Organska kemija je kemija ogljikovega atoma. številka organske spojine več desetkrat več kot anorganskih, kar je mogoče le pojasniti lastnosti ogljikovega atoma :

a) je noter sredini lestvice elektronegativnosti in drugo obdobje, zato mu je nedonosno oddati svoje in sprejeti elektrone drugih ljudi ter pridobiti pozitiven ali negativen naboj;

b) posebna zgradba elektronske lupine - Ne elektronskih parov in proste orbitale (obstaja le še en atom s podobno strukturo - vodik, verjetno zato ogljik in vodik tvorita toliko spojin - ogljikovodikov).

Elektronska zgradba ogljikovega atoma

C – 1s 2 2s 2 2p 2 ali 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 0

V grafični obliki:

Ogljikov atom v vzbujenem stanju ima naslednjo elektronsko formulo:

*C – 1s 2 2s 1 2p 3 ali 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1

V obliki celic:

Oblika s- in p-orbital

Atomska orbitala - področje prostora, kjer je najverjetneje najden elektron, z ustreznimi kvantnimi števili.

To je tridimenzionalni "konturni zemljevid" elektronov, v katerem valovna funkcija določa relativno verjetnost, da najdemo elektron na določeni točki orbite.

Relativne velikosti atomskih orbital se povečujejo z večanjem njihovih energij ( glavno kvantno število- n), njihovo obliko in orientacijo v prostoru pa določata kvantni števili l in m. Za elektrone v orbitalah je značilno spinsko kvantno število. Vsaka orbitala lahko vsebuje največ 2 elektrona z nasprotnimi vrtljaji.

Pri tvorjenju vezi z drugimi atomi atom ogljika preoblikuje svojo elektronsko ovojnico tako, da nastanejo najmočnejše vezi in posledično se sprosti čim več energije, sistem pa pridobi največjo stabilnost.

Spreminjanje elektronske ovojnice atoma zahteva energijo, ki se nato kompenzira s tvorbo močnejših vezi.

Transformacija elektronske lupine (hibridizacija) je lahko v glavnem treh vrst, odvisno od števila atomov, s katerimi ogljikov atom tvori vezi.

Vrste hibridizacije:

sp 3 – atom tvori vezi s 4 sosednjimi atomi (tetraedrična hibridizacija):

Elektronska formula sp 3 – hibridnega ogljikovega atoma:

*С –1s 2 2(sp 3) 4 v obliki celic

Vezni kot med hibridnima orbitalama je ~109°.

Stereokemična formula ogljikovega atoma:

sp 2 – Hibridizacija ( valenčno stanje) – atom tvori vezi s 3 sosednjimi atomi (trigonalna hibridizacija):

Elektronska formula sp 2 – hibridnega ogljikovega atoma:

*С –1s 2 2(sp 2) 3 2p 1 v obliki celic

Vezni kot med hibridnima orbitalama je ~120°.

Stereokemična formula sp 2 - hibridnega ogljikovega atoma:

sp– Hibridizacija (valentno stanje) – atom tvori vezi z 2 sosednjima atomoma (linearna hibridizacija):

Elektronska formula sp – hibridnega ogljikovega atoma:

*С –1s 2 2(sp) 2 2p 2 v obliki celic

Vezni kot med hibridnima orbitalama je ~180°.

Stereokemična formula:

S-orbitala je vključena v vse vrste hibridizacije, ker ima minimalno energijo.

Prestrukturiranje elektronskega oblaka omogoča nastanek čim močnejših vezi in minimalno interakcijo atomov v nastali molekuli. pri čemer hibridne orbitale morda niso enake, lahko pa so vezni koti različni, na primer CH 2 Cl 2 in CCl 4

2. Kovalentne vezi v ogljikovih spojinah

Kovalentne vezi, lastnosti, načini in razlogi za nastanek - šolski učni načrt.

Naj vas samo spomnim:

1. Izobraževalne komunikacije med atomi je mogoče obravnavati kot rezultat prekrivanja njihovih atomskih orbital in bolj kot je učinkovito (večji kot je integral prekrivanja), močnejša je vez.

Glede na izračunane podatke se relativni izkoristki prekrivanja atomskih orbital S rel povečajo na naslednji način:

Zato uporaba hibridnih orbital, kot so ogljikove orbitale sp 3, za tvorbo vezi s štirimi vodikovimi atomi povzroči močnejše vezi.

2. Kovalentne vezi v ogljikovih spojinah nastanejo na dva načina:

A)Če se dve atomski orbitali prekrivata vzdolž svojih glavnih osi, se nastala vez imenuje - σ vez.

Geometrija. Ko torej nastanejo vezi z vodikovimi atomi v metanu, se štiri hibridne sp 3 ~ orbitale ogljikovega atoma prekrivajo s s-orbitalami štirih vodikovih atomov in tvorijo štiri enake močne σ vezi, ki se nahajajo pod kotom 109°28" na vsako drugo (standardni tetraedrski kot) Podobna strogo simetrična tetraedrična struktura nastane na primer tudi pri tvorbi CCl 4; če so atomi, ki tvorijo vezi z ogljikom, neenaki, na primer v primeru CH 2 C1 2, bo prostorska struktura nekoliko razlikuje od popolnoma simetričnega, čeprav v bistvu ostaja tetraedričen.

σ dolžina vezi med atomi ogljika je odvisna od hibridizacije atomov in se zmanjša pri prehodu iz sp 3 - hibridizacija v sp. To je razloženo z dejstvom, da je s orbitala bližje jedru kot p orbitala, zato je njen delež v hibridni orbitali krajši, zato je krajša vez, ki nastane.

B) Če dve atomski str - orbitale, ki se nahajajo vzporedno druga z drugo, izvajajo stransko prekrivanje nad in pod ravnino, kjer se nahajajo atomi, potem se nastala vez imenuje - π (pi) -komunikacija

Bočno prekrivanje atomske orbitale je manj učinkovito kot prekrivanje vzdolž glavne osi, torej π - povezave so manj močne kot σ - povezave. To se kaže zlasti v tem, da je energija dvojne vezi ogljik-ogljik manjša od dvakratne energije enojne vezi. Tako je energija vezi C-C v etanu 347 kJ/mol, medtem ko je energija vezi C = C v etenu samo 598 kJ/mol in ne ~ 700 kJ/mol.

Stopnja stranskega prekrivanja dveh atomskih 2p orbital , in s tem moč π -vezi so največje, če sta ogljikova atoma dva in nanju vezani štirje atomi se nahajajo strogo v eni ravnini, torej če so komplanaren , saj so samo v tem primeru atomske 2p orbitale natančno vzporedne druga z drugo in so zato sposobne največjega prekrivanja. Kakršno koli odstopanje od koplanarnega stanja zaradi vrtenja okoli σ - vez, ki povezuje dva atoma ogljika, bo povzročila zmanjšanje stopnje prekrivanja in s tem zmanjšanje trdnosti π -vez, ki tako pomaga ohranjati ravnost molekule.

Rotacija okrog dvojne vezi ogljik-ogljik ni mogoča.

Distribucija π -elektroni nad in pod ravnino molekule pomenijo obstoj področja negativnega naboja, pripravljen na interakcijo z vsemi reagenti s pomanjkanjem elektronov.

Tudi atomi kisika, dušika itd. imajo različna valenčna stanja (hibridizacija), njihovi elektronski pari pa so lahko tako v hibridnih kot v p-orbitalah.

OGLJIK, C, kemični element IV skupine periodnega sistema, atomska teža 12,00, serijska številka 6. Do nedavnega je veljalo, da ogljik nima izotopov; Šele pred kratkim je bilo mogoče s posebej občutljivimi metodami zaznati obstoj izotopa C 13. Karbon je eden od bistveni elementi po svoji razširjenosti, po številčnosti in raznolikosti njegovih spojin, po biološkem pomenu (kot organogen), po obsežni tehnični uporabi samega ogljika in njegovih spojin (kot surovine in kot vir energije za industrijske in gospodinjske potrebe) in končno po svoji vlogi pri razvoju kemijske znanosti. Ogljik v prostem stanju kaže izrazit pojav alotropije, ki je znan že več kot stoletje in pol, a še vedno ni popolnoma raziskan, tako zaradi izredne težave pri pridobivanju ogljika v kemično čisti obliki kot tudi zaradi večine konstant alotropske modifikacije ogljika se zelo razlikujejo glede na morfološke značilnosti njihove strukture, ki jih določajo način in pogoji proizvodnje.

Ogljik tvori dve kristalni obliki - diamant in grafit in je poznan tudi v amorfnem stanju v obliki t.i. amorfni premog. Identiteta slednjega je bila sporna zaradi nedavnih raziskav: premog je bil identificiran z grafitom, pri čemer sta oba obravnavana kot morfološka različica iste oblike - "črni ogljik", in pojasnjena razlika v njunih lastnostih fizična struktura in stopnjo razpršenosti snovi. Vendar pa na samem Zadnje čase pridobljena so bila dejstva, ki potrjujejo obstoj premoga kot posebne alotropne oblike (glej spodaj).

Naravni viri in zaloge ogljika. Po razširjenosti v naravi se ogljik uvršča na 10. mesto med elementi, saj predstavlja 0,013 % atmosfere, 0,0025 % hidrosfere in približno 0,35 % celotne mase zemeljske skorje. Večina ogljika je v obliki kisikovih spojin: atmosferski zrak vsebuje ~800 milijard ton ogljika v obliki CO 2 dioksida; v vodi oceanov in morij - do 50.000 milijard ton ogljika v obliki CO 2, ionov ogljikove kisline in bikarbonatov; v kamninah - netopni karbonati (kalcij, magnezij in druge kovine), sam delež CaCO 3 pa predstavlja ~ 160·10 6 milijard ton ogljika. Te gromozanske zaloge pa ne predstavljajo nobene energijske vrednosti; veliko dragocenejši so gorljivi ogljikovi materiali - fosilni premog, šota, nato nafta, ogljikovodični plini in drugi naravni bitumni. Zaloge teh snovi v zemeljski skorji so prav tako precejšnje: skupna masa ogljika v fosilnih premogih doseže ~6000 milijard ton, v nafti ~10 milijard ton itd. V prostem stanju je ogljik precej redek (diamant in del grafitne snovi). Fosilni premogi vsebujejo skoraj nič prostega ogljika: sestavljeni so iz Ch. prir. visokomolekularne (policiklične) in zelo stabilne spojine ogljika z drugimi elementi (H, O, N, S) še zelo malo raziskane. Ogljikove spojine žive narave (biosfera globus), sintetizirane v rastlinskih in živalskih celicah, se odlikujejo po izjemni raznolikosti lastnosti in količin sestave; najpogostejše snovi v rastlinskem svetu - vlaknine in lignin - igrajo tudi vlogo energijskih virov. Ogljik ohranja stalno porazdelitev v naravi zahvaljujoč neprekinjenemu ciklu, katerega cikel je sestavljen iz sinteze kompleksnih organskih snovi v rastlinskih in živalskih celicah ter povratne razgradnje teh snovi med njihovo oksidativno razgradnjo (gorenje, razpadanje, dihanje), kar vodi do tvorbe CO 2, ki ga ponovno uporabijo rastline za sintezo. Splošna shema tega cikla bi lahko bila predstavljeno v naslednji obliki:

Proizvodnja ogljika. Ogljikove spojine rastlinskega in živalskega izvora so nestabilne pri visokih temperaturah in pri segrevanju na vsaj 150-400 °C brez dostopa zraka razpadejo, sproščajo vodo in hlapne ogljikove spojine ter pustijo trden nehlapen ostanek, bogat z ogljikom in navadno imenovan premog. Ta pirolitični postopek se imenuje pooglenjenje ali suha destilacija in se pogosto uporablja v tehnologiji. Visokotemperaturna piroliza fosilnih premogov, nafte in šote (pri temperaturi 450-1150 °C) vodi do sproščanja ogljika v obliki grafita (koks, retortni premog). Višja kot je temperatura zoglenitve izhodnih materialov, bližje nastali premog ali koks je po sestavi prostemu ogljiku in po lastnostih grafitu.

Amorfni premog, ki nastane pri temperaturah pod 800°C, ne more. obravnavamo kot prosti ogljik, ker vsebuje znatne količine kemično vezanih drugih elementov, Ch. prir. vodik in kisik. Od tehničnih izdelkov so lastnosti najbližje amorfnemu premogu Aktivno oglje in saj. Najčistejši premog je lahko pridobljen z zoglenenjem čistega sladkorja ali piperonala, posebno obdelavo plinskih saj itd. Umetni grafit, pridobljen z elektrotermičnimi sredstvi, je po sestavi skoraj čisti ogljik. Naravni grafit je vedno onesnažen z mineralnimi primesmi in vsebuje tudi določeno količino vezanega vodika (H) in kisika (O); v razmeroma čistem stanju lahko. pridobljeno šele po številnih posebnih obdelavah: mehanski obogatitvi, pranju, obdelavi z oksidanti in žganju pri visoka temperatura dokler hlapne snovi niso popolnoma odstranjene. V karbonski tehnologiji nikoli ne gre za popolnoma čisti ogljik; To ne velja le za naravne surovine ogljika, temveč tudi za produkte njegovega bogatenja, nadgradnje in termične razgradnje (pirolize). Spodaj je vsebnost ogljika v nekaterih materialih, ki vsebujejo ogljik (v %):

Fizikalne lastnosti ogljika. Prosti ogljik je skoraj popolnoma netaljiv, nehlapen in pri običajnih temperaturah netopen v nobenem od znanih topil. Topi se le v nekaterih staljenih kovinah, zlasti pri temperaturah, ki se približujejo vrelišču slednjih: v železu (do 5 %), srebru (do 6 %) | rutenij (do 4%), kobalt, nikelj, zlato in platina. V odsotnosti kisika je ogljik najbolj toplotno odporen material; tekoče stanje za čisti ogljik ni znan, njegova pretvorba v paro pa se začne šele pri temperaturah nad 3000°C. Zato smo določanje lastnosti ogljika izvajali izključno za trdno agregatno stanje. Od ogljikovih modifikacij ima diamant najbolj stalne fizikalne lastnosti; lastnosti grafita v različnih vzorcih (tudi najčistejših) se zelo razlikujejo; Lastnosti amorfnega premoga so še bolj spremenljive. V tabeli so primerjane najpomembnejše fizikalne konstante različnih modifikacij ogljika.

Diamant je tipičen dielektrik, medtem ko imata grafit in ogljik kovinsko električno prevodnost. V absolutni vrednosti se njihova prevodnost spreminja v zelo širokem območju, vendar je pri premogu vedno manjša kot pri grafitih; v grafitih se prevodnost približa pravim kovinam. Toplotna kapaciteta vseh modifikacij ogljika pri temperaturah >1000°C teži k konstantni vrednosti 0,47. Pri temperaturah pod -180 °C postane toplotna kapaciteta diamanta izginotno majhna in pri -27 °C postane praktično nič.

Kemijske lastnosti ogljika. Pri segrevanju nad 1000 °C tako diamant kot premog postopoma prehajata v grafit, ki ga je zato treba obravnavati kot najstabilnejšo (pri visokih temperaturah) monotropno obliko ogljika. Transformacija amorfnega premoga v grafit se očitno začne okoli 800 °C in konča pri 1100 °C (na tej zadnji točki premog izgubi svojo adsorpcijsko aktivnost in sposobnost reaktivacije, njegova električna prevodnost pa se močno poveča in v prihodnosti ostane skoraj nespremenjena). Za prosti ogljik je značilna inertnost pri običajnih temperaturah in pomembna aktivnost pri visokih temperaturah. Kemično najbolj aktiven je amorfni premog, najbolj odporen pa je diamant. Na primer, fluor reagira s premogom pri temperaturi 15 °C, z grafitom šele pri 500 °C, z diamantom pa pri 700 °C. Pri segrevanju na zraku začne porozni premog oksidirati pod 100 °C, grafit pri približno 650 °C, diamant pa nad 800 °C. Pri temperaturah 300 °C in več se premog poveže z žveplom in tvori ogljikov disulfid CS 2. Pri temperaturah nad 1800 °C začne ogljik (premog) medsebojno delovati z dušikom in tvori (v majhnih količinah) cianogen C 2 N 2. Interakcija ogljika z vodikom se začne pri 1200 °C, v temperaturnem območju 1200-1500 °C pa nastane samo metan CH 4; nad 1500°C - mešanica metana, etilena (C 2 H 4) in acetilena (C 2 H 2); pri temperaturah reda 3000 °C dobimo skoraj izključno acetilen. Pri temperaturi električnega obloka se ogljik neposredno spoji s kovinami, silicijem in borom, pri čemer nastanejo ustrezni karbidi. Neposredni ali posredni načini so lahko. Dobili smo spojine ogljika z vsemi znanimi elementi, razen s plini ničelne skupine. Ogljik je nekovinski element, ki kaže nekaj znakov amfoternosti. Ogljikov atom ima premer 1,50 Ᾰ (1Ᾰ = 10 -8 cm) in vsebuje v zunanji krogli 4 valenčne elektrone, ki se enako zlahka oddajo ali dodajo 8; zato je normalna valenca ogljika, tako kisika kot vodika, štiri. V veliki večini svojih spojin je ogljik štirivalenten; Poznamo le majhno število spojin dvovalentnega ogljika (ogljikov monoksid in njegovi acetali, izonitrili, fulminatna kislina in njene soli) in trivalentnega ogljika (tako imenovani »prosti radikal«).

S kisikom tvori ogljik dva običajna oksida: kisli ogljikov dioksid CO2 in nevtralni ogljikov monoksid CO. Poleg tega obstajajo številne ogljikovi suboksidi ki vsebujejo več kot 1 atom C in nimajo tehničnega pomena; Od teh je najbolj znan suboksid sestave C 3 O 2 (plin z vreliščem +7 ° C in tališčem -111 ° C). Prvi produkt zgorevanja ogljika in njegovih spojin je CO 2, ki nastane po enačbi:

C+O 2 = CO 2 +97600 kal.

Tvorba CO pri nepopolnem zgorevanju goriva je posledica sekundarnega redukcijskega procesa; Reducent je v tem primeru sam ogljik, ki pri temperaturah nad 450°C reagira s CO 2 po enačbi:

CO 2 +C = 2СО -38800 kal;

ta reakcija je reverzibilna; nad 950°C postane pretvorba CO 2 v CO skoraj popolna, kar poteka v plinskih pečeh. Energijska redukcijska sposobnost ogljika pri visokih temperaturah se uporablja tudi pri proizvodnji vodnega plina (H 2 O + C = CO + H 2 -28380 cal) in v metalurških procesih za pridobivanje proste kovine iz njegovega oksida. Alotropne oblike ogljika različno reagirajo na delovanje nekaterih oksidantov: na primer mešanica KCIO 3 + HNO 3 sploh ne vpliva na diamant, amorfni premog popolnoma oksidira v CO 2, medtem ko grafit proizvaja aromatske spojine - grafitne kisline. z empirično formulo (C 2 OH) x naprej melitna kislina C6(COOH)6. Spojine ogljika z vodikom - ogljikovodiki - so izjemno številni; iz njih genetsko nastane večina drugih organskih spojin, ki poleg ogljika največkrat vključujejo H, O, N, S in halogene.

Izjemna pestrost organskih spojin, ki jih poznamo do 2 milijona, je posledica nekaterih značilnosti ogljika kot elementa. 1) Za ogljik je značilna močna kemična vez z večino drugih elementov, tako kovinskih kot nekovinskih, zaradi česar tvori z obema dokaj stabilne spojine. Ko se ogljik združuje z drugimi elementi, je zelo malo nagnjen k tvorbi ionov. Večina organskih spojin je homeopolarnega tipa in v normalnih pogojih ne disociirajo; Prekinitev intramolekularnih vezi v njih pogosto zahteva porabo znatne količine energije. Pri presoji moči povezav pa je treba razlikovati; a) absolutna trdnost vezi, merjena termokemično, in b) sposobnost vezi, da se zlomi pod vplivom različnih reagentov; ti dve značilnosti ne sovpadata vedno. 2) Atomi ogljika se z izjemno lahkoto (nepolarno) vežejo med seboj in tvorijo ogljikove verige, odprte ali zaprte. Dolžina takih verig očitno ni predmet nobenih omejitev; Tako so znane precej stabilne molekule z odprtimi verigami iz 64 ogljikovih atomov. Podaljšanje in zapletenost odprtih verig ne vpliva na moč povezave njihovih povezav med seboj ali z drugimi elementi. Med sklenjenimi verigami najlažje nastanejo 6- in 5-členski obroči, čeprav so znane obročaste verige, ki vsebujejo od 3 do 18 ogljikovih atomov. Sposobnost ogljikovih atomov za medsebojno povezovanje dobro pojasnjuje posebne lastnosti grafita in mehanizem procesov zoglenenja; pojasnjuje tudi dejstvo, da ogljik ni znan v obliki dvoatomskih molekul C 2, kar bi lahko pričakovali po analogiji z drugimi lahkimi nekovinskimi elementi (v obliki pare je ogljik sestavljen iz enoatomskih molekul). 3) Zaradi nepolarne narave vezi imajo številne ogljikove spojine kemično inertnost ne samo navzven (počasnost reakcije), ampak tudi navznoter (težave pri intramolekularnih preureditvah). Prisotnost velikih "pasivnih uporov" močno otežuje spontano preoblikovanje nestabilnih oblik v stabilne, kar pogosto zmanjša stopnjo takšne preobrazbe na nič. Rezultat tega je možnost izvedbe veliko število izomerne oblike, skoraj enako stabilne pri navadnih temperaturah.

Alotropija in atomska zgradba ogljika. Rentgenska analiza je omogočila zanesljivo ugotovitev atomske zgradbe diamanta in grafita. Ista raziskovalna metoda je osvetlila vprašanje obstoja še tretje alotropske modifikacije ogljika, ki je v bistvu vprašanje amorfnosti oziroma kristaliničnosti premoga: če je premog amorfna tvorba, potem ne more. ne identificira ne z grafitom ne z diamantom, temveč ga je treba obravnavati kot posebno obliko ogljika, kot posamezno preprosto snov. V diamantu so ogljikovi atomi razporejeni tako, da vsak atom leži v središču tetraedra, katerega oglišča so 4 sosednji atomi; vsak od slednjih je središče drugega podobnega tetraedra; razdalje med sosednjimi atomi so 1,54 Ᾰ (rob elementarne kocke kristalne mreže je 3,55 Ᾰ). Ta struktura je najbolj kompaktna; ustreza visoki trdoti, gostoti in kemični inertnosti diamanta (enakomerna porazdelitev valenčnih sil). Medsebojna povezava ogljikovih atomov v diamantni mreži je enaka kot v molekulah večine organskih spojin maščobne serije (tetraedrski model ogljika). V kristalih grafita so atomi ogljika razporejeni v goste plasti, med seboj oddaljene 3,35-3,41 Ᾰ; smer teh plasti sovpada s cepilnimi ravninami in ravninami drsenja med mehanskimi deformacijami. V ravnini vsake plasti tvorijo atomi mrežo s šesterokotnimi celicami (podjetja); stranica takega šesterokotnika je 1,42-1,45 Ᾰ. V sosednjih slojih šesterokotniki ne ležijo drug pod drugim: njihovo navpično sovpadanje se ponovi šele po dveh slojih v tretjem. Tri vezi vsakega ogljikovega atoma ležijo v isti ravnini in tvorijo kote 120°; 4. vez je usmerjena izmenično v eno ali drugo smer od ravnine do atomov sosednjih plasti. Razdalje med atomi v plasti so strogo konstantne, razdalja med posameznimi plastmi pa je lahko spremenjeno zunanji vplivi: tako se pri stiskanju pod tlakom do 5000 atm zmanjša na 2,9 Ᾰ, ko grafit nabrekne v koncentriranem HNO 3, pa se poveča na 8 Ᾰ. V ravnini ene plasti so ogljikovi atomi vezani homeopolarno (kot v ogljikovodikovih verigah), vendar so vezi med atomi sosednjih plasti precej kovinske narave; to je razvidno iz dejstva, da je električna prevodnost kristalov grafita v smeri, ki je pravokotna na plasti, ~100-krat večja od prevodnosti v smeri plasti. to. grafit ima v eni smeri lastnosti kovine, v drugi pa lastnosti nekovine. Razporeditev ogljikovih atomov v vsaki plasti grafitne mreže je popolnoma enaka kot v molekulah kompleksnih jedrskih aromatskih spojin. Ta konfiguracija dobro pojasnjuje ostro anizotropijo grafita, izjemno razvito cepilnost, antifrikcijske lastnosti in nastanek aromatskih spojin med njegovo oksidacijo. Amorfna modifikacija črnega ogljika očitno obstaja kot samostojna oblika(O. Ruff). Zanjo je najverjetnejša penasta celična struktura, brez vsakršne pravilnosti; stene takih celic tvorijo plasti aktivnih atomov ogljik debel približno 3 atome. V praksi aktivna snov premoga običajno leži pod lupino tesno nameščenih neaktivnih ogljikovih atomov, ki so grafično usmerjeni in je prepredena z vključki zelo majhnih kristalitov grafita. Verjetno ni specifične točke transformacije premog → grafit: med obema modifikacijama poteka neprekinjen prehod, med katerim se naključno natrpana masa C-atomov amorfnega premoga spremeni v pravilno kristalno mrežo grafita. Zaradi svoje naključne razporeditve imajo atomi ogljika v amorfnem premogu največjo preostalo afiniteto, ki (glede na Langmuirjeve ideje o istovetnosti adsorpcijskih sil z valenčnimi silami) ustreza visoki adsorpcijski in katalitični aktivnosti, tako značilni za premog. Atomi ogljika, orientirani v kristalni mreži, porabijo vso svojo afiniteto (pri diamantu) za medsebojno adhezijo oz. večina njega (v grafitu); To ustreza zmanjšanju kemične aktivnosti in adsorpcijske aktivnosti. Pri diamantu je možna adsorpcija le na površini posameznega kristala, pri grafitu pa se lahko pojavi rezidualna valenca na obeh površinah vsake ploščate mreže (v »razpokah« med plastmi atomov), kar potrjuje dejstvo, da je grafit lahko nabrekne v tekočini (HNO 3) in mehanizem njegove oksidacije v grafitno kislino.

Tehnični pomen ogljika. Kar zadeva b. ali m prostega ogljika, pridobljenega v procesih zoglenitve in koksanja, potem njegova uporaba v tehnologiji temelji tako na njegovih kemijskih (inertnost, redukcijska sposobnost) kot fizikalnih lastnostih (toplotna obstojnost, električna prevodnost, adsorpcijska sposobnost). Tako se koks in oglje poleg delne neposredne uporabe kot brezplamensko gorivo uporabljata za proizvodnjo plinastega goriva (generatorskih plinov); v metalurgiji železnih in neželeznih kovin - za redukcijo kovinskih oksidov (Fe, Cu, Zn, Ni, Cr, Mn, W, Mo, Sn, As, Sb, Bi); v kemijski tehnologiji - kot reducent pri proizvodnji sulfidov (Na, Ca, Ba) iz sulfatov, brezvodnih kloridnih soli (Mg, Al), iz kovinskih oksidov, pri proizvodnji topnega stekla in fosforja - kot surovina za proizvodnja kalcijevega karbida, karborunda in drugih karbidov, ogljikovega disulfida itd.; v gradbeništvu - kot toplotnoizolacijski material. Retortni premog in koks služita kot material za elektrode električnih peči, elektrolitskih kopeli in galvanskih celic, za izdelavo obločnih premogov, reostatov, komutatorskih ščetk, talilnih lončkov itd., Pa tudi kot šoba v kemični opremi stolpnega tipa. Poleg zgornjih aplikacij se oglje uporablja za proizvodnjo koncentriranega ogljikovega monoksida, cianidnih soli, za cementacijo jekla, pogosto se uporablja kot adsorbent, kot katalizator za nekatere sintetične reakcije in je nazadnje vključeno v črni smodnik in druge eksplozive. in pirotehnične sestavke.

Analitsko določanje ogljika. Ogljik kvalitativno določimo z zoglenenjem vzorca snovi brez dostopa zraka (kar ni primerno za vse snovi) ali, kar je veliko bolj zanesljivo, z njegovo izčrpno oksidacijo, na primer s kalcinacijo v zmesi z bakrovim oksidom in nastanek CO 2 dokazujemo z navadnimi reakcijami. Za kvantificiranje ogljika se vzorec snovi sežge v atmosferi kisika; nastali CO 2 se zajame z raztopino alkalije in določi z maso ali prostornino z uporabo običajnih metod kvantitativne analize. Ta metoda je primerna za določanje ogljika ne le v organskih spojinah in tehničnem premogu, ampak tudi v kovinah.

V tem članku si bomo ogledali element, ki je del periodnega sistema D.I. Mendelejev, in sicer ogljik. V sodobni nomenklaturi je označen s simbolom C, je vključen v štirinajsto skupino in je "udeleženec" drugega obdobja, ima šesto zaporedno številko in svojo a.u.m. = 12,0107.

Atomske orbitale in njihova hibridizacija

Začnimo si ogledati ogljik z njegovimi orbitalami in njihovo hibridizacijo - njegovimi glavnimi značilnostmi, zaradi katerih še vedno preseneča znanstvenike po vsem svetu. Kakšna je njihova struktura?

Hibridizacija ogljikovega atoma je urejena tako, da valenčni elektroni zavzamejo položaje v treh orbitalah, in sicer: eden je v orbitali 2s, dva pa v orbitali 2p. Zadnji dve od treh orbital med seboj tvorita kot 90 stopinj, orbitala 2s pa ima sferično simetrijo. Vendar pa ta oblika razporeditve obravnavanih orbital ne omogoča razumevanja, zakaj ogljik pri vstopu v organske spojine tvori kote 120, 180 in 109,5 stopinj. Formula za elektronsko zgradbo ogljikovega atoma se izraža v naslednji obliki: (He) 2s 2 2p 2.

Rešitev nastalega protislovja je bila dosežena z uvedbo koncepta hibridizacije atomskih orbital v obtok. Da bi razumeli trikotno, variantno naravo C, je bilo treba ustvariti tri oblike predstavitve o njegovi hibridizaciji. K nastanku in razvoju tega koncepta je največ prispeval Linus Pauling.

Fizične lastnosti

Struktura ogljikovega atoma določa prisotnost številnih določenih fizičnih značilnosti. Atomi tega elementa tvorijo preprosto snov - ogljik, ki ima modifikacije. Spremembe v njeni strukturi lahko dajo nastali snovi različne kvalitativne lastnosti. Razlog za prisotnost velikega števila modifikacij ogljika je njegova sposobnost vzpostavljanja in tvorbe različnih vrst vezi kemijske narave.

Struktura ogljikovega atoma se lahko spreminja, kar mu omogoča določeno število izotopskih oblik. Ogljik, ki ga najdemo v naravi, nastane iz dveh izotopov v stabilnem stanju - 12 C in 13 C - in izotopa z radioaktivnimi lastnostmi - 14 C. Slednji je koncentriran v zgornje plasti zemeljski skorji in v ozračju. Zaradi vpliva kozmičnega sevanja, in sicer njegovih nevtronov, na jedro dušikovih atomov nastane radioaktivni izotop 14 C. Po sredini petdesetih let dvajsetega stoletja je začel padati v okolju kot umetni izdelek, ki je nastal med delovanjem jedrskih elektrarn in zaradi uporabe vodikove bombe. Na procesu razpada 14 C temelji tehnika radiokarbonskega datiranja, ki je našla svojo široko uporabo v arheologiji in geologiji.

Modifikacija ogljika v alotropni obliki

V naravi je veliko snovi, ki vsebujejo ogljik. Človek pri ustvarjanju uporablja strukturo ogljikovega atoma za svoje namene različne snovi, med katerimi so:

1. Kristalni ogljiki (diamanti, ogljikove nanocevke, vlakna in žice, fulereni itd.).
2. amorfna ogljika (aktivno oglje in oglje, različne vrste koks, saje, saje, nanopena in antracit).
3. Skupaste oblike ogljika (dikarboni, nanokoni in astralenske spojine).

Strukturne značilnosti atomske strukture

Elektronska struktura ogljikovega atoma ima lahko različne geometrije, ki so odvisne od stopnje hibridizacije orbital, ki jih ima. Obstajajo 3 glavne vrste geometrije:

1. Tetraedarski - nastane zaradi premika štirih elektronov, od katerih je eden s-elektronov, trije pa pripadajo p-elektronom. Atom C zavzema osrednji položaj v tetraedru in je povezan s štirimi enakovrednimi sigma vezmi z drugimi atomi, ki zasedajo vrh tega tetraedra. Ta geometrijska razporeditev ogljika lahko proizvede alotrope, kot sta diamant in lonsdaleit.
2. Trigonalni - svoj videz dolguje premiku treh orbital, od katerih je ena s- in dve p-. Tu so tri sigma vezi, ki so med seboj v enakovrednem položaju; ležijo v skupni ravnini in med seboj držijo kot 120 stopinj. Prosta p-orbitala se nahaja pravokotno na ravnino sigma vezi. Grafit ima podobno strukturno geometrijo.
3. Diagonala - pojavi se zaradi mešanja s- in p-elektronov (sp hibridizacija). Elektronski oblaki se raztezajo vzdolž splošne smeri in imajo obliko asimetrične bučice. Prosti elektroni ustvarjajo π vezi. Ta geometrijska struktura v ogljiku povzroča videz karbina, posebne oblike modifikacije.

Ogljikovi atomi v naravi

Človek že dolgo razmišlja o strukturi in lastnostih ogljikovega atoma in se uporablja za pridobivanje velikega števila različnih snovi. Atomi tega elementa zaradi svoje edinstvene sposobnosti tvorbe različnih kemičnih vezi in prisotnosti orbitalne hibridizacije ustvarjajo veliko različnih alotropskih modifikacij s sodelovanjem samo enega elementa iz atomov iste vrste - ogljika.

V naravi se ogljik nahaja v zemeljski skorji; je v obliki diamantov, grafita, različnih gorljivih naravnih virov, na primer nafte, antracita, rjavega premoga, skrilavca, šote itd. Je del plinov, ki jih ljudje uporabljajo v energetski industriji. Ogljikov dioksid napolnjuje hidrosfero in atmosfero Zemlje, v zraku ga je do 0,046 %, v vodi pa do šestdesetkrat več.

V človeškem telesu je C v količini približno 21 % in se izloča predvsem z urinom in izdihanim zrakom. Isti element sodeluje v biološkem ciklu, rastline ga absorbirajo in porabijo med procesi fotosinteze.

Atomi ogljika lahko zaradi svoje sposobnosti vzpostavljanja različnih kovalentnih vezi in iz njih gradijo verige in celo cikle ustvarijo ogromno organskih snovi. Poleg tega je ta element del sončne atmosfere, saj je v kombinaciji z vodikom in dušikom.

Lastnosti kemijske narave

Zdaj pa si oglejmo strukturo in lastnosti ogljikovega atoma s kemijskega vidika.

Pomembno je vedeti, da ima ogljik pri normalnih temperaturah inertne lastnosti, pod vplivom visokih temperatur pa lahko pokaže redukcijske lastnosti. Glavna oksidacijska stanja so: + - 4, včasih +2 in tudi +3.

Sodeluje v reakcijah z velikim številom elementov. Lahko reagira z vodo, vodikom, halogeni, alkalijskimi kovinami, kislinami, fluorom, žveplom itd.

Struktura ogljikovega atoma povzroča neverjetno ogromno število snovi, ki so ločene v ločen razred. Takšne spojine se imenujejo organske in temeljijo na C. To je mogoče zaradi lastnosti atomov tega elementa, da tvorijo polimerne verige. Med najbolj znanimi in obsežnimi skupinami so beljakovine (proteini), maščobe, ogljikovi hidrati in ogljikovodikove spojine.

Metode delovanja

Zaradi edinstvene strukture atoma ogljika in njegovih spremljajočih lastnosti se element široko uporablja pri ljudeh, na primer pri izdelavi svinčnikov, taljenju kovinskih lončkov - tukaj se uporablja grafit. Diamanti se uporabljajo kot abrazivi, nakit, svedri itd.

Farmakologija in medicina se ukvarjata tudi z uporabo ogljika v različnih spojinah. Ta element je del jekla, služi kot osnova za vsako organsko snov, sodeluje v procesu fotosinteze itd.

Strupenost elementa

Struktura atoma elementa ogljika vključuje prisotnost nevaren vpliv na živo snov. Ogljik prihaja v svet okoli nas kot posledica izgorevanja premoga v termoelektrarnah, je del plinov, ki jih proizvajajo avtomobili, v primeru premogovega koncentrata itd.

Odstotek vsebnosti ogljika v aerosolih je visok, kar posledično pomeni večanje odstotka obolelih ljudi. Najpogosteje so prizadeta zgornja dihala in pljuča. Nekatere bolezni lahko uvrstimo med poklicne, na primer prašni bronhitis in bolezni skupine pnevmokonioze.

14 C je strupen, moč njegovega vpliva pa določa interakcija sevanja z β-delci. Ta atom je vključen v sestavo bioloških molekul, vključno s tistimi, ki jih najdemo v deoksi- in ribonukleinskih kislinah. Za sprejemljivo količino 14 C v zraku delovnega prostora se šteje 1,3 Bq/l. Največja količina ogljika, ki vstopi v telo med dihanjem, ustreza 3,2*10 8 Bq/leto.

Vsebina članka

OGLJIK, C (karboneum), nekovinski kemijski element skupine IVA (C, Si, Ge, Sn, Pb) periodnega sistema elementov. V naravi ga najdemo v obliki diamantnih kristalov (slika 1), grafita ali fulerena in drugih oblikah ter je del organskih (premog, nafta, živalski in rastlinski organizmi itd.) in anorganske snovi(apnenec, Soda bikarbona in itd.).

Ogljik je zelo razširjen, vendar je njegova vsebnost v zemeljski skorji le 0,19 %.

Ogljik se pogosto uporablja v obliki preprostih snovi. Poleg dragocenih diamantov, ki so predmet nakita, velik pomen imajo industrijske diamante - za izdelavo orodij za brušenje in rezanje.

Oglje in druge amorfne oblike ogljika se uporabljajo za razbarvanje, čiščenje, adsorpcijo plinov in na področjih tehnologije, kjer so potrebni adsorbenti z razvito površino. Za karbide, spojine ogljika s kovinami, pa tudi z borom in silicijem (na primer Al 4 C 3, SiC, B 4 C) je značilna visoka trdota in se uporabljajo za izdelavo abrazivnih in rezalnih orodij. Ogljik je del jekel in zlitin v elementarnem stanju in v obliki karbidov. Nasičenost površine jeklenih ulitkov z ogljikom pri visokih temperaturah (cementacija) bistveno poveča površinsko trdoto in odpornost proti obrabi. Poglej tudi ZLITINE.

V naravi je veliko različnih oblik grafita; nekateri so pridobljeni umetno; Obstajajo amorfne oblike (na primer koks in oglje). Pri zgorevanju ogljikovodikov v odsotnosti kisika nastajajo saje, kostno oglje, svetilna saja in acetilenska saja. Tako imenovani beli ogljik pridobljen s sublimacijo pirolitičnega grafita pod znižanim tlakom – to so drobni prozorni kristali grafitnih lističev s koničastimi robovi.

Zgodovinska referenca.

Grafit, diamant in amorfni ogljik so poznali že v antiki. Že dolgo je znano, da se z grafitom lahko označujejo tudi drugi materiali, samo ime "grafit", ki izhaja iz grške besede, ki pomeni "pisati", je leta 1789 predlagal A. Werner. Vendar pa je zgodovina grafita je zapleten; snovi s podobnimi zunanjimi fizikalnimi lastnostmi so pogosto zamenjevali z njim, kot je molibdenit (molibdenov sulfid), ki je nekoč veljal za grafit. Druga imena za grafit vključujejo "črni svinec", "železov karbid" in "srebrov svinec". Leta 1779 je K. Scheele ugotovil, da se grafit lahko oksidira z zrakom, da nastane ogljikov dioksid.

Diamanti so bili prvič uporabljeni v Indiji, v Braziliji pa so dragulji leta 1725 postali komercialno pomembni; nahajališča v Južni Afriki so odkrili 1867. V 20. st. Glavni proizvajalci diamantov so Južna Afrika, Zaire, Bocvana, Namibija, Angola, Sierra Leone, Tanzanija in Rusija. Umetni diamanti, katerih tehnologija je bila ustvarjena leta 1970, se proizvajajo za industrijske namene.

Alotropija.

Če se lahko strukturne enote snovi (atomi za enoatomske elemente ali molekule za večatomske elemente in spojine) med seboj povezujejo v več kot eno kristalno obliko, ta pojav imenujemo alotropija. Ogljik ima tri alotropske modifikacije: diamant, grafit in fuleren. V diamantu ima vsak ogljikov atom 4 tetraedrično razporejene sosede, ki tvorijo kubično strukturo (slika 1, A). Ta struktura ustreza največji kovalenci vezi in vsi 4 elektroni vsakega ogljikovega atoma tvorijo visoko trdne vezi C–C, tj. V strukturi ni prevodnih elektronov. Zato je za diamant značilno pomanjkanje prevodnosti, nizka toplotna prevodnost in visoka trdota; je najtrša znana snov (slika 2). Prekinitev C–C vezi (dolžina vezi 1,54 Å, torej kovalentni radij 1,54/2 = 0,77 Å) v tetraedrski strukturi zahteva velike količine energije, zato je za diamant poleg izjemne trdote značilno visoko tališče (3550 ° C).

Druga alotropna oblika ogljika je grafit, ki ima zelo drugačne lastnosti od diamanta. Grafit je mehka črna snov iz kristalov, ki se zlahka luščijo, za katero je značilna dobra električna prevodnost ( električni upor 0,0014 Ohm cm). Zato se grafit uporablja v obločnih žarnicah in pečeh (slika 3), v katerih je potrebno ustvariti visoke temperature. Grafit visoke čistosti se uporablja v jedrskih reaktorjih kot moderator nevtronov. Njegovo tališče pri visok krvni pritisk enaka 3527 ° C. Pri normalnem tlaku grafit sublimira (prehaja iz trdnega v plin) pri 3780 ° C.

Struktura grafita (sl. 1, b) je sistem spojenih heksagonalnih obročev z dolžino vezi 1,42 Å (veliko krajša kot pri diamantu), vendar ima vsak atom ogljika tri (in ne štiri, kot pri diamantu) kovalentne vezi s tremi sosedi in četrto vez ( 3,4 Å) je predolg za kovalentno vez in slabo veže vzporedne plasti grafita med seboj. Četrti elektron ogljika je tisti, ki določa toplotno in električno prevodnost grafita - ta daljša in manj močna vez tvori manjšo kompaktnost grafita, kar se odraža v njegovi nižji trdoti v primerjavi z diamantom (gostota grafita 2,26 g/cm 3, diamant - 3,51 g / cm3). Iz istega razloga je grafit spolzek na dotik in zlahka loči kosmiče snovi, zato se uporablja za izdelavo lubrikanta in svinčnikov. Svincu podoben sijaj svinca je predvsem posledica prisotnosti grafita.

Ogljikova vlakna imajo visoko trdnost in se lahko uporabljajo za izdelavo rajona ali druge visokoogljične preje.

pri visok pritisk in temperaturi v prisotnosti katalizatorja, kot je železo, se lahko grafit spremeni v diamant. Ta postopek se uporablja za industrijsko proizvodnjo umetnih diamantov. Diamantni kristali rastejo na površini katalizatorja. Grafitno-diamantno ravnotežje obstaja pri 15.000 atm in 300 K ali pri 4000 atm in 1500 K. Umetne diamante lahko pridobivamo tudi iz ogljikovodikov.

Amorfne oblike ogljika, ki ne tvorijo kristalov, vključujejo oglje, pridobljeno s segrevanjem lesa brez dostopa zraka, žarnice in plinske saje, ki nastanejo pri nizkotemperaturnem zgorevanju ogljikovodikov ob pomanjkanju zraka in kondenzirajo na hladno površino, kostni oglje – primes kalcijevemu fosfatu med procesom uničenja kostno tkivo, pa tudi premog (naravna snov s primesmi) in koks, suhi ostanek, pridobljen s koksanjem goriv s suho destilacijo premoga ali naftnih ostankov (bituminoznih premogov), t.j. ogrevanje brez dostopa zraka. Koks se uporablja za taljenje litega železa ter v črni in barvni metalurgiji. Pri koksanju nastajajo tudi plinasti produkti - koksarni plin (H 2, CH 4, CO itd.) in kemični produkti, ki so surovine za proizvodnjo bencina, barv, gnojil, zdravila, plastike itd. Diagram glavne naprave za proizvodnjo koksa - koksarne - je prikazan na sl. 3.

Različne vrste premoga in saj imajo razvito površino in se zato uporabljajo kot adsorbenti za čiščenje plinov in tekočin ter tudi kot katalizatorji. Za pridobivanje različnih oblik ogljika uporabljajo posebne metode kemijska tehnologija. Umetni grafit se proizvaja s kalciniranjem antracita ali petrolkoksa med ogljikovimi elektrodami pri 2260 °C (postopek Acheson) in se uporablja v proizvodnji maziv in elektrod, zlasti za elektrolitsko proizvodnjo kovin.

Struktura ogljikovega atoma.

Jedro najstabilnejšega izotopa ogljika, mase 12 (98,9 % številčnost), ima 6 protonov in 6 nevtronov (12 nukleonov), razvrščenih v tri kvartete, od katerih vsak vsebuje 2 protona in dva nevtrona, podobno kot helijevo jedro. Drug stabilen izotop ogljika je 13 C (približno 1,1 %), v sledovih pa v naravi obstaja nestabilen izotop 14 C z razpolovno dobo 5730 let, ki ima b- sevanje. Vsi trije izotopi sodelujejo v normalnem kroženju ogljika žive snovi v obliki CO 2 . Po smrti živega organizma se poraba ogljika ustavi in ​​predmete, ki vsebujejo C, je mogoče datirati z merjenjem ravni radioaktivnosti 14 C. Zmanjšaj b-14 CO 2 sevanje je sorazmerno s časom, ki je pretekel od smrti. Leta 1960 je W. Libby prejel Nobelovo nagrado za raziskave radioaktivnega ogljika.

V osnovnem stanju 6 elektronov ogljika tvori elektronsko konfiguracijo 1 s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 0 . Štirje elektroni druge ravni so valentni, kar ustreza položaju ogljika v skupini IVA periodnega sistema ( cm. PERIODNI SISTEM ELEMENTOV). Ker je za odstranitev elektrona iz atoma v plinski fazi potrebna velika energija (približno 1070 kJ/mol), ogljik ne tvori ionskih vezi z drugimi elementi, saj bi to zahtevalo odstranitev elektrona za nastanek pozitivnega iona. Z elektronegativnostjo 2,5 ogljik ne kaže močne elektronske afinitete in zato ni aktiven akceptor elektronov. Zato ni nagnjen k tvorbi delcev z negativni naboj. Toda nekatere ogljikove spojine obstajajo z delno ionsko naravo vezi, na primer karbidi. V spojinah ima ogljik oksidacijsko stanje 4. Da bi štirje elektroni sodelovali pri tvorbi vezi, je potrebno združevanje 2 s-elektronov in skok enega od teh elektronov za 2 p z-orbitalni; v tem primeru nastanejo 4 tetraedrične vezi s kotom med njimi 109°. V spojinah so valenčni elektroni ogljika le delno odvzeti iz njega, tako da ogljik tvori močne kovalentne vezi med sosednjimi atomi C–C z uporabo skupnega elektronskega para. Energija pretrganja takšne vezi je 335 kJ/mol, pri vezi Si–Si pa le 210 kJ/mol, zato so dolge –Si–Si– verige nestabilne. Kovalentna narava vezi se ohrani tudi v spojinah visoko reaktivnih halogenov z ogljikom, CF 4 in CCl 4. Ogljikovi atomi so sposobni oddati več kot en elektron od vsakega ogljikovega atoma, da tvorijo vez; Tako nastanejo dvojne C=C in trojne CєC vezi. Tudi drugi elementi tvorijo vezi med svojimi atomi, vendar jih lahko tvori le ogljik dolge verige. Zato je za ogljik znanih na tisoče spojin, imenovanih ogljikovodiki, v katerih je ogljik vezan na vodik in druge ogljikove atome, da tvorijo dolge verige ali obročaste strukture. Cm. ORGANSKA KEMIJA.

V teh spojinah je možno zamenjati vodik z drugimi atomi, najpogosteje s kisikom, dušikom in halogeni, da nastanejo različne organske spojine. Med njimi so pomembni fluoroogljikovodiki – ogljikovodiki, v katerih je vodik nadomeščen s fluorom. Takšne spojine so izjemno inertne, uporabljajo pa se kot plastika in maziva (fluoroogljikovodiki, tj. ogljikovodiki, v katerih so vsi atomi vodika nadomeščeni z atomi fluora) in kot nizkotemperaturna hladilna sredstva (klorofluoroogljikovodiki ali freoni).

V osemdesetih letih prejšnjega stoletja so ameriški fiziki odkrili zelo zanimive povezave ogljik, v katerem so ogljikovi atomi povezani v 5- ali 6-kotnike, ki tvorijo molekulo C 60 v obliki votle žoge, ki ima popolno simetrijo nogometne žoge. Ker je ta zasnova osnova "geodetske kupole", ki jo je izumil ameriški arhitekt in inženir Buckminster Fuller, nov razred spojine so imenovali "buckminsterfullerenes" ali "fulereni" (in tudi bolj na kratko - "phasyballs" ali "buckyballs"). Fulereni - tretja modifikacija čistega ogljika (razen diamanta in grafita), sestavljena iz 60 ali 70 (ali celo več) atomov - so bili pridobljeni z delovanjem laserskega sevanja na najmanjše delce ogljika. Fulereni kompleksnejših oblik so sestavljeni iz več sto ogljikovih atomov. Premer molekule C je 60 ~ 1 nm. V središču takšne molekule je dovolj prostora za namestitev velikega atoma urana.

Standardna atomska masa.

Leta 1961 je Mednarodna zveza za čisto in uporabno kemijo (IUPAC) in fiziko sprejela maso izotopa ogljika 12 C kot enoto atomske mase in odpravila prej obstoječo kisikovo lestvico atomskih mas. Atomska masa ogljika v tem sistemu je 12,011, saj je povprečje za tri naravne izotope ogljika, upoštevajoč njihovo številčnost v naravi. Cm. ATOMSKA MASA.

Kemijske lastnosti ogljika in nekaterih njegovih spojin.

Nekaj ​​fizičnega in Kemijske lastnosti ogljik so podani v članku KEMIJSKI ELEMENTI. Reaktivnost ogljika je odvisna od njegove modifikacije, temperature in disperzije. pri nizke temperature vse oblike ogljika so precej inertne, vendar jih pri segrevanju oksidira atmosferski kisik in tvori okside:

Fino razpršen ogljik v presežku kisika lahko eksplodira pri segrevanju ali zaradi iskre. Poleg neposredne oksidacije jih je še več sodobne metode pridobivanje oksidov.

Ogljikov suboksid

C 3 O 2 nastane z dehidracijo malonske kisline nad P 4 O 10:

C 3 O 2 ima slab vonj, zlahka hidrolizira in ponovno tvori malonsko kislino.

Ogljikov(II) monoksid CO nastane med oksidacijo katere koli modifikacije ogljika v pogojih pomanjkanja kisika. Reakcija je eksotermna, sprosti se 111,6 kJ/mol. Koks reagira z vodo pri temperaturi bele toplote: C + H 2 O = CO + H 2 ; nastajajoče mešanica plinov imenovan "vodni plin" in je plinasto gorivo. CO nastaja tudi pri nepopolnem zgorevanju naftnih derivatov, v opaznih količinah ga najdemo v avtomobilskih izpuhih, pridobivamo ga pri termični disociaciji mravljinčne kisline:

Oksidacijsko stanje ogljika v CO je +2, in ker je ogljik bolj stabilen v oksidacijskem stanju +4, CO zlahka oksidira s kisikom v CO 2: CO + O 2 → CO 2, ta reakcija je zelo eksotermna (283 kJ /mol). CO se v industriji uporablja v mešanici s H2 in drugimi vnetljivimi plini kot gorivo ali plinasto redukcijsko sredstvo. Pri segrevanju na 500° C tvori CO v opazni meri C in CO 2 , pri 1000° C pa se vzpostavi ravnotežje pri nizkih koncentracijah CO 2 . CO reagira s klorom, pri čemer nastane fosgen - COCl 2, reakcije z drugimi halogeni potekajo podobno, pri reakciji z žveplom dobimo karbonil sulfid COS, s kovinami (M) CO tvori karbonile različnih sestav M (CO) x, ki so kompleksne spojine. Železov karbonil nastane, ko krvni hemoglobin reagira s CO, kar prepreči reakcijo hemoglobina s kisikom, saj je železov karbonil močnejša spojina. Zaradi tega je blokirana funkcija hemoglobina kot prenašalca kisika do celic, ki nato odmrejo (prizadete so predvsem možganske celice). (Od tod tudi drugo ime za CO - "ogljikov monoksid"). Že 1% (vol.) CO v zraku je za človeka nevaren, če je v takem ozračju več kot 10 minut. Nekatere fizikalne lastnosti CO so podane v tabeli.

Ogljikov dioksid ali ogljikov monoksid (IV) CO 2 nastane pri zgorevanju elementarnega ogljika v presežku kisika ob sproščanju toplote (395 kJ/mol). CO 2 (trivialno ime je »ogljikov dioksid«) nastaja tudi pri popolni oksidaciji CO, naftnih derivatov, bencina, olj in drugih organskih spojin. Ko se karbonati raztopijo v vodi, se zaradi hidrolize sprosti tudi CO 2 :

Ta reakcija se pogosto uporablja v laboratorijski praksi za proizvodnjo CO 2 . Ta plin lahko dobimo tudi s kalcinacijo kovinskih bikarbonatov:

med interakcijo pregrete pare s CO v plinski fazi:

pri zgorevanju ogljikovodikov in njihovih kisikovih derivatov, na primer:

Podobno oksidirajo prehrambeni izdelki v živem organizmu s sproščanjem toplotne in drugih vrst energije. V tem primeru pride do oksidacije v blagih pogojih skozi vmesne stopnje, vendar končnih izdelkov enako - CO 2 in H 2 O, kot na primer med razgradnjo sladkorjev pod delovanjem encimov, zlasti med fermentacijo glukoze:

Proizvodnja ogljikovega dioksida in kovinskih oksidov v velikem obsegu poteka v industriji s termično razgradnjo karbonatov:

CaO se v tehnologiji proizvodnje cementa uporablja v velikih količinah. Toplotna stabilnost karbonatov in poraba toplote za njihovo razgradnjo po tej shemi se povečata v seriji CaCO 3 ( Poglej tudi PREPREČEVANJE POŽARA IN VARSTVO PROTI POŽARU).

Elektronska struktura ogljikovih oksidov.

Elektronsko strukturo katerega koli ogljikovega monoksida lahko opišemo s tremi enako verjetnimi shemami z različnimi razporeditvami elektronskih parov - tremi resonančnimi oblikami:

Vsi ogljikovi oksidi imajo linearno strukturo.

Ogljikova kislina.

Pri reakciji CO 2 z vodo nastane ogljikova kislina H 2 CO 3. V nasičeni raztopini CO 2 (0,034 mol/l) le nekatere molekule tvorijo H 2 CO 3, večina CO 2 pa je v hidratiziranem stanju CO 2 CHH 2 O.

karbonati.

Karbonati nastanejo z interakcijo kovinskih oksidov s CO 2, na primer Na 2 O + CO 2 Na 2 CO 3.

Razen karbonatov alkalijskih kovin so ostali praktično netopni v vodi, kalcijev karbonat pa je delno topen v ogljikovi kislini ali raztopini CO 2 v vodi pod pritiskom:

Ti procesi potekajo v podtalnici, ki teče skozi plast apnenca. V pogojih nizek pritisk in izhlapevanjem iz podzemne vode, ki vsebuje Ca(HCO 3) 2, se odlaga CaCO 3 . Tako rastejo stalaktiti in stalagmiti v jamah. Barva teh zanimivih geoloških formacij je razložena s prisotnostjo nečistoč v vodah železovih, bakrovih, manganovih in kromovih ionov. Ogljikov dioksid reagira s kovinskimi hidroksidi in njihovimi raztopinami, da tvori bikarbonate, na primer:

CS 2 + 2Cl 2 ® CCl 4 + 2S

Tetraklorid CCl 4 je negorljiva snov, uporablja se kot topilo v postopkih kemičnega čiščenja, ni pa ga priporočljivo uporabljati kot lovilec plamena, saj pri visokih temperaturah nastaja strupen fosgen (plinasta strupena snov). Tudi sam CCl 4 je strupen in lahko ob vdihavanju v večjih količinah povzroči zastrupitev jeter. CCl 4 nastaja tudi s fotokemično reakcijo med metanom CH 4 in Cl 2; v tem primeru je možen nastanek produktov nepopolnega kloriranja metana - CHCl 3, CH 2 Cl 2 in CH 3 Cl. Reakcije potekajo podobno z drugimi halogeni.

Reakcije grafita.

Grafit kot modifikacija ogljika, za katerega so značilne velike razdalje med plastmi heksagonalnih obročev, vstopa v nenavadne reakcije, na primer alkalijske kovine, halogeni in nekatere soli (FeCl 3) prodrejo med plastmi in tvorijo spojine, kot so KC 8, KC 16 (imenovani intersticijski, inkluzijski ali klatrati). Močni oksidanti, kot je KClO 3, v kislem okolju (žveplova ali dušikova kislina) tvorijo snovi z velikim volumnom kristalne mreže (do 6 Å med plastmi), kar je razloženo z vnosom atomov kisika in tvorbo spojin. na površini katerih zaradi oksidacije nastanejo karboksilne skupine (–COOH) ) – spojine, kot sta oksidirani grafit ali melitna (benzen heksakarboksilna) kislina C 6 (COOH) 6. V teh spojinah lahko razmerje CO:O variira od 6:1 do 6:2,5.

Karbidi.

Ogljik s kovinami, borom in silicijem tvori različne spojine, imenovane karbidi. Najbolj aktivne kovine (podskupine IA–IIIA) tvorijo soli podobne karbide, na primer Na 2 C 2, CaC 2, Mg 4 C 3, Al 4 C 3. V industriji se kalcijev karbid pridobiva iz koksa in apnenca z naslednjimi reakcijami:

Karbidi niso električno prevodni, skoraj brezbarvni, hidrolizirajo in tvorijo ogljikovodike, npr.

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

Acetilen C 2 H 2, ki nastane pri reakciji, služi kot začetni material pri proizvodnji številnih organskih snovi. Ta proces je zanimiv, ker predstavlja prehod od surovin anorganske narave k sintezi organskih spojin. Karbidi, ki pri hidrolizi tvorijo acetilen, se imenujejo acetilenidi. V silicijevih in borovih karbidih (SiC in B 4 C) je vez med atomi kovalentna. Prehodne kovine (elementi B-podskupin) pri segrevanju z ogljikom tvorijo tudi karbide spremenljive sestave v razpokah na kovinski površini; vez v njih je blizu kovinski. Nekateri karbidi te vrste, na primer WC, W 2 C, TiC in SiC, se odlikujejo po visoki trdoti in ognjevzdržnosti ter imajo dobro električno prevodnost. Na primer, NbC, TaC in HfC so najbolj ognjevzdržne snovi (tt = 4000–4200 ° C), diniobijev karbid Nb 2 C je superprevodnik pri 9,18 K, TiC in W 2 C sta po trdoti blizu diamanta, trdota B 4 C (strukturni analog diamanta) je 9,5 po Mohsovi lestvici ( cm. riž. 2). Inertni karbidi nastanejo, če je polmer prehodne kovine

Dušikovi derivati ​​ogljika.

Ta skupina vključuje sečnino NH 2 CONH 2 - dušikovo gnojilo, ki se uporablja v obliki raztopine. Sečnino pridobivamo iz NH 3 in CO 2 s segrevanjem pod pritiskom:

Cianogen (CN) 2 ima številne lastnosti, podobne halogenom, in se pogosto imenuje psevdohalogen. Cianid dobimo z blago oksidacijo cianidnega iona s kisikom, vodikovim peroksidom ali Cu 2+ ionom: 2CN – ® (CN) 2 + 2e.

Cianidni ion, ki je donor elektronov, zlahka tvori kompleksne spojine z ioni prehodnih kovin. Tako kot CO je tudi cianidni ion strup, ki veže vitalne spojine železa v živem organizmu. Cianidni kompleksni ioni imajo splošno formulo –0,5 x, Kje X– koordinacijsko število kovine (kompleksirajočega sredstva), empirično enako dvakratnemu oksidacijskemu stanju kovinskega iona. Primeri takšnih kompleksnih ionov so (struktura nekaterih ionov je podana spodaj) tetracianonikelatni (II) ion 2–, heksacianoferat (III) 3–, dicianoargentat –:

karbonili.

Ogljikov monoksid lahko neposredno reagira s številnimi kovinami ali kovinskimi ioni, pri čemer tvori kompleksne spojine, imenovane karbonili, na primer Ni(CO) 4, Fe(CO) 5, Fe 2 (CO) 9, 3, Mo(CO) 6, 2 . Vezava v teh spojinah je podobna vezavi v zgoraj opisanih ciano kompleksih. Ni(CO) 4 je hlapna snov, ki se uporablja za ločevanje niklja od drugih kovin. Poslabšanje strukture litega železa in jekla v konstrukcijah je pogosto povezano s tvorbo karbonilov. Vodik je lahko del karbonilov, ki tvorijo karbonilne hidride, kot sta H 2 Fe (CO) 4 in HCo (CO) 4, ki kažejo kislinske lastnosti in reagira z alkalijami:

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

Znani so tudi karbonilhalogenidi, na primer Fe(CO)X 2, Fe(CO) 2 X 2, Co(CO)I 2, Pt(CO)Cl 2, kjer je X katerikoli halogen.

Ogljikovodiki.

Poznamo ogromno ogljik-vodikovih spojin

Ogljik je morda glavni in najbolj neverjeten kemični element na Zemlji, saj z njegovo pomočjo nastane ogromna količina različnih spojin, tako anorganskih kot organskih. Ogljik je osnova vseh živih bitij, lahko rečemo, da je ogljik skupaj z vodo in kisikom osnova življenja na našem planetu! Ogljik ima različne oblike, ki si niso podobne niti po fizikalno-kemijskih lastnostih niti po videz. Ampak vse je karbonsko!

Zgodovina odkritja ogljika

Ogljik je človeštvu znan že od antičnih časov. Grafit in premog so uporabljali že stari Grki, diamante pa so našli v Indiji. Res je, na videz podobne spojine so pogosto zamenjali za grafit. Vendar je bil grafit v starih časih zelo razširjen, zlasti za pisanje. Tudi njegovo ime izhaja iz grške besede "grapho" - "pišem". Grafit se zdaj uporablja v svinčnikih. Z diamanti so začeli prvič trgovati v Braziliji v prvi polovici 18. stoletja, od takrat so odkrili številna nahajališča, leta 1970 pa so razvili tehnologijo za umetno pridobivanje diamantov. Takšni umetni diamanti se uporabljajo v industriji, naravni pa v nakitu.

Ogljik v naravi

Največja količina ogljika je zbrana v ozračju in hidrosferi v obliki ogljikovega dioksida. Ozračje vsebuje približno 0,046 % ogljika, še več pa je raztopljenega v Svetovnem oceanu.

Poleg tega, kot smo videli zgoraj, je ogljik osnova živih organizmov. Na primer, 70 kg težko človeško telo vsebuje približno 13 kg ogljika! Samo v eni osebi je! In ogljik najdemo tudi v vseh rastlinah in živalih. Torej razmislite ...

Kroženje ogljika v naravi

Alotropske modifikacije ogljika

Ogljik je edinstven kemični element, ki tvori tako imenovane alotropne modifikacije ali, preprosteje, različne oblike. Te modifikacije delimo na kristalne, amorfne in v obliki grozdov.

Modifikacije kristalov imajo pravilno kristalno mrežo. V to skupino spadajo: diamant, fulerit, grafit, lonsdaleit, ogljikova vlakna in cevi. Velika večina kristalnih modifikacij ogljika je na prvem mestu na lestvici »Najtežji materiali na svetu«.

Alotropne oblike ogljika: a) lonsdaleit; b) diamant;
c) grafit; d) amorfni ogljik; e) C60 (fuleren); e) grafen;
g) enostenske nanocevke

Amorfne oblike tvori ogljik z majhnimi primesmi dr kemični elementi. Glavni predstavniki te skupine: premog (kamen, les, aktiviran), saje, antracit.

Najbolj kompleksne in visokotehnološke spojine so ogljikove spojine v obliki grozdov. Grozdi so posebna struktura, v kateri so atomi ogljika razporejeni tako, da tvorijo votlo obliko, ki je od znotraj napolnjena z atomi drugih elementov, na primer vode. V tej skupini ni veliko predstavnikov, vključuje ogljikove nanokone, astralene in dikarbon.

Grafit - "temna stran" diamanta

Uporaba ogljika

Ogljik in njegove spojine so zelo pomembne v življenju ljudi. Glavni vrsti goriva na Zemlji - zemeljski plin in nafta - nastajata iz ogljika. Ogljikove spojine se pogosto uporabljajo v kemični in metalurški industriji, gradbeništvu, strojništvu in medicini. Alotropske modifikacije v obliki diamantov se uporabljajo v nakitu, fulerit in lonsdaleit pa v raketni znanosti. Iz ogljikovih spojin so izdelana različna maziva za mehanizme, tehnično opremo in še veliko več. Industrija trenutno ne more brez ogljika, uporablja se povsod!