УГЛЕРОД
Углерод (символ С - от латинского Carboneum) - элемент главной подгруппы 4 группы, порядковый номер 6, электронное строение атома 1s22s22p2.степени окисления в соединениях -4, +2, +4.
Углерод имеет два стабильных изотопа - 12С и 13С.
В природе встречается как в свободном состоянии - алмаз, графит, так и в виде соединений. Большинство соединений углерода - органические вещества, углерод является основой органической жизни на Земле. Значительные количества углерода входят в состав ископаемых углеводородов - нефти, природного газа, каменного угля. Из неорганических соединений имеют практическое значение следующие минералы, в состав которых входдит углерод: MgCO3 - магнезит, CaCO3 - известняк, мел, мрамор,CaMg(CO3)2 - доломит, FeCO3 - сидерит, MnCO3 - родохрозит. Массовая доля элемента углерода в земной коре составляет 0,001.
Углерод имеет три аллотропные модификации - алмаз, графит и карбин. Алмаз - изотропный атомный кристалл, атомы углерода в алмазе находятся в состоянии sp3-гибридизации, связи между атомами углерода ковалентные и одинаковые по длине. Графит - анизитропный атомный кристалл, углерод в графите sp2-гибридизирован. Графит имеет слоистую структуру, причем прочность углерод-углеродных связей в одном слое значительно превышает прочность связей между слоями. Карбин состоит из линейных цепочек атомов углерода, гибридизация углерода в карбине - sp. Аморфный углерод (часто называемый просто уголь) не является самостоятельной аллотропной модификацией, а представляет собой мелкодисперстный (с очень маленькими размерами кристаллов) графит.
Аллотропные модификации могут переходить одна в другую, например алмаз превращается в графит при нагревании до 1500oС без доступа воздуха, графит можно превратить в алмаз при 2000oС и давлении 55000 ат.
Алмаз - бесцветные или слабоокрашенные кристаллы, плотность 3,5 г/см3, сильно преломляет свет. Алмаз - самое твердое вещество, нерастворим в воде, не проводит электрического тока.
Графит - серо-черное мягкое вещество, плотность 2,2 г/см3, в воде нерастворим, хороший проводник. Графит при 3800oС переходит в пар (сублимирует) минуя жидкое состояние.
Карбин - вещество белого цвета, плотность 3,3 г/см3, в воде нерастворим, полупроводник.
УГЛЕРОД
Аллотропные модификации углерода отличаются по химической активности. Наименьшей активностью обладает алмаз, выше активность у графита, очень высокая у аморфного углерода (сажи). Графит и сажа реагируют с простыми веществами:
а) водородом в присутствии никелевого катализатора:
б) с фтором:
в) кислородом:
С алмазом реакция начинается при 1000оС, графитом - при 700-800оС, сажей - при 400-500оС. При недостатке кислорода или температуре выше 1000оС образуется СО:
г) серой:
д) азотом - в пламени электрической дуги (2500-3000оС):
е) с щелочными, щелочноземельными металлами и алюминием при нагревании, образуя карбиды, например:
Все карбиды можно разделить на три группы:
1. Ионные карбиды - карбиды щелочных, щелочноземельных металлов и алюминия, разлагаются водой, например:
2. Ковалентные карбиды - карбиды бора и кремния - химически стойкие алмазоподобные вещества.
3. Карбиды переходных металлов - образуются за счет внедрения атомов углерода в кристаллическую решетку металла. Электропроводны, обладают высокой твердостью, химически устойчивы.
Углерод реагирует со сложными веществами, проявляя восстановительные свойства:
а) восстанавливает оксиды металлов при нагревании, например:
б) восстанавливает накоторые соли при нагревании:
в) окисляется концентрированной серной и азотной кислотой:
Алмазы добывают из природных месторождений и получают искусственно из графита при 2000оС и 100000 ат. Природные алмазы после специальной обработки - огранки - называются бриллиантами и используются в ювелирной технике. Синтетические алмазы используются в качестве абразивного материала и для изготовления металлорежущего инструмента - сверл, фрез и т.д.
Графит получают нагреванием сажи без доступа воздуха при 2000-2500оС. Применяют графит для изготовления карандашей, электродов, щеток электродвигателей, в качестве смазочного материала, как замедлитель нейтронов в ядерных реакторах.
Сажу получают пиролизом метана при 2000оС:
Сажу используют при изготовлении резины (в качестве наполнителя), туши, типографской краски.
Активированный уголь получают обугливанием древесины без доступа воздуха с последующей обработкой перегретым водяным паром. Благодаря высокой удельной поверхности (до 1000 м2/г) активированный уголь обладает очень высокой сорбционной способностью - способностью поглощать газообразные и жидкие вещества. Активированный уголь применяется в качестве сорбента в противогазах и в здушных фильтрах.
СОЕДИНЕНИЯ УГЛЕРОДА
Подавляющая часть соединений углерода - органические и изучаются в курсе органической химии. К неорганическим соединениям углерода можно условно отнести метан, СО, СО2, угольную кислоту и ее соли - карбонаты.
МЕТАН
Степень окисления углерода в метане -4, гибридизации атома - sp3, молекула имеет форму тетраэдра, в вершинах которого находятся атомы водорода. Молекула метана неполярна.
Метан - бесцветный газ, без вкуса запаха, температура плавления -183oС, кипения -162oС, в воде практически нерастворим. При температуре ниже 0oС образует гидрат состава СН4*nH2O.
Вследствие низкой полярности связей С-Н и отсутствием у атома углерода свободных электронных пар, метан не проявляет ни кислотных, ни основных свойств. Метан является восстановителем.
а) горит в кислороде и на воздухе почти бесцветным пламенем с выделением большого количества теплоты:
Смеси метана с воздухом чрезвычайно взрывчаты.
б) восстанавливает при нагревании оксиды металлов:
в) с фтором реагирует со взрывом:
Метан - основной компонент природного газа (объемная доля 0,9-0,95). В лаборатории метан можно получить сплавлением безводного ацетата натрия со щелочью:
Метан применяется:
а) в качестве топлива
б) для получения сажи
в) для получения водорода (конверсия метана при 800-900oС):
д) в качестве сырья для получения ацетилена
ОКСИД УГЛЕРОДА
(2)
В молекуле СО атом углерода находится состоянии sp-гибридизации, связь С-О тройная. Две связи возникают за счет неспаренных электронов атомов углерода и кислорода, третья - по донорно-акцепторному механизму за счет электронной пары кислорода и свободной орбитали атома углерода:
С 
О
Энергия связи в молекуле СО составляет 1076 кДж/моль.
СО - бесцветный газ без запаха и вкуса, температура плавления -205oС, кипения -192oС, очень ядовит, так как связывается с гемоглобином прочнее, чем кислород, в результате чего СО блокирует перенос кислорода в организме. В воде СО растворим плохо.
СО - несолеобразующий оксид. В обычных условиях не взаимодействует с водой и щелочами, в жестких условиях - под давлением 6-8 ат (0,6-0,8 МПа) и 120-130oС взаимодействует с гидроксидом натрия:
однако вода в этой реакции не образуется даже при избытке щелочи, поэтому эта реакция не позволяет причислить СО к кислотным оксидам.
Оксид углерода (2) взаимодействует:
а) с переходными металлами, образуя карбонилы, например:
Карбонилы железа и никеля - летучие ядовитые жидкости, атом металла в карбониле находится в нулевой степени окисления.
б) с водородом при 250-300oС и 60 ат (6 МПа) в присутствии катализаторов CuO и Cr2O3:
в) с хлором в присутствии активированного угля в качестве катализатора:
при этом образуется фосген.
г) горит с выделением большого количества тепла:
Н =
-283 кДж/мольд) восстанавливает при нагревании оксиды металлов (стоящих в ряду напряжений правее алюминия), например:
В промышленности СО получают:
а) сжиганием углерода при температуре выше 1000oС и недостатке кислорода:
б) взаимодействием углекислого газа с раскаленным коксом:
в) взаимодействием водяного пара с раскаленным коксом:
при этом образуется смесь СО и водорода, которая называется “водяной газ”.
В лаборатории СО можно получить обезвоживанием муравьиной кислоты концентрированной серной кислотой при нагревании:
Оксид углерода (2) применяют:
а) в качестве топлива
б) в синтезе метанола, спиртов, альдегидов, кислот
в) для получения карбонилов металлов
г) в качестве восстановителя
ОКСИД УГЛЕРОДА (4). УГОЛЬНАЯ
КИСЛОТА. КАРБОНАТЫ.
Молекула оксида углерода (4) - СО2 - линейна, атом углерода находится в состоянии sp-гибридизации, молекула в целом неполярна, хотя связи С-О - ковалентные полярные.
СО2 - бесцветный газ со слабым кислым запахом и вкусом, при 20оС и 50 ат (5 МПа) сжижается. При испарении жидкий углекислый газ затвердевает, образуя снегообразную массу, которая при -78оС сублимирует - испаряется, минуя жидкое состояние. спресованный твердый СО2 называют “сухой лед”. Растворимость СО2 при 20oС равна 0,9 объема СО2 в одном объеме воды. Углекислый газ неядовит, но дыхания не поддерживает.
Углекислый газ - кислотный оксид:
а) взаимодействует с водными растворами щелочей, например:
б) раскаленным магнием восстанавливается до углерода:
в) взаимодействует с аммиаком при 150-200оС и 100-200 ат (10-20 МПа) с образованием карбамида (мочевины):
При обычных условиях (комнатная температура, атмосферное давление) СО2 взаимодействует с аммиаком в присутствии воды:
то, какая соль получится, определяется соотношением между количествами реагирующих NH3 и СО2 .
г) с водой образует нестойкую угольную кислоту, причем в H2 CO3 переходит около 0,01 растворенного СО2 :
Угольная кислота - слабая двухосновная кислота:
Диссоциация назначительна уже по первой ступени. Угольная кислота известна только в разбавленных водных растворах. при подкислении растворов, содержащих угольную кислоту, она разрушается:
Однако угольная кислота (и СО2 ) может вытеснить более слабые кислоты ( например HCN, H2 SiO3 , C6 H5 OH) из их солей:
Угольная кислота образует два ряда солей: кислые - гидрокарбонаты и средние - карбонаты. Большинство гидрокарбонатов растворимо в воде, из карбонатов в воде растворимы только карбонаты щелочных металлов и аммония. Карбонаты образуются при пропускании СО2 в раствор щелочи, например:
при этом раствор мутнеет, однако о мере дальнейшего пропускания СО2 снова становится прозрачным за счет образования хорошо растворимого гидрокарбоната кальция:
В безводном состоянии выделены только гидрокарбонаты щелочных металлов и аммония. Гидрокарбонаты щелочноземельных металлов разлагаются при нагревании раствора:
твердые гидрокарбонаты щелочных металлов разлагаются при несильном нагревании (100-1200С):
Карбонаты при нагревании разлагаются на оксид металла и СО2, температура разложения зависит от основных свойств металла: чем они сильнее выражены, тем выше температура разложения, например:
Карбонат и гидрокарбонат аммония разлагается на СО2, аммиак и воду при температуре 80-100оС:
разложение медленно идет уже при комнатной температуре. Карбонаты щелочных металлов термически устойчивы. При обработке твердых карбонатов или их растворов кислотами, более сильными, чем угольная, происходит выделение СО2:
Растворимые карбонаты в водных растворах гидролизованы:
В промышленности углекислый газ получают:
а) при обжиге известняка:
б) в процессе брожения:
в) большие количества СО2 содержатся в топочных газах -продуктах сгорания углеводородного топлива.
В лаборатории СО2 можно получить, действуя на мрамор соляной кислотой:
В промышленности получают карбонаты натрия (кальцинированная сода) и калия (поташ). Карбонат натрия в настоящее время получают аммиачным способом, процесс состоит из следующих основных стадий:
1. насыщения охлажденного водного раствора NaCl аммиаком и СО2 под давлением:
Образующийся гидрокарбонат натрия плохо растворим в холодной воде и выпадает в осадок, который отфильтровывают.
2. прокаливания гидрокарбоната натрия:
Технологический процесс прокаливания гидрокарбоната натрия называется кальцинацией, поэтому образующийся продукт называют кальцинированной содой. Гидрокарбонат натрия NaHCO3 часто называют питьевой содой, а кристаллогидрат Na2CO3*10H2O - кристаллической содой.
Карбонат калия получают из золы, образующейся при сжигании древесины, очень много карбоната калия содержит зола подсолнуха.
Углекислый газ применяют:
а) для получения карбамида
б) в производстве соды
в) в виде сухого льда в качестве хладагента при охлаждении пищевых продуктов, например мороженого.
г) в качестве консерванта - углекислым газом заполняют овощехранилища
Карбонаты применяют:
Известняк CaCO3 - в строительстве
Соду Na2CO3 - в стекольной, мыловаренной промышленности, целлюлозно-бумажной, текстильной, нефтяной, в качестве моющего средства. Сода служит сырьем для получения многих других солей натрия.
Поташ K2CO3 - в качестве сырья для получения солей калия.