļiem.

Tā ir trīsdimensiju elektronu "kontūras karte", kurā viļņu funkcija nosaka relatīvo varbūtību atrast elektronu konkrētajā orbitāles punktā.

Atomu orbitāļu relatīvie izmēri palielinās, palielinoties to enerģijai ( galvenais kvantu skaitlis- n), un to formu un orientāciju telpā nosaka kvantu skaitļi l un m. Elektronus orbitālēs raksturo spina kvantu skaitlis. Katrā orbitālē var būt ne vairāk kā 2 elektroni ar pretējiem spiniem.

Veidojot saites ar citiem atomiem, oglekļa atoms pārveido savu elektronu apvalku tā, ka veidojas visspēcīgākās saites, un līdz ar to tiek atbrīvots pēc iespējas vairāk enerģijas, un sistēma iegūst vislielāko stabilitāti.

Lai mainītu atoma elektronu apvalku, ir nepieciešama enerģija, kas pēc tam tiek kompensēta, veidojot spēcīgākas saites.

Elektronu apvalka transformācija (hibridizācija) var būt galvenokārt 3 veidu, atkarībā no atomu skaita, ar kuriem oglekļa atoms veido saites.

Hibridizācijas veidi:

sp 3 – atoms veido saites ar 4 blakus esošajiem atomiem (tetraedriskā hibridizācija):

Sp 3 elektroniskā formula – hibrīds oglekļa atoms:

*С –1s 2 2(sp 3) 4 šūnu veidā

Saites leņķis starp hibrīda orbitālēm ir ~109°.

Oglekļa atoma stereoķīmiskā formula:

sp 2 - Hibridizācija ( valences stāvoklis) – atoms veido saites ar 3 blakus esošajiem atomiem (trigonāla hibridizācija):

Sp 2 elektroniskā formula – hibrīds oglekļa atoms:

*С –1s 2 2(sp 2) 3 2p 1 šūnu veidā

Saites leņķis starp hibrīda orbitālēm ir ~120°.

Sp 2 stereoķīmiskā formula - hibrīds oglekļa atoms:

sp– Hibridizācija (valences stāvoklis) – atoms veido saites ar 2 blakus atomiem (lineāra hibridizācija):

Sp – hibrīda oglekļa atoma elektroniskā formula:

*С –1s 2 2(sp) 2 2p 2 šūnu veidā

Saites leņķis starp hibrīda orbitālēm ir ~180°.

Stereoķīmiskā formula:

S-orbitāle ir iesaistīta visu veidu hibridizācijā, jo tam ir minimāla enerģija.

Elektronu mākoņa pārstrukturēšana ļauj veidot pēc iespējas spēcīgākas saites un minimālu atomu mijiedarbību iegūtajā molekulā. Kurā hibrīda orbitāles var nebūt identiskas, bet saites leņķi var būt atšķirīgi, piemēram, CH 2 Cl 2 un CCl 4

2. Kovalentās saites oglekļa savienojumos

Kovalentās saites, īpašības, metodes un veidošanās iemesli - skolas mācību programma.

Ļaujiet man jums tikai atgādināt:

1. Izglītība Komunikācijas Starp atomiem var uzskatīt par to atomu orbitāļu pārklāšanās rezultātu, un jo efektīvāka tā ir (jo lielāks pārklāšanās integrālis), jo stiprāka ir saite.

Saskaņā ar aprēķinātajiem datiem atomu orbitāļu relatīvās pārklāšanās efektivitātes S rel palielinās šādi:

Tāpēc, izmantojot hibrīdas orbitāles, piemēram, sp 3 oglekļa orbitāles, lai izveidotu saites ar četriem ūdeņraža atomiem, tiek iegūtas stiprākas saites.

2. Kovalentās saites oglekļa savienojumos veidojas divos veidos:

A)Ja divas atomu orbitāles pārklājas gar to galvenajām asīm, tiek saukta iegūtā saite - σ saite.

Ģeometrija. Tādējādi, veidojot saites ar ūdeņraža atomiem metānā, četras hibrīda sp 3 ~ oglekļa atoma orbitāles pārklājas ar četru ūdeņraža atomu s-orbitālēm, veidojot četras identiskas spēcīgas σ saites, kas atrodas 109°28" leņķī pret katru. cits (standarta tetraedrisks leņķis) Līdzīga strikti simetriska tetraedriska struktūra rodas arī, piemēram, CCl 4 veidošanās laikā, ja atomi, kas veido saites ar oglekli, ir nevienlīdzīgi, piemēram, CH 2 C1 2 gadījumā, telpiskā struktūra veidosies. nedaudz atšķiras no pilnīgi simetriskiem, lai gan būtībā tas paliek tetraedrisks.

σ saites garums starp oglekļa atomiem ir atkarīgs no atomu hibridizācijas un samazinās pārejas laikā no sp 3 - hibridizācijas uz sp. Tas izskaidrojams ar to, ka s orbitāle atrodas tuvāk kodolam nekā p orbitāle, tāpēc, jo lielāka ir tās daļa hibrīdorbitālē, jo tā ir īsāka un līdz ar to īsāka ir izveidojusies saite.

B) Ja divi atomu lpp -orbitāles, kas atrodas paralēli viena otrai, veic sānu pārklāšanos virs un zem plaknes, kurā atrodas atomi, tad iegūto saiti sauc - π (pi) - komunikācija

Sānu pārklāšanās atomu orbitāles ir mazāk efektīvas nekā pārklāšanās gar galveno asi, tāpēc π - savienojumi ir mazāk spēcīgi nekā σ - savienojumi. Tas jo īpaši izpaužas faktā, ka dubultās oglekļa-oglekļa saites enerģija ir mazāka nekā divas reizes lielāka nekā atsevišķas saites enerģija. Tādējādi C-C saites enerģija etānā ir 347 kJ/mol, savukārt C = C saites enerģija etēnā ir tikai 598 kJ/mol, nevis ~ 700 kJ/mol.

Divu atomu 2p orbitāļu sānu pārklāšanās pakāpe un līdz ar to spēku π -saites ir maksimālas, ja ir divi oglekļa atomi un četri ar tiem saistīti atomi atrodas stingri vienā plaknē, t.i., ja viņi koplanārs , jo tikai šajā gadījumā atomu 2p orbitāles ir precīzi paralēlas viena otrai un tādējādi spēj maksimāli pārklāties. Jebkura novirze no kopplanārā stāvokļa rotācijas dēļ σ -saite, kas savieno divus oglekļa atomus, novedīs pie pārklāšanās pakāpes samazināšanās un attiecīgi arī stiprības samazināšanās π -saite, kas tādējādi palīdz saglabāt molekulas plakanumu.

Rotācija ap oglekļa-oglekļa dubultsaiti nav iespējama.

Izplatīšana π -elektroni virs un zem molekulas plaknes nozīmē eksistenci negatīva lādiņa zonas, gatavs mijiedarbībai ar jebkuriem elektronu deficīta reaģentiem.

Arī skābekļa, slāpekļa uc atomiem ir dažādi valences stāvokļi (hibridizācija), un to elektronu pāri var atrasties gan hibrīdā, gan p-orbitālē.

OGLEKLIS, C, periodiskās tabulas IV grupas ķīmiskais elements, atomsvars 12,00, sērijas numurs 6. Vēl nesen tika uzskatīts, ka ogleklim nav izotopu; Tikai nesen, izmantojot īpaši jutīgas metodes, ir bijis iespējams noteikt C 13 izotopu esamību. Ogleklis ir viens no būtiski elementi pēc tā izplatības, savienojumu pārpilnības un daudzveidības, bioloģiskās nozīmes (kā organogēna), paša oglekļa un tā savienojumu plašās tehniskās izmantošanas (kā izejvielas un kā enerģijas avotu rūpnieciskām un sadzīves vajadzībām) un visbeidzot ar savu lomu ķīmijas zinātnes attīstībā. Ogleklim brīvā stāvoklī ir izteikta alotropijas parādība, kas ir zināma jau vairāk nekā pusotru gadsimtu, bet joprojām nav pilnībā izpētīta gan tāpēc, ka ir ārkārtīgi grūti iegūt oglekli ķīmiski tīrā veidā, gan tāpēc, ka lielākā daļa konstantu oglekļa alotropās modifikācijas ļoti atšķiras atkarībā no to struktūras morfoloģiskajām iezīmēm, ko nosaka ražošanas metode un apstākļi.

Ogleklis veido divas kristāliskas formas - dimantu un grafītu un ir pazīstams arī amorfā veidā tā sauktā veidā. amorfās ogles. Pēdējo identitāte ir apstrīdēta jaunāko pētījumu rezultātā: ogles identificētas ar grafītu, uzskatot abas par vienas formas morfoloģiskām šķirnēm - "melno oglekli", un izskaidrota to īpašību atšķirība. fiziskā struktūra un vielas dispersijas pakāpe. Tomēr pašā Nesen tika iegūti fakti, kas apstiprina ogļu kā īpašas alotropas formas esamību (skatīt zemāk).

Dabiskie oglekļa avoti un krājumi. Pēc izplatības dabā ogleklis ieņem 10. vietu starp elementiem, veidojot 0,013% no atmosfēras, 0,0025% no hidrosfēras un aptuveni 0,35% no kopējās zemes garozas masas. Lielākā daļa oglekļa ir skābekļa savienojumu veidā: atmosfēras gaiss satur ~800 miljardus tonnu oglekļa CO 2 dioksīda veidā; okeānu un jūru ūdenī - līdz 50 000 miljardiem tonnu oglekļa CO 2, ogļskābes jonu un bikarbonātu veidā; iežos - nešķīstošie karbonāti (kalcijs, magnijs un citi metāli), un CaCO 3 daļa vien veido ~160·10 6 miljardus tonnu oglekļa. Tomēr šīs milzīgās rezerves neatspoguļo nekādu enerģētisko vērtību; daudz vērtīgāki ir degošie oglekli saturoši materiāli - fosilās ogles, kūdra, tad nafta, ogļūdeņražu gāzes un citi dabiskie bitumeni. Arī šo vielu rezerves zemes garozā ir diezgan ievērojamas: kopējā oglekļa masa fosilajās oglēs sasniedz ~6000 miljardus tonnu, eļļā ~10 miljardus tonnu utt. Brīvā stāvoklī ogleklis ir diezgan reti sastopams (dimants un daļa no grafīta vielas). Fosilās ogles satur gandrīz vai nemaz nesatur brīvu oglekli: tās sastāv no ch. arr. augstas molekulmasas (policikliski) un ļoti stabili oglekļa savienojumi ar citiem elementiem (H, O, N, S) joprojām ir ļoti maz pētīti. Dzīvās dabas oglekļa savienojumi (biosfēra globuss), kas sintezēti augu un dzīvnieku šūnās, izceļas ar ārkārtīgi daudzveidīgu īpašību un sastāva daudzumu; augu pasaulē izplatītākās vielas - šķiedrvielas un lignīns - arī spēlē enerģijas resursu lomu. Ogleklis uztur pastāvīgu izplatību dabā, pateicoties nepārtrauktam ciklam, kura cikls sastāv no sarežģītu organisko vielu sintēzes augu un dzīvnieku šūnās un šo vielu apgrieztās sadalīšanās to oksidatīvās sadalīšanās laikā (sadegšana, sabrukšana, elpošana), izraisot līdz CO 2 veidošanai, ko atkal izmanto augi sintēzei. Šī cikla vispārējā shēma varētu būt iesniegts šādā formā:

Oglekļa ražošana. Augu un dzīvnieku izcelsmes oglekli saturoši savienojumi ir nestabili augstā temperatūrā un, uzkarsējot vismaz līdz 150-400°C bez piekļuves gaisam, sadalās, izdalot ūdeni un gaistošus oglekļa savienojumus un atstājot cietu negaistošu atlikumu, kas bagāts ar oglekli un parasti sauc par oglēm. Šo pirolītisko procesu sauc par pārogļošanu jeb sauso destilāciju, un to plaši izmanto tehnoloģijā. Fosilo ogļu, naftas un kūdras pirolīze augstā temperatūrā (450-1150°C temperatūrā) noved pie oglekļa izdalīšanās grafīta formā (kokss, retorta ogles). Jo augstāka ir izejmateriālu pārogļošanās temperatūra, jo iegūtās ogles vai kokss ir tuvāk brīvajam ogleklim pēc sastāva un grafīta īpašībām.

Amorfās ogles, kas veidojas temperatūrā, kas zemāka par 800°C, nevar. mēs to uzskatām par brīvu oglekli, jo tajā ir ievērojams daudzums ķīmiski saistītu citu elementu, Ch. arr. ūdeņradis un skābeklis. No tehniskajiem produktiem īpašības ir vistuvākās amorfajām oglēm Aktivētā ogle un sodrēji. Tīrākās ogles var būt ko iegūst, pārogļojot tīru cukuru vai piperonālu, speciālu gāzu kvēpu apstrādi utt. Mākslīgais grafīts, ko iegūst ar elektrotermiskiem līdzekļiem, pēc sastāva ir gandrīz tīrs ogleklis. Dabīgais grafīts vienmēr ir piesārņots ar minerālu piemaisījumiem un satur arī noteiktu daudzumu saistītā ūdeņraža (H) un skābekļa (O); salīdzinoši tīrā stāvoklī tas varētu būt. iegūst tikai pēc vairākām speciālām apstrādēm: mehāniskās bagātināšanas, mazgāšanas, apstrādes ar oksidētājiem un kalcinēšanas plkst. paaugstināta temperatūra līdz gaistošās vielas ir pilnībā noņemtas. Oglekļa tehnoloģijā nekad netiek izmantots pilnīgi tīrs ogleklis; Tas attiecas ne tikai uz dabīgām oglekļa izejvielām, bet arī uz tā bagātināšanas, uzlabošanas un termiskās sadalīšanās (pirolīzes) produktiem. Tālāk ir norādīts dažu oglekli saturošu materiālu oglekļa saturs (%):

Oglekļa fizikālās īpašības. Brīvais ogleklis ir gandrīz pilnībā nekausējams, negaistošs un parastā temperatūrā nešķīst nevienā no zināmajiem šķīdinātājiem. Tas šķīst tikai dažos izkausētajos metālos, īpaši temperatūrā, kas tuvojas to viršanas temperatūrai: dzelzē (līdz 5%), sudrabā (līdz 6%) | rutēnijs (līdz 4%), kobalts, niķelis, zelts un platīns. Ja nav skābekļa, ogleklis ir karstumizturīgākais materiāls; šķidrs stāvoklis jo tīrs ogleklis nav zināms, un tā pārvēršanās tvaikā sākas tikai temperatūrā virs 3000°C. Tāpēc oglekļa īpašību noteikšana tika veikta tikai agregācijas cietajam stāvoklim. No oglekļa modifikācijām dimantam ir nemainīgākās fiziskās īpašības; grafīta īpašības dažādos tā paraugos (pat tīrākajos) ievērojami atšķiras; Amorfo ogļu īpašības ir vēl mainīgākas. Dažādu oglekļa modifikāciju svarīgākās fizikālās konstantes salīdzinātas tabulā.

Dimants ir tipisks dielektriķis, savukārt grafītam un ogleklim ir metāliska elektrovadītspēja. Absolūtajā vērtībā to vadītspēja mainās ļoti plašā diapazonā, bet oglēm tā vienmēr ir zemāka nekā grafītiem; grafītos tuvojas īstu metālu vadītspēja. Visu oglekļa modifikāciju siltumietilpība temperatūrā > 1000°C tiecas uz nemainīgu vērtību 0,47. Temperatūrā zem -180°C dimanta siltumietilpība kļūst izzūdoši maza un pie -27°C praktiski kļūst par nulli.

Oglekļa ķīmiskās īpašības. Karsējot virs 1000°C, gan dimants, gan ogles pakāpeniski pārvēršas grafītā, kas tādēļ uzskatāms par stabilāko (augstā temperatūrā) monotropo oglekļa formu. Amorfo ogļu pārvēršanās grafītā acīmredzot sākas ap 800°C un beidzas pie 1100°C (šajā pēdējā punktā ogles zaudē adsorbcijas aktivitāti un spēju atkārtoti aktivizēties, un to elektriskā vadītspēja strauji palielinās, saglabājoties gandrīz nemainīgai arī turpmāk). Brīvo oglekli raksturo inertums parastā temperatūrā un ievērojama aktivitāte augstās temperatūrās. Amorfās ogles ir ķīmiski aktīvākās, savukārt dimants ir visizturīgākais. Piemēram, fluors reaģē ar akmeņoglēm 15°C temperatūrā, ar grafītu tikai 500°C un ar dimantu 700°C temperatūrā. Karsējot gaisā, porainās ogles sāk oksidēties zem 100°C, grafīts aptuveni 650°C, bet dimants virs 800°C. Temperatūrā 300°C un augstāk ogles savienojas ar sēru, veidojot oglekļa disulfīdu CS 2. Temperatūrā virs 1800°C ogleklis (ogles) sāk mijiedarboties ar slāpekli, veidojot (nelielos daudzumos) cianogēnu C 2 N 2. Oglekļa mijiedarbība ar ūdeņradi sākas 1200°C, un temperatūras diapazonā 1200-1500°C veidojas tikai metāns CH 4; virs 1500°C - metāna, etilēna (C 2 H 4) un acetilēna (C 2 H 2) maisījums; 3000°C temperatūrā iegūst gandrīz tikai acetilēnu. Elektriskā loka temperatūrā ogleklis nonāk tiešā savienojumā ar metāliem, silīciju un boru, veidojot atbilstošos karbīdus. Tiešos vai netiešos veidos var. tika iegūti oglekļa savienojumi ar visiem zināmajiem elementiem, izņemot nulles grupas gāzes. Ogleklis ir nemetālisks elements, kam ir dažas amfoteritātes pazīmes. Oglekļa atoma diametrs ir 1,50 Ᾰ (1Ᾰ = 10 -8 cm), un tas ārējā sfērā satur 4 valences elektronus, kurus vienlīdz viegli atdod vai pievieno 8; tāpēc oglekļa, gan skābekļa, gan ūdeņraža normālā valence ir četri. Lielākajā daļā tā savienojumu ogleklis ir četrvērtīgs; Ir zināms tikai neliels skaits divvērtīgā oglekļa (oglekļa monoksīds un tā acetāli, izonitrili, fulminātskābe un tās sāļi) un trīsvērtīgā oglekļa (tā sauktais brīvais radikālis) savienojumu.

Ar skābekli ogleklis veido divus normālus oksīdus: skābo oglekļa dioksīdu CO 2 un neitrālu oglekļa monoksīdu CO. Turklāt ir vairāki oglekļa suboksīdi satur vairāk nekā 1 oglekļa atomu un kam nav tehniskas nozīmes; No tiem pazīstamākais ir suboksīds ar sastāvu C 3 O 2 (gāze ar viršanas temperatūru +7 ° C un kušanas temperatūru -111 ° C). Pirmais oglekļa un tā savienojumu sadegšanas produkts ir CO 2, kas veidojas saskaņā ar vienādojumu:

C+O 2 = CO 2 +97600 kal.

CO veidošanās nepilnīgas degvielas sadegšanas laikā ir sekundāra reducēšanas procesa rezultāts; Reducētājs šajā gadījumā ir pats ogleklis, kas temperatūrā virs 450°C reaģē ar CO 2 saskaņā ar vienādojumu:

CO 2 +C = 2СО -38800 cal;

šī reakcija ir atgriezeniska; virs 950°C, CO 2 pārvēršana CO kļūst gandrīz pilnīga, ko veic gāzi ģenerējošās krāsnīs. Oglekļa enerģētiskā reducējošā spēja augstā temperatūrā tiek izmantota arī ūdens gāzes ražošanā (H 2 O + C = CO + H 2 -28380 cal) un metalurģijas procesos, lai no tā oksīda iegūtu brīvu metālu. Oglekļa allotropās formas uz dažu oksidētāju iedarbību reaģē atšķirīgi: piemēram, KCIO 3 + HNO 3 maisījums dimantu nemaz neietekmē, amorfās ogles pilnībā oksidējas par CO 2, savukārt grafīts rada aromātiskus savienojumus - grafītskābes. ar empīrisko formulu (C 2 OH) x un tālāk mellītskābe C 6 (COOH) 6 . Oglekļa savienojumi ar ūdeņradi - ogļūdeņraži - ir ārkārtīgi daudz; no tiem ģenētiski tiek ražoti vairums citu organisko savienojumu, kas bez oglekļa visbiežāk ietver H, O, N, S un halogēnus.

Organisko savienojumu ārkārtējā daudzveidība, no kuriem ir zināmi līdz 2 miljoniem, ir saistīta ar noteiktām oglekļa kā elementa īpašībām. 1) Ogleklim ir raksturīga spēcīga ķīmiskā saite ar lielāko daļu citu elementu, gan metālisku, gan nemetālu, kā dēļ tas veido diezgan stabilus savienojumus ar abiem. Kad tas savienojas ar citiem elementiem, ogleklim ir ļoti maza tendence veidot jonus. Lielākā daļa organisko savienojumu ir homeopolāra tipa un normālos apstākļos nedisociējas; Intramolekulāro saišu pārraušana tajās bieži prasa ievērojamu enerģijas daudzumu. Spriežot par savienojumu stiprumu, tomēr vajadzētu atšķirt; a) absolūtā saites stiprība, ko mēra termoķīmiski, un b) saites spēja plīst dažādu reaģentu ietekmē; šīs divas īpašības ne vienmēr sakrīt. 2) Oglekļa atomi saista viens ar otru ārkārtīgi viegli (nepolāri), veidojot atvērtas vai slēgtas oglekļa ķēdes. Šādu ķēžu garums acīmredzot nav pakļauts nekādiem ierobežojumiem; Tādējādi ir zināmas diezgan stabilas molekulas ar atvērtām 64 oglekļa atomu ķēdēm. Atvērto ķēžu pagarināšana un sarežģītība neietekmē to saišu savienojuma stiprumu savā starpā vai ar citiem elementiem. No slēgtām ķēdēm visvieglāk veidojas 6 un 5 locekļu gredzeni, lai gan ir zināmas gredzenveida ķēdes, kas satur no 3 līdz 18 oglekļa atomiem. Oglekļa atomu spēja savstarpēji labi savienoties izskaidro grafīta īpašās īpašības un pārogļošanās procesu mehānismu; tas arī skaidri parāda faktu, ka ogleklis nav zināms divatomisku C 2 molekulu veidā, ko varētu sagaidīt pēc analoģijas ar citiem viegliem nemetāliskiem elementiem (tvaiku formā ogleklis sastāv no monoatomiskām molekulām). 3) Saišu nepolārās dabas dēļ daudziem oglekļa savienojumiem piemīt ķīmiskā inerce ne tikai ārēji (reakcijas lēnums), bet arī iekšēji (intramolekulāras pārkārtošanās grūtības). Lielu “pasīvo pretestību” klātbūtne ievērojami sarežģī nestabilu formu spontānu pārveidošanu stabilās, bieži samazinot šādas transformācijas ātrumu līdz nullei. Rezultāts ir īstenošanas iespēja liels skaits izomēru formas, gandrīz vienlīdz stabilas parastā temperatūrā.

Oglekļa alotropija un atomu struktūra. Rentgena analīze ļāva droši noteikt dimanta un grafīta atomu struktūru. Tā pati izpētes metode izgaismoja jautājumu par trešās oglekļa alotropās modifikācijas esamību, kas būtībā ir jautājums par ogļu amorfiskumu vai kristāliskumu: ja ogles ir amorfs veidojums, tad tā nevar. nav identificēts ne ar grafītu, ne ar dimantu, bet ir jāuzskata par īpašu oglekļa formu, kā atsevišķu vienkāršu vielu. Dimantā oglekļa atomi ir izkārtoti tā, ka katrs atoms atrodas tetraedra centrā, kura virsotnes ir 4 blakus esošie atomi; katrs no pēdējiem savukārt ir cita līdzīga tetraedra centrs; attālumi starp blakus esošajiem atomiem ir 1,54 Ᾰ (kristāla režģa elementāra kuba mala ir 3,55 Ᾰ). Šī struktūra ir viskompaktākā; tas atbilst dimanta augstajai cietībai, blīvumam un ķīmiskajai inercei (vienmērīgs valences spēku sadalījums). Oglekļa atomu savstarpējā saistība dimanta režģī ir tāda pati kā lielākajai daļai tauku sērijas organisko savienojumu molekulās (oglekļa tetraedrisks modelis). Grafīta kristālos oglekļa atomi ir izvietoti blīvos slāņos, kas atrodas 3,35-3,41 Ᾰ attālumā viens no otra; šo slāņu virziens mehānisko deformāciju laikā sakrīt ar šķelšanās plaknēm un slīdēšanas plaknēm. Katra slāņa plaknē atomi veido režģi ar sešstūra šūnām (uzņēmumiem); šāda sešstūra mala ir 1,42-1,45 Ᾰ. Blakus esošajos slāņos sešstūri neatrodas viens zem otra: to vertikālā sakritība atkārtojas tikai pēc 2 slāņiem trešajā. Katra oglekļa atoma trīs saites atrodas vienā plaknē, veidojot 120° leņķus; 4. saite ir virzīta pārmaiņus vienā vai otrā virzienā no plaknes uz blakus esošo slāņu atomiem. Attālumi starp atomiem slānī ir stingri nemainīgi, bet attālums starp atsevišķiem slāņiem var būt mainīts ārējām ietekmēm: tādējādi, nospiežot zem spiediena līdz 5000 atm, tas samazinās līdz 2,9 Ᾰ, un, grafītam uzbriest koncentrētā HNO 3, tas palielinās līdz 8 Ᾰ. Viena slāņa plaknē oglekļa atomi ir saistīti homeopolāri (kā ogļūdeņražu ķēdēs), bet saites starp blakus esošo slāņu atomiem ir diezgan metāliskas pēc būtības; tas redzams no tā, ka grafīta kristālu elektrovadītspēja slāņiem perpendikulārā virzienā ir ~100 reizes lielāka par vadītspēju slāņa virzienā. Tas. grafītam ir metāla īpašības vienā virzienā un nemetāla īpašības otrā virzienā. Oglekļa atomu izvietojums katrā grafīta režģa slānī ir tieši tāds pats kā sarežģītu kodolaromātisku savienojumu molekulās. Šī konfigurācija labi izskaidro grafīta asu anizotropiju, izcili attīstīto šķelšanos, antifrikcijas īpašības un aromātisko savienojumu veidošanos tā oksidācijas laikā. Melnā oglekļa amorfā modifikācija acīmredzot pastāv kā neatkarīga forma(O. Rufs). Visticamāk, ka tā ir putām līdzīga šūnu struktūra, kurai nav nekādas likumsakarības; šādu šūnu sienas veido aktīvo atomu slāņi ogleklis apmēram 3 atomu biezumā. Praksē ogļu aktīvā viela parasti atrodas zem cieši izvietotu neaktīvo oglekļa atomu apvalka, kas ir orientēts grafiski, un to caurstrāvo ļoti mazu grafīta kristalītu ieslēgumi. Iespējams, nav konkrēta ogļu → grafīta transformācijas punkta: starp abām modifikācijām notiek nepārtraukta pāreja, kuras laikā nejauši pieblīvēta amorfās ogles C atomu masa tiek pārveidota par regulāru grafīta kristāla režģi. Sakarā ar to nejaušo izvietojumu amorfajās oglēs oglekļa atomiem ir maksimāla atlikušā afinitāte, kas (saskaņā ar Langmuira idejām par adsorbcijas spēku identitāti ar valences spēkiem) atbilst oglēm tik raksturīgajai augstajai adsorbcijai un katalītiskajai aktivitātei. Oglekļa atomi, kas orientēti kristāla režģī, visu savu afinitāti (dimantā) iztērē savstarpējai saķerei vai lielākā daļa viņam (grafītā); Tas atbilst ķīmiskās aktivitātes un adsorbcijas aktivitātes samazinājumam. Dimantā adsorbcija iespējama tikai uz viena kristāla virsmas, savukārt grafītā atlikušā valence var parādīties uz abām katra plakanā režģa virsmām (“plaisās” starp atomu slāņiem), ko apliecina fakts, ka grafīts var uzbriest šķidrumos (HNO 3) un tā oksidēšanās mehānisms par grafītskābi.

Oglekļa tehniskā nozīme. Kas attiecas uz b. vai m brīvā oglekļa, kas iegūts pārogļošanās un koksēšanas procesos, tad tā izmantošana tehnoloģijā balstās gan uz tā ķīmiskajām (inerces, reducēšanas spējas), gan fizikālajām īpašībām (karstumizturība, elektrovadītspēja, adsorbcijas spēja). Tādējādi kokss un kokogles, papildus to daļējai tiešai izmantošanai kā degvielai bez liesmas, tiek izmantotas gāzveida kurināmā (ģeneratoru gāzu) ražošanai; melno un krāsaino metālu metalurģijā - metālu oksīdu (Fe, Cu, Zn, Ni, Cr, Mn, W, Mo, Sn, As, Sb, Bi) reducēšanai; ķīmiskajā tehnoloģijā - kā reducētājs sulfīdu (Na, Ca, Ba) ražošanā no sulfātiem, bezūdens hlorīda sāļiem (Mg, Al), no metālu oksīdiem, šķīstošā stikla un fosfora ražošanā - kā izejviela kalcija karbīda, karborunda un citu karbīdu oglekļa disulfīda uc ražošana; būvniecības nozarē - kā siltumizolācijas materiāls. Retorta ogles un kokss kalpo kā materiāli elektrisko krāšņu, elektrolītisko vannu un galvanisko elementu elektrodiem, loka ogļu, reostatu, komutatoru suku, kausēšanas tīģeļu uc ražošanai, kā arī kā sprausla torņa tipa ķīmiskajās iekārtās. Papildus iepriekšminētajiem pielietojumiem kokogles izmanto koncentrēta oglekļa monoksīda, cianīda sāļu ražošanai tērauda cementēšanai, plaši izmanto kā adsorbentu, kā katalizatoru dažām sintētiskām reakcijām, un, visbeidzot, tiek iekļauta melnajā pulverī un citās sprāgstvielām. un pirotehniskās kompozīcijas.

Oglekļa analītiskā noteikšana. Ogleklis tiek noteikts kvalitatīvi, pārogļojot vielas paraugu bez piekļuves gaisam (kas nav piemērots visām vielām) vai, kas ir daudz ticamāks, pēc tā pilnīgas oksidēšanas, piemēram, kalcinējot maisījumā ar vara oksīdu, un CO 2 veidošanos pierāda parastās reakcijas. Lai noteiktu oglekļa daudzumu, vielas paraugu sadedzina skābekļa atmosfērā; iegūto CO 2 uztver sārma šķīdumā un nosaka pēc svara vai tilpuma, izmantojot parastās kvantitatīvās analīzes metodes. Šī metode ir piemērota oglekļa noteikšanai ne tikai organiskajos savienojumos un tehniskajās oglēs, bet arī metālos.

Šajā rakstā mēs aplūkosim elementu, kas ir daļa no periodiskās tabulas D.I. Mendeļejevs, proti, ogleklis. Mūsdienu nomenklatūrā to apzīmē ar simbolu C, ir iekļauts četrpadsmitajā grupā un ir otrā perioda “dalībnieks”, tam ir sestais kārtas numurs, un tā a.u.m. = 12,0107.

Atomu orbitāles un to hibridizācija

Sāksim aplūkot oglekli ar tā orbitālēm un to hibridizāciju – tās galvenajām iezīmēm, pateicoties kurām tas joprojām pārsteidz zinātniekus visā pasaulē. Kāda ir to struktūra?

Oglekļa atoma hibridizācija ir sakārtota tā, ka valences elektroni ieņem pozīcijas trīs orbitālēs, proti: viens atrodas 2s orbitālē, bet divi ir 2p orbitālē. Pēdējās divas no trim orbitālēm veido 90 grādu leņķi viena pret otru, un 2s orbitālei ir sfēriska simetrija. Taču šāda aplūkojamo orbitāļu izkārtojuma forma neļauj saprast, kāpēc ogleklis, nonākot organiskajos savienojumos, veido 120, 180 un 109,5 grādu leņķus. Oglekļa atoma elektroniskās struktūras formula izpaužas šādā formā: (He) 2s 2 2p 2.

Radušās pretrunas tika atrisinātas, ieviešot apritē atomu orbitāļu hibridizācijas jēdzienu. Lai saprastu C trīsstūrveida, varianta raksturu, bija nepieciešams izveidot trīs attēlojuma formas par tā hibridizāciju. Galvenais ieguldījums šīs koncepcijas rašanos un attīstību sniedza Linus Pauling.

Fizikālās īpašības

Oglekļa atoma struktūra nosaka vairāku noteiktu fizisko īpašību klātbūtni. Šī elementa atomi veido vienkāršu vielu – oglekli, kurai ir modifikācijas. Izmaiņas tās struktūras izmaiņās var piešķirt iegūtajai vielai dažādas kvalitatīvas īpašības. Liela skaita oglekļa modifikāciju klātbūtnes iemesls ir tā spēja izveidot un veidot dažāda veida ķīmiskas saites.

Oglekļa atoma struktūra var atšķirties, ļaujot tam būt noteiktam skaitam izotopu formu. Dabā sastopamais ogleklis veidojas, izmantojot divus izotopus stabilā stāvoklī - 12 C un 13 C - un izotopu ar radioaktīvām īpašībām - 14 C. Pēdējais izotops ir koncentrēts augšējie slāņi Zemes garozā un atmosfērā. Kosmiskā starojuma, proti, tā neitronu, ietekmes rezultātā uz slāpekļa atomu kodolu veidojas radioaktīvais izotops 14 C. Pēc divdesmitā gadsimta piecdesmito gadu vidus tas sāka nokrist. vidi kā cilvēka radīts produkts, kas veidojas atomelektrostaciju darbības laikā un ūdeņraža bumbas izmantošanas dēļ. Tieši uz 14 C sabrukšanas procesu ir balstīta radiooglekļa datēšanas tehnika, kas ir atradusi plašu pielietojumu arheoloģijā un ģeoloģijā.

Oglekļa modifikācija alotropā formā

Dabā ir daudz vielu, kas satur oglekli. Cilvēks, veidojot, izmanto oglekļa atoma struktūru saviem mērķiem dažādas vielas, tostarp:

1. Kristāliskie oglekli (dimanti, oglekļa nanocaurules, šķiedras un stieples, fullerēni utt.).
2. Amorfās ogles (aktivētā ogle un kokogles, Dažādi kokss, ogle, sodrēji, nanoputas un antracīts).
3. Oglekļa kopu formas (dikarboni, nanokonusi un astralēna savienojumi).

Atomu struktūras strukturālās iezīmes

Oglekļa atoma elektroniskajai struktūrai var būt dažādas ģeometrijas, kas ir atkarīgas no tai piederošo orbitāļu hibridizācijas līmeņa. Ir 3 galvenie ģeometrijas veidi:

1. Tetraedris – izveidots četru elektronu pārvietošanās dēļ, no kuriem viens ir s-elektroni, bet trīs pieder pie p-elektroniem. C atoms ieņem centrālo pozīciju tetraedrā un ir savienots ar četrām līdzvērtīgām sigma saitēm ar citiem atomiem, kas aizņem šī tetraedra virsotni. Šis oglekļa ģeometriskais izvietojums var radīt alotropus, piemēram, dimantu un lonsdaleītu.
2. Trigonāls - parādā savu izskatu trīs orbitāļu pārvietošanai, no kurām viena ir s- un divas ir p-. Šeit ir trīs sigma saites, kas atrodas līdzvērtīgā pozīcijā viena ar otru; tie atrodas kopējā plaknē un uztur 120 grādu leņķi viens pret otru. Brīvā p-orbitāle atrodas perpendikulāri sigma saites plaknei. Grafītam ir līdzīga struktūras ģeometrija.
3. Diagonāls - parādās s- un p-elektronu sajaukšanas dēļ (sp hibridizācija). Elektronu mākoņi stiepjas pa vispārējo virzienu un iegūst asimetriskas hanteles formu. Brīvie elektroni veido π saites. Šī oglekļa ģeometriskā struktūra izraisa karbīna, īpašas modifikācijas formas, izskatu.

Oglekļa atomi dabā

Cilvēks jau sen ir apsvēris oglekļa atoma struktūru un īpašības, un tās izmanto, lai iegūtu lielu skaitu dažādu vielu. Šī elementa atomi, pateicoties savai unikālajai spējai veidot dažādas ķīmiskās saites un orbitālās hibridizācijas klātbūtnei, rada daudz dažādu alotropu modifikāciju, piedaloties tikai vienam elementam, no viena veida atomiem - oglekļa.

Dabā ogleklis ir atrodams zemes garozā; izpaužas kā dimanti, grafīti, dažādi degoši dabas resursi, piemēram, nafta, antracīts, brūnogles, slāneklis, kūdra utt. Tā ir daļa no gāzēm, ko cilvēki izmanto enerģētikas nozarē. Tā dioksīdā esošais ogleklis aizpilda Zemes hidrosfēru un atmosfēru, sasniedzot līdz 0,046% gaisā un līdz sešdesmit reizēm vairāk ūdenī.

Cilvēka organismā C satur apmēram 21%, un tas izdalās galvenokārt ar urīnu un izelpoto gaisu. Tas pats elements piedalās bioloģiskajā ciklā, to uzņem augi un patērē fotosintēzes procesos.

Oglekļa atomi, pateicoties spējai izveidot dažādas kovalentās saites un veidot no tām ķēdes un pat ciklus, var radīt milzīgu skaitu organisko vielu. Turklāt šis elements ir daļa no saules atmosfēras, kas ir kombinācijā ar ūdeņradi un slāpekli.

Ķīmiskās dabas īpašības

Tagad aplūkosim oglekļa atoma struktūru un īpašības no ķīmiskā viedokļa.

Ir svarīgi zināt, ka ogleklim ir inertas īpašības normālā temperatūrā, bet tas var parādīt mums reducējošas īpašības augstas temperatūras ietekmē. Galvenie oksidācijas stāvokļi ir: + - 4, dažreiz +2 un arī +3.

Piedalās reakcijās ar lielu skaitu elementu. Var reaģēt ar ūdeni, ūdeņradi, halogēniem, sārmu metāliem, skābēm, fluoru, sēru utt.

Oglekļa atoma struktūra rada neticami milzīgu vielu skaitu, kas sadalītas atsevišķā klasē. Šādus savienojumus sauc par organiskiem, un to pamatā ir C. Tas ir iespējams, pateicoties šī elementa atomu īpašībai veidot polimēru ķēdes. Starp slavenākajām un plašākajām grupām ir olbaltumvielas (olbaltumvielas), tauki, ogļhidrāti un ogļūdeņražu savienojumi.

Darbības metodes

Pateicoties oglekļa atoma unikālajai struktūrai un to pavadošajām īpašībām, elementu plaši izmanto cilvēki, piemēram, zīmuļu, kausēšanas metāla tīģeļu radīšanā - šeit tiek izmantots grafīts. Dimanti tiek izmantoti kā abrazīvie materiāli, rotaslietas, urbji utt.

Farmakoloģija un medicīna arī nodarbojas ar oglekļa izmantošanu dažādos savienojumos. Šis elements ir daļa no tērauda, ​​kalpo par pamatu katrai organiskai vielai, piedalās fotosintēzes procesā utt.

Elementa toksicitāte

Elementa oglekļa atoma struktūra ietver klātbūtni bīstama ietekme dzīvai matērijai. Ogleklis nonāk apkārtējā pasaulē ogļu sadedzināšanas rezultātā termoelektrostacijās, ir daļa no automobiļu radītajām gāzēm, ogļu koncentrāta gadījumā utt.

Oglekļa saturs aerosolos ir augsts, un tas nozīmē, ka palielinās to cilvēku īpatsvars, kuri saslimst. Visbiežāk tiek skarti augšējie elpceļi un plaušas. Dažas slimības var klasificēt kā arodslimības, piemēram, putekļu bronhītu un pneimokoniozes grupas slimības.

14 C ir toksisks, un tā ietekmes stiprumu nosaka starojuma mijiedarbība ar β-daļiņām. Šis atoms ir iekļauts bioloģisko molekulu sastāvā, tostarp tajās, kas atrodamas deoksi- un ribonukleīnskābēs. Tiek uzskatīts, ka darba zonas gaisā pieļaujamais 14 C daudzums ir 1,3 Bq/l. Maksimālais oglekļa daudzums, kas nonāk organismā elpošanas laikā, atbilst 3,2*10 8 Bq/gadā.

Raksta saturs

ogleklis, C (carboneum), nemetālisks ķīmiskais elements no elementu periodiskās tabulas IVA grupas (C, Si, Ge, Sn, Pb). Dabā tas sastopams dimanta kristālu (1. att.), grafīta vai fullerēna un citās formās un ietilpst organisko (ogļu, eļļas, dzīvnieku un augu organismu u.c.) un neorganiskās vielas(kaļķakmens, cepamā soda un utt.).

Ogleklis ir plaši izplatīts, bet tā saturs zemes garozā ir tikai 0,19%.

Ogleklis tiek plaši izmantots vienkāršu vielu veidā. Papildus dārgakmeņiem dimantiem, kas ir rotaslietu priekšmets, liela nozīme ir rūpnieciskie dimanti - slīpēšanas un griezējinstrumentu ražošanai.

Ogles un citas oglekļa amorfās formas izmanto atkrāsošanai, attīrīšanai, gāzu adsorbcijai un tehnoloģiju jomās, kur nepieciešami adsorbenti ar attīstītu virsmu. Karbīdiem, oglekļa savienojumiem ar metāliem, kā arī ar boru un silīciju (piemēram, Al 4 C 3, SiC, B 4 C) ir raksturīga augsta cietība, un tos izmanto abrazīvu un griezējinstrumentu ražošanā. Ogleklis ir daļa no tēraudiem un sakausējumiem elementārā stāvoklī un karbīdu veidā. Tērauda lējumu virsmas piesātināšana ar oglekli augstā temperatūrā (cementēšana) ievērojami palielina virsmas cietību un nodilumizturību. Skatīt arī SAKAUSĒJUMI.

Dabā ir daudz dažādu grafīta formu; daži ir iegūti mākslīgi; Ir amorfas formas (piemēram, kokss un kokogles). Ogļūdeņražus sadedzinot bez skābekļa, veidojas sodrēji, kaulu ogle, lampas melnais un acetilēna melnais. Tā saucamais balts ogleklis ko iegūst, sublimējot pirolītisku grafītu zem pazemināta spiediena – tie ir sīki caurspīdīgi grafīta lapu kristāliņi ar smailām malām.

Vēsturiska atsauce.

Grafīts, dimants un amorfs ogleklis ir zināmi kopš senatnes. Jau sen zināms, ka grafītu var izmantot citu materiālu apzīmēšanai, un pats nosaukums “grafīts”, kas cēlies no grieķu vārda, kas nozīmē “rakstīt”, ierosināja A. Verners 1789. gadā. Tomēr grafīta vēsture ir sarežģīta; vielas ar līdzīgām ārējām fizikālajām īpašībām bieži tika sajauktas ar to, piemēram, molibdenīts (molibdēna sulfīds), kas savulaik tika uzskatīts par grafītu. Citi grafīta nosaukumi ir “melnais svins”, “dzelzs karbīds” un “sudraba svins”. 1779. gadā K. Šēle konstatēja, ka grafītu var oksidēt ar gaisu, veidojot oglekļa dioksīds.

Dimanti pirmo reizi tika izmantoti Indijā, un Brazīlijā dārgakmeņi kļuva komerciāli nozīmīgi 1725. gadā; atradnes Dienvidāfrikā tika atklātas 1867. 20. gs. Galvenie dimantu ražotāji ir Dienvidāfrika, Zaira, Botsvāna, Namībija, Angola, Sjerraleone, Tanzānija un Krievija. Mākslīgie dimanti, kuru tehnoloģija tika radīta 1970. gadā, tiek ražoti rūpnieciskiem nolūkiem.

Allotropija.

Ja vielas struktūrvienības (atomi vienatomiskajiem elementiem vai molekulas poliatomiskajiem elementiem un savienojumiem) spēj apvienoties viena ar otru vairāk nekā vienā kristāliskā formā, šo parādību sauc par alotropiju. Ogleklim ir trīs allotropas modifikācijas: dimants, grafīts un fullerēns. Dimantā katram oglekļa atomam ir 4 tetraedriski izvietoti kaimiņi, kas veido kubisku struktūru (1. att., A). Šī struktūra atbilst maksimālajai saites kovalencei, un visi 4 katra oglekļa atoma elektroni veido augstas stiprības C–C saites, t.i. Konstrukcijā nav vadītspējas elektronu. Tāpēc dimantu raksturo tā vadītspējas trūkums, zema siltumvadītspēja un augsta cietība; tā ir cietākā zināmā viela (2. att.). C-C saites pārraušanai (saites garums 1,54 Å, tātad kovalentais rādiuss 1,54/2 = 0,77 Å) tetraedriskā struktūrā ir nepieciešams liels enerģijas daudzums, tāpēc dimantam kopā ar izcilu cietību ir raksturīga augsta kušanas temperatūra (3550 °). C).

Vēl viena alotropiskā oglekļa forma ir grafīts, kura īpašības ļoti atšķiras no dimanta. Grafīts ir mīksta melna viela, kas izgatavota no viegli nolobāmiem kristāliem, kam raksturīga laba elektrovadītspēja ( elektriskā pretestība 0,0014 omi cm). Tāpēc grafītu izmanto loka lampās un krāsnīs (3. att.), kurās nepieciešams radīt augstas temperatūras. Augstas tīrības pakāpes grafīts tiek izmantots kodolreaktoros kā neitronu moderators. Tā kušanas temperatūra plkst augsts asinsspiediens vienāds ar 3527° C. Normālā spiedienā grafīts sublimējas (pāriet no cietas vielas uz gāzi) 3780° C temperatūrā.

Grafīta struktūra (1. att., b) ir kausētu sešstūra gredzenu sistēma, kuras saites garums ir 1,42 Å (daudz īsāks nekā dimantam), bet katram oglekļa atomam ir trīs (nevis četras, kā dimantā) kovalentās saites ar trim kaimiņiem un ceturtā saite ( 3,4 Å) ir pārāk garš kovalentai saitei un vāji saista paralēlos grafīta slāņus viens ar otru. Tas ir ceturtais oglekļa elektrons, kas nosaka grafīta siltumvadītspēju un elektrovadītspēju – šī garākā un mazāk spēcīgā saite veido mazāku grafīta kompaktumu, kas atspoguļojas tā zemākā cietībā, salīdzinot ar dimantu (grafīta blīvums 2,26 g/cm 3, dimants - 3,51 g/cm3). Tā paša iemesla dēļ grafīts ir slidens uz tausti un viegli atdala vielas pārslas, tāpēc to izmanto smērvielu un zīmuļu pievadu izgatavošanai. Svinam līdzīgais svina spīdums galvenokārt ir saistīts ar grafīta klātbūtni.

Oglekļa šķiedrām ir augsta izturība, un tās var izmantot viskozes vai citu augstas oglekļa satura dzijas izgatavošanai.

Plkst augstspiediena un temperatūra katalizatora, piemēram, dzelzs, klātbūtnē grafīts var pārveidoties par dimantu. Šis process tiek īstenots mākslīgo dimantu rūpnieciskai ražošanai. Dimanta kristāli aug uz katalizatora virsmas. Grafīta-dimanta līdzsvars pastāv pie 15 000 atm un 300 K vai pie 4000 atm un 1500 K. Mākslīgos dimantus var iegūt arī no ogļūdeņražiem.

Pie amorfajām oglekļa formām, kas neveido kristālus, pieder kokogles, ko iegūst, karsējot koksni, nepiekļūstot gaisam, lampai un gāzes sodrējiem, kas veidojas ogļūdeņražu sadegšanas laikā zemā temperatūrā ar gaisa trūkumu un kondensējas uz auksta virsma, kaulu ogle – kalcija fosfāta piejaukums iznīcināšanas procesā kaulu audi, kā arī ogles (dabiska viela ar piemaisījumiem) un kokss, sausais atlikums, ko iegūst, koksējot kurināmo, ogļu vai naftas atlikumu (bitumena ogļu) sausā destilācijā, t.i. apkure bez gaisa piekļuves. Koksu izmanto čuguna kausēšanai, kā arī melnajā un krāsainā metalurģijā. Koksēšanas laikā veidojas arī gāzveida produkti - koksa gāze (H 2, CH 4, CO u.c.) un ķīmiskie produkti, kas ir izejvielas benzīna, krāsu, mēslošanas līdzekļu ražošanai, zāles, plastmasas utt. Galvenā koksa ražošanas aparāta - koksa krāsns - diagramma ir parādīta attēlā. 3.

Dažādiem akmeņogļu un kvēpu veidiem ir attīstīta virsma, tāpēc tos izmanto kā adsorbentus gāzu un šķidrumu attīrīšanai, kā arī kā katalizatorus. Lai iegūtu dažādas oglekļa formas, tās izmanto īpašas metodesķīmiskā tehnoloģija. Mākslīgais grafīts tiek iegūts, kalcinējot antracītu vai naftas koksu starp oglekļa elektrodiem 2260 ° C temperatūrā (Acheson process), un to izmanto smērvielu un elektrodu ražošanā, jo īpaši metālu elektrolītiskajai ražošanai.

Oglekļa atoma uzbūve.

Stabilākā oglekļa izotopa, masas 12 (98,9% pārpilnība) kodolā ir 6 protoni un 6 neitroni (12 nukleoni), kas sakārtoti trīs kvartetos, no kuriem katrs satur 2 protonus un divus neitronus, līdzīgi kā hēlija kodols. Vēl viens stabils oglekļa izotops ir 13 C (apmēram 1,1%), un dabā nelielā daudzumā pastāv nestabils izotops 14 C ar pussabrukšanas periodu 5730 gadi, b- starojums. Visi trīs izotopi piedalās normālā dzīvās vielas oglekļa ciklā CO 2 veidā. Pēc dzīva organisma nāves oglekļa patēriņš apstājas un C saturošus objektus var datēt, izmērot 14 C radioaktivitātes līmeni. b-14 CO 2 starojums ir proporcionāls laikam, kas pagājis kopš nāves. 1960. gadā V. Libijam tika piešķirta Nobela prēmija par pētījumiem ar radioaktīvo oglekli.

Pamatstāvoklī 6 oglekļa elektroni veido elektronu konfigurāciju 1 s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 0 . Četri otrā līmeņa elektroni ir valence, kas atbilst oglekļa pozīcijai periodiskās tabulas IVA grupā ( cm. ELEMENTU PERIODISKĀ SISTĒMA). Tā kā elektrona atdalīšanai no atoma gāzes fāzē ir nepieciešama liela enerģija (apm. 1070 kJ/mol), ogleklis neveido jonu saites ar citiem elementiem, jo ​​tas prasītu elektrona atdalīšanu, lai izveidotu pozitīvu jonu. Tā kā elektronegativitāte ir 2,5, ogleklis neuzrāda spēcīgu elektronu afinitāti un attiecīgi nav aktīvs elektronu akceptors. Tāpēc nav tendence veidot daļiņu ar negatīvs lādiņš. Bet daži oglekļa savienojumi pastāv ar daļēji jonu saites raksturu, piemēram, karbīdi. Savienojumos oglekļa oksidācijas pakāpe ir 4. Lai četri elektroni varētu piedalīties saišu veidošanā, ir nepieciešams savienot pārī 2. s-elektroni un viena no šiem elektroniem lēciens par 2 p z-orbitāls; šajā gadījumā veidojas 4 tetraedriskas saites ar leņķi starp tām 109°. Savienojumos oglekļa valences elektroni no tā tiek izņemti tikai daļēji, tāpēc ogleklis veido spēcīgas kovalentās saites starp blakus esošajiem C–C atomiem, izmantojot kopīgu elektronu pāri. Šādas saites pārrāvuma enerģija ir 335 kJ/mol, savukārt Si–Si saitei tā ir tikai 210 kJ/mol, tāpēc garās –Si–Si– ķēdes ir nestabilas. Saites kovalentā daba tiek saglabāta pat ļoti reaģējošu halogēnu savienojumos ar oglekli, CF 4 un CCl 4. Oglekļa atomi spēj ziedot vairāk nekā vienu elektronu no katra oglekļa atoma, lai izveidotu saiti; Tādā veidā veidojas dubultās C=C un trīskāršās CєC saites. Arī citi elementi veido saites starp saviem atomiem, bet tikai ogleklis spēj veidoties garas ķēdes. Tāpēc ogleklim ir zināmi tūkstošiem savienojumu, ko sauc par ogļūdeņražiem, kuros ogleklis ir saistīts ar ūdeņradi un citiem oglekļa atomiem, veidojot garas ķēdes vai gredzena struktūras. Cm. ORGANISKĀ ĶĪMIJA.

Šajos savienojumos ir iespējams aizstāt ūdeņradi ar citiem atomiem, visbiežāk ar skābekli, slāpekli un halogēniem, veidojot dažādus organiskos savienojumus. Starp tiem svarīgi ir fluorogļūdeņraži - ogļūdeņraži, kuros ūdeņradis ir aizstāts ar fluoru. Šādi savienojumi ir ārkārtīgi inerti, un tos izmanto kā plastmasu un smērvielas (fluorogļūdeņraži, t.i., ogļūdeņraži, kuros visi ūdeņraža atomi ir aizstāti ar fluora atomiem) un kā zemas temperatūras aukstumvielas (hlorfluorogļūdeņraži vai freoni).

80. gados ASV fiziķi atklāja ļoti interesanti savienojumi ogleklis, kurā oglekļa atomi ir savienoti 5- vai 6-gonos, veidojot C60 molekulu dobas bumbas formā ar perfektu futbola bumbas simetriju. Tā kā šis dizains ir amerikāņu arhitekta un inženiera Bakminstera Fullera izgudrotā “ģeodēziskā kupola” pamatā, jauna klase savienojumus sauca par "buckminsterfullerenes" vai "fullerenes" (un arī īsāk - "phasyballs" vai "buckyballs"). Fullerēni - trešā tīra oglekļa modifikācija (izņemot dimantu un grafītu), kas sastāv no 60 vai 70 (vai pat vairāk) atomiem - tika iegūti, lāzera starojumam iedarbojoties uz mazākajām oglekļa daļiņām. Sarežģītākas formas fullerēni sastāv no vairākiem simtiem oglekļa atomu. C molekulas diametrs ir 60 ~ 1 nm. Šādas molekulas centrā ir pietiekami daudz vietas, lai ievietotu lielu urāna atomu.

Standarta atomu masa.

1961. gadā Starptautiskā tīrās un lietišķās ķīmijas savienība (IUPAC) un fizikas pieņēma oglekļa izotopa 12 C masu kā atomu masas vienību, atceļot iepriekš pastāvošo atomu masu skābekļa skalu. Atomu masa ogleklis šajā sistēmā ir 12,011, jo tas ir vidējais rādītājs trim dabiskajiem oglekļa izotopiem, ņemot vērā to pārpilnību dabā. Cm. ATOMMASA.

Oglekļa un dažu tā savienojumu ķīmiskās īpašības.

Dažas fiziskas un Ķīmiskās īpašības ogleklis ir doti rakstā ĶĪMISKIE ELEMENTI. Oglekļa reaktivitāte ir atkarīga no tā modifikācijas, temperatūras un dispersijas. Plkst zemas temperatūras visas oglekļa formas ir diezgan inertas, bet sildot tās oksidējas ar atmosfēras skābekli, veidojot oksīdus:

Smalki izkliedētais ogleklis skābeklī var eksplodēt sildot vai no dzirksteles. Papildus tiešai oksidācijai ir arī vairāk modernas metodes oksīdu iegūšana.

Oglekļa suboksīds

C 3 O 2 veidojas, dehidratējot malonskābi virs P 4 O 10:

C 3 O 2 ir slikta smaka, viegli hidrolizējas, atkal veidojot malonskābi.

Oglekļa (II) monoksīds CO veidojas jebkuras oglekļa modifikācijas oksidēšanas laikā skābekļa trūkuma apstākļos. Reakcija ir eksotermiska, izdalās 111,6 kJ/mol. Kokss reaģē ar ūdeni baltā karstuma temperatūrā: C + H 2 O = CO + H 2 ; parādās gāzes maisījums sauc par "ūdens gāzi" un ir gāzveida degviela. CO veidojas arī nepilnīgas naftas produktu sadegšanas laikā; ievērojamos daudzumos tas ir atrodams automašīnu izplūdes gāzēs; to iegūst skudrskābes termiskās disociācijas laikā:

Oglekļa oksidācijas pakāpe CO ir +2, un, tā kā ogleklis ir stabilāks oksidācijas stāvoklī +4, CO viegli oksidējas ar skābekli līdz CO 2: CO + O 2 → CO 2, šī reakcija ir ļoti eksotermiska (283 kJ). /mol). CO izmanto rūpniecībā maisījumā ar H2 un citām uzliesmojošām gāzēm kā degvielu vai gāzveida reducētāju. Sildot līdz 500°C, CO manāmā mērā veido C un CO 2, bet 1000°C temperatūrā līdzsvars iestājas pie zemām CO 2 koncentrācijām. CO reaģē ar hloru, veidojot fosgēnu - COCl 2, reakcijas ar citiem halogēniem notiek līdzīgi, reakcijā ar sēra karbonilsulfīdu iegūst COS, ar metāliem (M) CO veido dažāda sastāva karbonilgrupas M(CO) x, kas ir sarežģīti savienojumi. Dzelzs karbonils veidojas, kad asins hemoglobīns reaģē ar CO, novēršot hemoglobīna reakciju ar skābekli, jo dzelzs karbonils ir spēcīgāks savienojums. Tā rezultātā tiek bloķēta hemoglobīna kā skābekļa nesēja funkcija šūnām, kuras pēc tam mirst (un galvenokārt tiek ietekmētas smadzeņu šūnas). (Līdz ar to arī cits CO nosaukums – “oglekļa monoksīds”). Jau 1% (tilp.) CO gaisā ir bīstams cilvēkiem, ja viņi šādā atmosfērā atrodas ilgāk par 10 minūtēm. Dažas CO fizikālās īpašības ir norādītas tabulā.

Oglekļa dioksīds vai oglekļa monoksīds (IV) CO 2 veidojas, sadegot elementāram ogleklim skābekļa pārpalikumā, izdalot siltumu (395 kJ/mol). CO 2 (triviālais nosaukums ir “oglekļa dioksīds”) veidojas arī pilnīgas CO, naftas produktu, benzīna, eļļu un citu organisko savienojumu oksidēšanās laikā. Karbonātus izšķīdinot ūdenī, hidrolīzes rezultātā izdalās arī CO 2:

Šo reakciju bieži izmanto laboratorijas praksē, lai iegūtu CO 2 . Šo gāzi var iegūt arī, kalcinējot metālu bikarbonātus:

pārkarsēta tvaika gāzes fāzes mijiedarbības laikā ar CO:

sadedzinot ogļūdeņražus un to skābekļa atvasinājumus, piemēram:

Tie oksidējas līdzīgi pārtikas produkti dzīvā organismā ar siltuma un cita veida enerģijas izdalīšanos. Šajā gadījumā oksidēšanās notiek vieglos apstākļos caur starpposmiem, bet gala produkti tas pats - CO 2 un H 2 O, kā, piemēram, cukuru sadalīšanās laikā fermentu ietekmē, jo īpaši glikozes fermentācijas laikā:

Liela mēroga oglekļa dioksīda un metālu oksīdu ražošanu rūpniecībā veic, termiski sadalot karbonātus:

CaO lielos daudzumos izmanto cementa ražošanas tehnoloģijā. Karbonātu termiskā stabilitāte un siltuma patēriņš to sadalīšanai saskaņā ar šo shēmu palielinās sērijā CaCO 3 ( Skatīt arī UGUNSDROŠĪBAS UN UGUNSAIZSARDZĪBA).

Oglekļa oksīdu elektroniskā struktūra.

Jebkura oglekļa monoksīda elektronisko struktūru var aprakstīt ar trim vienlīdz iespējamām shēmām ar dažādu elektronu pāru izvietojumu - trīs rezonanses formām:

Visiem oglekļa oksīdiem ir lineāra struktūra.

Ogļskābe.

Kad CO 2 reaģē ar ūdeni, veidojas ogļskābe H 2 CO 3. Piesātinātā CO 2 šķīdumā (0,034 mol/l) tikai dažas molekulas veido H 2 CO 3, un lielākā daļa CO 2 ir hidratētā stāvoklī CO 2 CHH 2 O.

Karbonāti.

Karbonāti veidojas metālu oksīdu mijiedarbībā ar CO 2, piemēram, Na 2 O + CO 2 Na 2 CO 3.

Izņemot sārmu metālu karbonātus, pārējie praktiski nešķīst ūdenī, un kalcija karbonāts daļēji šķīst ogļskābē vai CO 2 šķīdumā ūdenī zem spiediena:

Šie procesi notiek gruntsūdeņos, kas plūst cauri kaļķakmens slānim. Apstākļos zems spiediens un iztvaikojot no gruntsūdeņiem, kas satur Ca(HCO 3) 2, CaCO 3 nogulsnējas. Tā alās aug stalaktīti un stalagmīti. Šo interesanto ģeoloģisko veidojumu krāsa ir izskaidrojama ar piemaisījumu klātbūtni dzelzs, vara, mangāna un hroma jonu ūdeņos. Oglekļa dioksīds reaģē ar metālu hidroksīdiem un to šķīdumiem, veidojot bikarbonātus, piemēram:

CS 2 + 2Cl 2 ® CCl 4 + 2S

CCl 4 tetrahlorīds ir neuzliesmojoša viela, ko izmanto kā šķīdinātāju ķīmiskās tīrīšanas procesos, taču nav ieteicams to izmantot kā liesmas slāpētāju, jo augstā temperatūrā veidojas toksisks fosgēns (gāzveida toksiska viela). Arī pats CCl 4 ir indīgs un, ja tiek ieelpots ievērojamā daudzumā, var izraisīt aknu saindēšanos. CCl 4 veidojas arī fotoķīmiskā reakcijā starp metānu CH 4 un Cl 2; šajā gadījumā ir iespējama metāna nepilnīgas hlorēšanas produktu - CHCl 3, CH 2 Cl 2 un CH 3 Cl - veidošanās. Līdzīgi notiek reakcijas ar citiem halogēniem.

Grafīta reakcijas.

Grafīts kā oglekļa modifikācija, kam raksturīgi lieli attālumi starp sešstūra gredzenu slāņiem, nonāk neparastās reakcijās, piemēram, starp slāņiem iekļūst sārmu metāli, halogēni un daži sāļi (FeCl 3), veidojot tādus savienojumus kā KC 8, KC. 16 (ko sauc par intersticiālu, iekļaušanu vai klatrātiem). Spēcīgi oksidētāji, piemēram, KClO 3 skābā vidē (sērskābe vai slāpekļskābe) veido vielas ar lielu kristāliskā režģa tilpumu (līdz 6 Å starp slāņiem), kas izskaidrojams ar skābekļa atomu ievadīšanu un savienojumu veidošanos. uz kuras virsmas oksidēšanās rezultātā veidojas karboksilgrupas (–COOH) ) – tādi savienojumi kā oksidēts grafīts vai mellīta (benzolheksakarbonskābe) C 6 (COOH) 6. Šajos savienojumos C:O attiecība var mainīties no 6:1 līdz 6:2,5.

Karbīdi.

Ogleklis ar metāliem, boru un silīciju veido dažādus savienojumus, ko sauc par karbīdiem. Aktīvākie metāli (IA–IIIA apakšgrupas) veido sāļiem līdzīgus karbīdus, piemēram, Na 2 C 2, CaC 2, Mg 4 C 3, Al 4 C 3. Rūpniecībā kalcija karbīdu iegūst no koksa un kaļķakmens, izmantojot šādas reakcijas:

Karbīdi nav elektriski vadoši, gandrīz bezkrāsaini, hidrolizējas, veidojot, piemēram, ogļūdeņražus

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

Acetilēns C 2 H 2, kas veidojas reakcijas rezultātā, kalpo kā izejmateriāls daudzu organisko vielu ražošanā. Šis process ir interesants, jo tas atspoguļo pāreju no neorganiskām izejvielām uz organisko savienojumu sintēzi. Karbīdus, kas hidrolīzes laikā veido acetilēnu, sauc par acetilēnīdiem. Silīcija un bora karbīdos (SiC un B 4 C) saite starp atomiem ir kovalenta. Pārejas metāli (B apakšgrupu elementi), karsējot ar oglekli, metāla virsmas plaisās veido arī mainīga sastāva karbīdus; saite tajos ir tuva metāliskai. Daži šāda veida karbīdi, piemēram, WC, W 2 C, TiC un SiC, izceļas ar augstu cietību un ugunsizturību, un tiem ir laba elektrovadītspēja. Piemēram, NbC, TaC un HfC ir ugunsizturīgākās vielas (temp. = 4000–4200° C), diniobija karbīds Nb 2 C ir supravadītājs 9,18 K temperatūrā, TiC un W 2 C pēc cietības ir tuvu dimantam un cietība B. 4 C (dimanta strukturālais analogs) ir 9,5 pēc Mosa skalas ( cm. rīsi. 2). Inerti karbīdi veidojas, ja pārejas metāla rādiuss

Oglekļa slāpekļa atvasinājumi.

Šajā grupā ietilpst urīnviela NH 2 CONH 2 - slāpekļa mēslojums, ko izmanto šķīduma veidā. Karbamīdu iegūst no NH 3 un CO 2, karsējot zem spiediena:

Ciānogēnam (CN) 2 ir daudzas īpašības, kas līdzīgas halogēniem, un to bieži sauc par pseidohalogēnu. Cianīdu iegūst, viegli oksidējot cianīda jonu ar skābekli, ūdeņraža peroksīdu vai Cu 2+ jonu: 2CN – ® (CN) 2 + 2e.

Cianīda jons, būdams elektronu donors, viegli veido sarežģītus savienojumus ar pārejas metālu joniem. Tāpat kā CO, cianīda jons ir inde, kas dzīvā organismā saista vitāli svarīgus dzelzs savienojumus. Cianīda komplekso jonu vispārējā formula ir –0,5 x, Kur X– metāla (kompleksu veidotāja) koordinācijas skaitlis, kas empīriski vienāds ar divkāršu metāla jona oksidācijas pakāpi. Šādu kompleksu jonu piemēri ir (dažu jonu struktūra ir norādīta zemāk) tetracianokelāta (II) jons 2–, heksacianoferāts (III) 3–, diciānoargentāts:

Karbonili.

Oglekļa monoksīds spēj tieši reaģēt ar daudziem metāliem vai metālu joniem, veidojot sarežģītus savienojumus, ko sauc par karbonilgrupām, piemēram, Ni(CO) 4, Fe(CO) 5, Fe 2 (CO) 9, 3, Mo(CO) 6, 2 . Saikne šajos savienojumos ir līdzīga iepriekš aprakstītajai saitei ciānkompleksos. Ni(CO) 4 ir gaistoša viela, ko izmanto niķeļa atdalīšanai no citiem metāliem. Čuguna un tērauda struktūras pasliktināšanās konstrukcijās bieži ir saistīta ar karbonilu veidošanos. Ūdeņradis var būt daļa no karbonilgrupām, veidojot karbonilhidrīdus, piemēram, H 2 Fe (CO) 4 un HCo (CO) 4 skābes īpašības un reaģē ar sārmu:

H 2 Fe(CO) 4 + NaOH → NaHFe(CO) 4 + H 2 O

Ir zināmi arī karbonilhalogenīdi, piemēram, Fe(CO)X 2, Fe(CO) 2 X 2, Co(CO)I 2, Pt(CO)Cl 2, kur X ir jebkurš halogēns.

Ogļūdeņraži.

Ir zināms milzīgs skaits oglekļa-ūdeņraža savienojumu

Ogleklis, iespējams, ir galvenais un pārsteidzošākais ķīmiskais elements uz Zemes, jo ar tā palīdzību veidojas milzīgs daudzums dažādu savienojumu, gan neorganisku, gan organisku. Ogleklis ir visu dzīvo būtņu pamatā; mēs varam teikt, ka ogleklis kopā ar ūdeni un skābekli ir mūsu planētas dzīvības pamats! Ogleklim ir dažādas formas, kas nav līdzīgas ne to fizikāli ķīmisko īpašību, ne pēc būtības izskats. Bet tas viss ir ogleklis!

Oglekļa atklāšanas vēsture

Ogleklis cilvēcei ir zināms kopš seniem laikiem. Grafītu un ogles izmantoja senie grieķi, un dimantus izmantoja Indijā. Tiesa, pēc izskata līdzīgi savienojumi bieži tika sajaukti ar grafītu. Tomēr senos laikos grafītu plaši izmantoja, īpaši rakstīšanai. Pat tā nosaukums cēlies no grieķu vārda "grapho" - "es rakstu". Grafītu tagad izmanto zīmuļos. Brazīlijā dimantus pirmo reizi sāka tirgot 18. gadsimta pirmajā pusē, kopš tā laika ir atklātas daudzas atradnes, un 1970. gadā tika izstrādāta tehnoloģija dimantu mākslīgai ražošanai. Šādi mākslīgie dimanti tiek izmantoti rūpniecībā, savukārt dabīgie tiek izmantoti juvelierizstrādājumos.

Ogleklis dabā

Nozīmīgākais oglekļa daudzums tiek savākts atmosfērā un hidrosfērā oglekļa dioksīda veidā. Atmosfērā ir aptuveni 0,046% oglekļa, un vēl vairāk ir izšķīdināts Pasaules okeānā.

Turklāt, kā mēs redzējām iepriekš, ogleklis ir dzīvo organismu pamats. Piemēram, 70 kg smags cilvēka ķermenis satur aptuveni 13 kg oglekļa! Tas ir tikai vienā cilvēkā! Un ogleklis ir atrodams arī visos augos un dzīvniekos. Tāpēc apsveriet...

Oglekļa cikls dabā

Oglekļa allotropās modifikācijas

Ogleklis ir unikāls ķīmiskais elements, kas veido tā sauktās allotropās modifikācijas jeb, vienkāršāk sakot, dažādas formas. Šīs modifikācijas ir sadalītas kristāliskās, amorfās un klasteru formā.

Kristālu modifikācijām ir regulārs kristāla režģis. Šajā grupā ietilpst: dimants, fullerīts, grafīts, lonsdaleīts, oglekļa šķiedras un caurules. Lielākā daļa oglekļa kristālisko modifikāciju ir pirmajā vietā reitingā "Viscietākie materiāli pasaulē".

Oglekļa alotropās formas: a) lonsdaleīts; b) dimants;
c) grafīts; d) amorfs ogleklis; e) C60 (fullerēns); e) grafēns;
g) vienas sienas nanocaurule

Amorfās formas veido ogleklis ar nelieliem citu vielu piemaisījumiem ķīmiskie elementi. Galvenie šīs grupas pārstāvji: akmeņogles (akmens, koks, aktivēts), kvēpi, antracīts.

Sarežģītākie un augsto tehnoloģiju savienojumi ir oglekļa savienojumi klasteru veidā. Kopas ir īpaša struktūra, kurā oglekļa atomi ir sakārtoti tā, ka tie veido dobu formu, kas no iekšpuses ir piepildīta ar citu elementu, piemēram, ūdens, atomiem. Šajā grupā nav daudz pārstāvju, tajā ietilpst oglekļa nanokoni, astralēni un dikarbons.

Grafīts - dimanta "tumšā puse".

Oglekļa pielietojums

Ogleklim un tā savienojumiem ir liela nozīme cilvēka dzīvē. Galvenie degvielas veidi uz Zemes – dabasgāze un nafta – veidojas no oglekļa. Oglekļa savienojumus plaši izmanto ķīmiskajā un metalurģijas rūpniecībā, celtniecībā, mašīnbūvē un medicīnā. Allotropās modifikācijas dimantu veidā izmanto juvelierizstrādājumos, fullerītu un lonsdaleītu raķešu zinātnē. No oglekļa savienojumiem tiek ražotas dažādas smērvielas mehānismiem, tehniskajam aprīkojumam un daudz kam citam. Pašlaik rūpniecība nevar iztikt bez oglekļa, to izmanto visur!