Ugljenik u periodnom sistemu. Ugljen-dioksid

Fizička svojstva: ugljik formira mnoge alotropske modifikacije: dijamant- jedna od najtvrđih supstanci grafit, ugalj, čađ.

Atom ugljenika ima 6 elektrona: 1s 2 2s 2 2p 2 . Posljednja dva elektrona nalaze se u odvojenim p-orbitalama i nisu upareni. U principu, ovaj par bi mogao zauzeti istu orbitalu, ali se u ovom slučaju međuelektronsko odbijanje jako povećava. Iz tog razloga, jedan od njih uzima 2p x, a drugi ili 2p y , ili 2p z orbitale.

Razlika u energiji s- i p-podnivoa vanjskog sloja je mala, pa atom vrlo lako prelazi u pobuđeno stanje, u kojem jedan od dva elektrona sa 2s orbitale prelazi u slobodni 2 rub. Pojavljuje se valentno stanje sa konfiguracijom 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . Upravo ovo stanje atoma ugljika je karakteristično za dijamantsku rešetku – tetraedarski prostorni raspored hibridnih orbitala, identične dužine i energije veza.

Poznato je da se ovaj fenomen zove sp 3 -hibridizacija, a funkcije u nastajanju su sp 3 -hibridne . Formiranje četiri sp 3 veze daje atomu ugljika stabilnije stanje od tri r-r- i jednu s-s-vezu. Osim sp 3 hibridizacije, sp 2 i sp hibridizacija se također opaža na atomu ugljika . U prvom slučaju dolazi do međusobnog preklapanja s- i dvije p-orbitale. Formiraju se tri ekvivalentne sp 2 hibridne orbitale, koje se nalaze u istoj ravni pod uglom od 120° jedna prema drugoj. Treća orbitala p je nepromijenjena i usmjerena je okomito na ravan sp2.

Tokom sp hibridizacije, s i p orbitale se preklapaju. Ugao od 180° nastaje između dvije ekvivalentne hibridne orbitale koje se formiraju, dok dvije p-orbitale svakog atoma ostaju nepromijenjene.

Alotropija ugljika. Dijamant i grafit

U kristalu grafita atomi ugljika nalaze se u paralelnim ravninama, zauzimajući vrhove pravilnih šesterokuta. Svaki atom ugljika povezan je s tri susjedne sp 2 hibridne veze. Veza između paralelnih ravnina se ostvaruje zahvaljujući van der Waalsovim silama. Slobodne p-orbitale svakog atoma su usmjerene okomito na ravni kovalentnih veza. Njihovo preklapanje objašnjava dodatnu π vezu između atoma ugljika. Dakle, od valentno stanje u kojem se nalaze atomi ugljika u tvari određuje svojstva ove tvari.

Hemijska svojstva ugljika

Najkarakterističnija oksidaciona stanja su: +4, +2.

Na niskim temperaturama ugljik je inertan, ali kada se zagrije njegova aktivnost se povećava.

Ugljik kao redukciono sredstvo:

- sa kiseonikom
C 0 + O 2 – t° = CO 2 ugljični dioksid
sa nedostatkom kiseonika - nepotpuno sagorevanje:
2C 0 + O 2 – t° = 2C +2 O ugljen monoksid

- sa fluorom
C + 2F 2 = CF 4

- sa vodenom parom
C 0 + H 2 O – 1200° = C +2 O + H 2 vodeni gas

- sa metalnim oksidima. Ovako se metal iz rude topi.
C 0 + 2CuO – t° = 2Cu + C +4 O 2

- sa kiselinama - oksidanti:
C 0 + 2H 2 SO 4 (konc.) = C +4 O 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
C 0 + 4HNO 3 (konc.) = C +4 O 2 + 4NO 2 + 2H 2 O

- sa sumporom stvara ugljen-disulfid:
C + 2S 2 = CS 2.

Ugljik kao oksidant:

- formira karbide sa nekim metalima

4Al + 3C 0 = Al 4 C 3

Ca + 2C 0 = CaC 2 -4

- sa vodonikom - metanom (kao i velikim brojem organskih jedinjenja)

C0 + 2H2 = CH4

— sa silicijumom tvori karborund (na 2000 °C u električnoj peći):

Pronalaženje ugljika u prirodi

Slobodni ugljik se javlja u obliku dijamanta i grafita. U obliku jedinjenja, ugljenik se nalazi u mineralima: kreda, mermer, krečnjak - CaCO 3, dolomit - MgCO 3 *CaCO 3; hidrokarbonati - Mg(HCO 3) 2 i Ca(HCO 3) 2, CO 2 je deo vazduha; Ugljik je glavna komponenta prirodnih organskih jedinjenja - gasa, nafte, uglja, treseta, i deo je organskih supstanci, proteina, masti, ugljenih hidrata, aminokiselina koje čine žive organizme.

Neorganska jedinjenja ugljenika

Ni C 4+ ni C 4- joni se ne formiraju tokom bilo kojeg konvencionalnog hemijskog procesa: jedinjenja ugljenika sadrže kovalentne veze različitih polariteta.

Ugljen monoksid CO

Ugljen monoksid; bezbojan, bez mirisa, slabo rastvorljiv u vodi, rastvorljiv u organskim rastvaračima, otrovan, tačka ključanja = -192°C; t pl. = -205°C.

Potvrda
1) U industriji (u gasnim generatorima):
C + O 2 = CO 2

2) U laboratoriji - termička razgradnja mravlje ili oksalne kiseline u prisustvu H 2 SO 4 (konc.):
HCOOH = H2O + CO

H 2 C 2 O 4 = CO + CO 2 + H 2 O

Hemijska svojstva

U normalnim uslovima, CO je inertan; kada se zagrije - redukcijski agens; oksid koji ne stvara soli.

1) sa kiseonikom

2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2

2) sa metalnim oksidima

C +2 O + CuO = Cu + C +4 O 2

3) sa hlorom (na svjetlu)

CO + Cl 2 – hn = COCl 2 (fozgen)

4) reaguje sa alkalnim topljenjem (pod pritiskom)

CO + NaOH = HCOONa (natrijum format)

5) formira karbonile sa prelaznim metalima

Ni + 4CO – t° = Ni(CO) 4

Fe + 5CO – t° = Fe(CO) 5

Ugljen monoksid (IV) CO2

Ugljen dioksid, bezbojan, bez mirisa, rastvorljivost u vodi - 0,9V CO 2 rastvara se u 1V H 2 O (u normalnim uslovima); teže od vazduha; t°pl = -78,5°C (čvrsti CO 2 se naziva “suhi led”); ne podržava sagorevanje.

Potvrda

1. Termička razgradnja soli ugljične kiseline (karbonata). Pečenje krečnjaka:

CaCO 3 – t° = CaO + CO 2

1. Djelovanje jakih kiselina na karbonate i bikarbonate:

CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2

NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2

HemijskisvojstvaCO2
Kiseli oksid: Reaguje sa baznim oksidima i bazama da formira soli ugljene kiseline

Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

NaOH + CO 2 = NaHCO 3

Na povišenim temperaturama može pokazati oksidirajuća svojstva

C +4 O 2 + 2Mg – t° = 2Mg +2 O + C 0

Kvalitativna reakcija

Zamućenost krečnjačke vode:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ¯ (bijeli talog) + H 2 O

Nestaje kada se CO 2 dugo propušta kroz krečnu vodu, jer nerastvorljivi kalcijum karbonat se pretvara u rastvorljivi bikarbonat:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2

Ugljena kiselina i njenasol

H 2CO 3 - Slaba kiselina, postoji samo u vodenom rastvoru:

CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3

Dibasic:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 - Soli kiselina - bikarbonati, bikarbonati
HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2- Srednje soli - karbonati

Sva svojstva kiselina su karakteristična.

Karbonati i bikarbonati se mogu transformirati jedan u drugi:

2NaHCO 3 – t° = Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2

Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 = 2NaHCO 3

Metalni karbonati (osim alkalnih metala) se dekarboksiliraju kada se zagrijavaju da tvore oksid:

CuCO 3 – t° = CuO + CO 2

Kvalitativna reakcija- "kuvanje" pod uticajem jake kiseline:

Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2

CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2

Karbidi

Kalcijum karbid:

CaO + 3 C = CaC 2 + CO

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

Acetilen se oslobađa kada karbidi cinka, kadmijuma, lantana i cerijuma reaguju sa vodom:

2 LaC 2 + 6 H 2 O = 2La(OH) 3 + 2 C 2 H 2 + H 2.

Be 2 C i Al 4 C 3 se razlažu sa vodom i formiraju metan:

Al 4 C 3 + 12 H 2 O = 4 Al(OH) 3 = 3 CH 4.

U tehnologiji se koriste titanijum karbidi TiC, volfram W 2 C (tvrde legure), silicijum SiC (karbound - kao abraziv i materijal za grejače).

Cijanid

dobiveno zagrijavanjem sode u atmosferi amonijaka i ugljičnog monoksida:

Na 2 CO 3 + 2 NH 3 + 3 CO = 2 NaCN + 2 H 2 O + H 2 + 2 CO 2

Cijanovodonična kiselina HCN je važan proizvod hemijske industrije i široko se koristi u organskoj sintezi. Njegova globalna proizvodnja dostiže 200 hiljada tona godišnje. Elektronska struktura cijanidnog anjona je slična ugljičnom monoksidu (II), takve čestice se nazivaju izoelektronskim:

C = O: [:C = N:] –

U eksploataciji zlata koriste se cijanidi (0,1-0,2% vodeni rastvor):

2 Au + 4 KCN + H 2 O + 0,5 O 2 = 2 K + 2 KOH.

Prilikom ključanja otopina cijanida sa sumporom ili topljenjem čvrstih tvari, oni se formiraju tiocijanati:
KCN + S = KSCN.

Kada se zagrevaju cijanidi niskoaktivnih metala, dobija se cijanid: Hg(CN) 2 = Hg + (CN) 2. Otopine cijanida se oksidiraju u cijanati:

2 KCN + O 2 = 2 KOCN.

Cijanska kiselina postoji u dva oblika:

H-N=C=O; H-O-C = N:

Friedrich Wöhler (1800-1882) je 1828. godine dobio ureu iz amonijum cijanata: NH 4 OCN = CO(NH 2) 2 isparavanjem vodenog rastvora.

Ovaj događaj se obično smatra pobjedom sintetičke hemije nad "vitalističkom teorijom".

Postoji izomer cijanske kiseline - eksplozivna kiselina

H-O-N=C.
Njegove soli (živin fulminat Hg(ONC) 2) se koriste u udarnim upaljačima.

Sinteza urea(urea):

CO 2 + 2 NH 3 = CO(NH 2) 2 + H 2 O. Na 130 0 C i 100 atm.

Urea je amid ugljične kiseline, tu je i njen “analog dušika” – gvanidin.

Karbonati

Najvažniji anorganski ugljični spojevi su soli ugljične kiseline (karbonati). H 2 CO 3 je slaba kiselina (K 1 = 1,3 10 -4; K 2 = 5 10 -11). Nosači karbonatnog pufera ravnoteža ugljičnog dioksida u atmosferi. Svjetski okeani imaju ogroman tampon kapacitet jer su otvoreni sistem. Glavna puferska reakcija je ravnoteža tokom disocijacije ugljične kiseline:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 - .

Kada se kiselost smanji, dolazi do dodatne apsorpcije ugljičnog dioksida iz atmosfere sa stvaranjem kiseline:
CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .

Kako se kiselost povećava, karbonatne stijene (školjke, kreda i sedimenti krečnjaka u oceanu) se rastvaraju; ovo nadoknađuje gubitak hidrokarbonatnih jona:

H + + CO 3 2- ↔ HCO 3 —

CaCO 3 (čvrsto) ↔ Ca 2+ + CO 3 2-

Čvrsti karbonati se pretvaraju u rastvorljive bikarbonate. Upravo ovaj proces kemijskog rastvaranja viška ugljičnog dioksida suprotstavlja „efektu staklenika“ – globalnom zagrijavanju zbog apsorpcije toplinskog zračenja Zemlje od strane ugljičnog dioksida. Otprilike trećina svjetske proizvodnje sode (natrijum karbonata Na 2 CO 3) koristi se u proizvodnji stakla.

Ugljični dioksid, ugljični monoksid, ugljični dioksid - sve su to nazivi za jednu supstancu koja nam je poznata kao ugljični dioksid. Koja svojstva ima ovaj plin i koja su područja njegove primjene?

Ugljični dioksid i njegova fizička svojstva

Ugljični dioksid se sastoji od ugljika i kisika. Formula za ugljični dioksid izgleda ovako – CO₂. U prirodi nastaje tokom sagorevanja ili raspadanja organskih materija. Sadržaj gasova u vazduhu i mineralnim izvorima je takođe prilično visok. Osim toga, ljudi i životinje također ispuštaju ugljični dioksid prilikom izdisanja.

Rice. 1. Molekula ugljičnog dioksida.

Ugljični dioksid je potpuno bezbojan plin i ne može se vidjeti. Takođe nema miris. Međutim, s visokim koncentracijama, osoba može razviti hiperkapniju, odnosno gušenje. Nedostatak ugljičnog dioksida također može uzrokovati zdravstvene probleme. Kao rezultat nedostatka ovog plina može se razviti stanje suprotno gušenju - hipokapnija.

Ako ugljični dioksid stavite u uslove niske temperature, onda na -72 stepena kristalizira i postaje poput snijega. Stoga se ugljični dioksid u čvrstom stanju naziva "suhi snijeg".

Rice. 2. Suvi snijeg – ugljični dioksid.

Ugljični dioksid je 1,5 puta gušći od zraka. Njegova gustina je 1,98 kg/m³ Hemijska veza u molekulu ugljičnog dioksida je polarna kovalentna. Polarna je zbog činjenice da kisik ima veću vrijednost elektronegativnosti.

Važan koncept u proučavanju supstanci je molekularna i molarna masa. Molarna masa ugljičnog dioksida je 44. Ovaj broj se formira od zbira relativnih atomskih masa atoma koji čine molekul. Vrijednosti relativnih atomskih masa preuzete su iz tabele D.I. Mendeljejeva i zaokruženi su na cijele brojeve. Prema tome, molarna masa CO₂ = 12+2*16.

Za izračunavanje masenih udjela elemenata u ugljičnom dioksidu potrebno je slijediti formulu za izračunavanje masenih udjela svakog kemijskog elementa u tvari.

n– broj atoma ili molekula.
A r– relativna atomska masa hemijskog elementa.
gospodin– relativna molekulska masa supstance.
Izračunajmo relativnu molekulsku masu ugljičnog dioksida.

Mr(CO₂) = 14 + 16 * 2 = 44 w(C) = 1 * 12 / 44 = 0,27 ili 27% Budući da formula ugljičnog dioksida uključuje dva atoma kisika, tada je n = 2 w(O) = 2 * 16 / 44 = 0,73 ili 73%

Odgovor: w(C) = 0,27 ili 27%; w(O) = 0,73 ili 73%

Hemijska i biološka svojstva ugljičnog dioksida

Ugljični dioksid ima kisela svojstva jer je kiseli oksid, a kada se otopi u vodi stvara ugljičnu kiselinu:

CO₂+H₂O=H₂CO₃

Reaguje sa alkalijama, što rezultira stvaranjem karbonata i bikarbonata. Ovaj gas ne gori. U njemu sagorevaju samo određeni aktivni metali, kao što je magnezijum.

Kada se zagrije, ugljični dioksid se razlaže na ugljični monoksid i kisik:

2CO₃=2CO+O₃.

Kao i drugi kiseli oksidi, ovaj plin lako reagira s drugim oksidima:

SaO+Co₃=CaCO₃.

Ugljični dioksid je dio svih organskih tvari. Kruženje ovog gasa u prirodi odvija se uz pomoć proizvođača, potrošača i razlagača. U procesu života osoba proizvodi približno 1 kg ugljičnog dioksida dnevno. Kada udišemo, primamo kisik, ali u ovom trenutku u alveolama nastaje ugljični dioksid. U ovom trenutku dolazi do razmjene: kisik ulazi u krv, a ugljični dioksid izlazi.

Ugljični dioksid nastaje tokom proizvodnje alkohola. Ovaj plin je također nusproizvod u proizvodnji dušika, kisika i argona. Upotreba ugljičnog dioksida neophodna je u prehrambenoj industriji, gdje ugljični dioksid djeluje kao konzervans, a ugljični dioksid u tekućem obliku nalazi se u aparatima za gašenje požara.

Rice. 3. Aparat za gašenje požara.

Šta smo naučili?

Ugljični dioksid je tvar koja je u normalnim uvjetima bezbojna i bez mirisa. Osim uobičajenog naziva, ugljični dioksid, naziva se i ugljični monoksid ili ugljični dioksid.

Testirajte na temu

Evaluacija izvještaja

Prosječna ocjena: 4.3. Ukupno primljenih ocjena: 116.

Ugljik (engleski Carbon, francuski Carbone, njemački Kohlenstoff) u obliku uglja, čađi i čađi poznat je čovječanstvu od pamtivijeka; Prije oko 100 hiljada godina, kada su naši preci ovladali vatrom, svakodnevno su se bavili ugljem i čađom. Vjerovatno su se vrlo rano ljudi upoznali sa alotropskim modifikacijama ugljika - dijamantom i grafitom, kao i fosilnim ugljem. Nije iznenađujuće da je sagorijevanje tvari koje sadrže ugljik bio jedan od prvih kemijskih procesa koji je zainteresirao čovjeka. Budući da je goruća tvar nestajala kada je proždire vatra, sagorijevanje se smatralo procesom razgradnje tvari, pa se ugalj (ili ugljik) nije smatrao elementom. Element je bio vatra – pojava koja prati sagorevanje; U drevnim učenjima o elementima, vatra se obično pojavljuje kao jedan od elemenata. Na prijelazu iz XVII - XVIII vijeka. Pojavila se teorija flogistona, koju su iznijeli Becher i Stahl. Ova teorija je prepoznala prisustvo u svakom zapaljivom tijelu posebne elementarne tvari - bestežinske tekućine - flogistona, koja isparava tijekom procesa sagorijevanja. Budući da kada se sagori velika količina uglja, ostane samo malo pepela, flogistika je vjerovala da je ugalj gotovo čisti flogiston. To je ono što je posebno objasnilo "flogistički" efekat uglja - njegovu sposobnost da obnavlja metale iz "kreča" i ruda. Kasniji flogistika, Reaumur, Bergman i drugi, već su počeli shvaćati da je ugalj elementarna tvar. Međutim, „čisti ugalj“ je prvi prepoznao Lavoisier, koji je proučavao proces sagorijevanja uglja i drugih tvari u zraku i kisiku. U knjizi "Metoda hemijske nomenklature" (1787) Guitona de Morveaua, Lavoisiera, Bertholleta i Fourcroixa, umjesto francuskog "čisti ugalj" (charbone pur) pojavio se naziv "karbon" (ugljen). Pod istim imenom, ugljenik se pojavljuje u „Tabelu jednostavnih tela“ u Lavoazierovom „Elementarnom udžbeniku hemije“. Godine 1791, engleski hemičar Tennant je prvi dobio slobodan ugljenik; propuštao je fosfornu paru preko kalcinirane krede, što je rezultiralo stvaranjem kalcijum fosfata i ugljika. Odavno je poznato da dijamant gori bez ostatka pri jakom zagrijavanju. Davne 1751. godine francuski kralj Franjo I. pristao je dati dijamant i rubin za eksperimente sa izgaranjem, nakon čega su ti eksperimenti čak postali moderni. Ispostavilo se da samo dijamant gori, a rubin (aluminij oksid s primjesom hroma) može izdržati dugotrajno zagrijavanje u fokusu leće za paljenje bez oštećenja. Lavoisier je izveo novi eksperiment sagorevanja dijamanata koristeći veliku zapaljivu mašinu i došao do zaključka da je dijamant kristalni ugljenik. Drugi alotrop ugljika - grafit u alhemijskom periodu smatran je modifikovanim olovnim sjajem i zvao se plumbago; Tek 1740. godine Pott je otkrio odsustvo bilo kakve nečistoće olova u grafitu. Scheele je proučavao grafit (1779.) i, kao flogičar, smatrao ga je posebnom vrstom sumpornog tijela, posebnog mineralnog uglja koji sadrži vezanu "zračnu kiselinu" (CO 2) i veliku količinu flogistona.

Dvadeset godina kasnije, Guiton de Morveau je pažljivim zagrijavanjem pretvorio dijamant u grafit, a zatim u ugljičnu kiselinu.

Međunarodni naziv Carboneum dolazi od latinskog. karbo (ugalj). Ova riječ je vrlo drevnog porijekla. Upoređuje se sa kremarom - spaliti; korijen sag, cal, ruski gar, gal, gol, sanskrtski sta znači kuhati, kuhati. Riječ "karbon" povezana je s nazivima ugljika u drugim evropskim jezicima (ugljik, ugljik, itd.). Njemački Kohlenstoff dolazi od Kohle - ugalj (staronjemačko kolo, švedski kylla - grijati). Staroruski ugorati, ili ugarati (paliti, spržiti) ima korijen gar, ili planine, s mogućim prijelazom u gol; ugalj u staroruskom yugalu, ili ugalj, istog porijekla. Riječ dijamant (Diamante) dolazi od starogrčkog – neuništiv, nepopustljiv, tvrd, a grafit od grčkog – pišem.

Karbon(lat. carboneum), C, hemijski element grupe IV periodnog sistema Mendeljejeva, atomski broj 6, atomska masa 12.011. Poznata su dva stabilna izotopa: 12 c (98,892%) i 13 c (1,108%). Od radioaktivnih izotopa najvažniji je 14 s s vremenom poluraspada (T = 5,6 × 10 3 godine). Male količine 14 c (oko 2 × 10 -10% mase) se konstantno formiraju u gornjim slojevima atmosfere pod dejstvom neutrona kosmičkog zračenja na izotop azota 14 n. Na osnovu specifične aktivnosti izotopa 14 c u ostacima biogenog porijekla utvrđuje se njihova starost. 14 c se široko koristi kao .

Istorijska referenca . U. je poznat od davnina. Drveni ugalj je služio za obnavljanje metala iz ruda, dijamant - kao dragi kamen. Mnogo kasnije, grafit se počeo koristiti za izradu lonaca i olovaka.

Godine 1778. K. Scheele, zagrijavanjem grafita salitrom, otkrio sam da se u ovom slučaju, kao i pri zagrijavanju uglja salitrom, oslobađa ugljični dioksid. Hemijski sastav dijamanta ustanovljen je kao rezultat eksperimenata A. Lavoisier(1772) o proučavanju sagorevanja dijamanata u vazduhu i istraživanju S. Tennant(1797), koji je dokazao da jednake količine dijamanta i uglja proizvode jednake količine ugljičnog dioksida tokom oksidacije. Lavoisier je 1789. godine priznao U. kao hemijski element. U. je dobio latinski naziv carboneum od carbo - uglja.

Rasprostranjenost u prirodi. Prosječan sadržaj uranijuma u zemljinoj kori je 2,3? 10 -2% po težini (1 ? 10 -2 u ultrabazičnom, 1 ? 10 -2 - u osnovnom, 2 ? 10 -2 - u srednjem, 3 ? 10 -2 - V kisele stene). U. se akumulira u gornjem dijelu zemljine kore (biosfera): u živoj tvari 18% U., drvu 50%, uglju 80%, nafti 85%, antracitu 96%. Značajan dio litosfere U. koncentrisan je u krečnjacima i dolomitima.

Broj vlastitih minerala U. je 112; Broj organskih spojeva ugljikovodika i njihovih derivata je izuzetno velik.

Akumulacija ugljika u zemljinoj kori povezana je s akumulacijom mnogih drugih elemenata koji se upijaju organskom tvari i talože u obliku nerastvorljivih karbonata itd. Co 2 i ugljena kiselina igraju glavnu geohemijsku ulogu u zemljinoj kori. Ogromna količina CO2 se oslobađa tokom vulkanizma - u istoriji Zemlje ovo je bio glavni izvor ugljičnog dioksida za biosferu.

U poređenju sa prosječnim sadržajem u zemljinoj kori, čovječanstvo vadi uranijum iz podzemlja (ugalj, nafta, prirodni gas) u izuzetno velikim količinama, jer su ti minerali glavni izvor energije.

Uranijumski ciklus je od velike geohemijske važnosti.

U. je također rasprostranjen u svemiru; na Suncu zauzima 4. mjesto nakon vodonika, helijuma i kisika.

Fizička i hemijska svojstva. Poznate su četiri kristalne modifikacije ugljika: grafit, dijamant, karbin i lonsdaleit. Grafit je sivo-crna, neprozirna, masna na dodir, ljuskava, vrlo mekana masa metalnog sjaja. Izrađen od kristala heksagonalne strukture: a=2,462 a, c=6,701 a. Na sobnoj temperaturi i normalnom pritisku (0,1 Mn/m 2, ili 1 kgf/cm 2) grafit je termodinamički stabilan. Dijamant je vrlo tvrda, kristalna supstanca. Kristali imaju kubičnu rešetku usmjerenu na lice: a = 3,560 a. Na sobnoj temperaturi i normalnom pritisku, dijamant je metastabilan (za detalje o strukturi i svojstvima dijamanta i grafita, pogledajte relevantne članke). Primetna transformacija dijamanta u grafit se primećuje na temperaturama iznad 1400 °C u vakuumu ili u inertnoj atmosferi. Pri atmosferskom pritisku i temperaturi od oko 3700 °C grafit sublimira. Tečni U. može se dobiti pri pritiscima iznad 10,5 Mn/m 2(105 kgf/cm 2) i temperaturama iznad 3700 °C. Za teške U. ( koks, čađ, drveni ugalj) karakteristično je i stanje s neuređenom strukturom - takozvana „amorfna“ U., koja ne predstavlja samostalnu modifikaciju; Njegova struktura je zasnovana na strukturi finog kristalnog grafita. Zagrijavanje nekih varijanti “amorfnog” ugljika iznad 1500-1600 °C bez pristupa zraka uzrokuje njihovu transformaciju u grafit. Fizička svojstva “amorfnog” ugljika vrlo zavise od disperzije čestica i prisutnosti nečistoća. Gustina, toplinski kapacitet, toplinska provodljivost i električna provodljivost „amorfnog“ ugljika uvijek su veći od grafita. Karbin se dobija veštački. To je fino kristalni crni prah (gustine 1,9-2 g/cm 3) . Izgrađeni od dugih lanaca atoma C raspoređenih paralelno jedan s drugim. Lonsdaleit se nalazi u meteoritima i dobiva se umjetno; njegova struktura i svojstva nisu definitivno utvrđeni.

Konfiguracija vanjske elektronske ljuske atoma U. 2s 2 2p 2 . Ugljenik je karakteriziran formiranjem četiri kovalentne veze, zbog pobuđivanja vanjske elektronske ljuske u stanje 2 sp3. Stoga je ugljik podjednako sposoban i za privlačenje i za doniranje elektrona. Hemijsko vezivanje može nastati zbog sp 3 -, sp 2 - I sp-hibridne orbitale, koje odgovaraju koordinacijskim brojevima 4, 3 i 2. Broj valentnih elektrona elektrona i broj valentnih orbitala su isti; Ovo je jedan od razloga stabilnosti veze između atoma U.

Jedinstvena sposobnost atoma uranijuma da se međusobno povežu kako bi formirali jake i dugačke lance i cikluse dovela je do pojave ogromnog broja različitih spojeva uranijuma koji se proučavaju. organska hemija.

U jedinjenjima, uranijum pokazuje oksidaciono stanje od -4; +2; +4. Atomski radijus 0,77 a, kovalentni radijusi 0,77 a, 0,67 a, 0,60 a, respektivno, u jednostrukim, dvostrukim i trostrukim vezama; jonski radijus c 4- 2,60 a , c 4+ 0,20 a . U normalnim uslovima, uranijum je hemijski inertan na visokim temperaturama, kombinuje se sa mnogim elementima, pokazujući snažna redukciona svojstva. Hemijska aktivnost opada sljedećim redoslijedom: “amorfni” ugljik, grafit, dijamant; interakcija sa kiseonikom vazduha (sagorevanje) se javlja na temperaturama iznad 300-500 °C, 600-700 °C i 850-1000 °C sa stvaranjem ugljen-dioksida co 2 i ugljen-monoksida co.

co 2 se rastvara u vodi da se formira ugljične kiseline. Godine 1906. O. Diels primljen suboksid U. c 3 o 2. Svi oblici U. su otporni na alkalije i kiseline i polako se oksidiraju samo vrlo jakim oksidantima (smjesa hroma, mješavina koncentriranog hno 3 i kclo 3 itd.). “Amorfni” U. reaguje sa fluorom na sobnoj temperaturi, grafitom i dijamantom - kada se zagreje. Direktna veza ugljičnog dioksida s hlorom događa se u električnom luku; U. ne reaguje sa bromom i jodom, stoga su brojni ugljični halogenidi sintetizirane indirektno. Od oksihalida opće formule cox 2 (gdje je X halogen), najpoznatiji je oksihlorid cocl 2 ( fosgen) . Vodonik ne stupa u interakciju sa dijamantom; reaguje sa grafitom i „amorfnim“ ugljenikom na visokim temperaturama u prisustvu katalizatora (ni, pt): na 600-1000 °C nastaje uglavnom metan ch 4, na 1500-2000 °C - acetilen c 2 h 2 , Drugi ugljikovodici također mogu biti prisutni u proizvodima, na primjer etan c 2 h 6 , benzen c 6 h 6 . Interakcija sumpora sa „amorfnim“ ugljenikom i grafitom počinje na 700-800 °C, sa dijamantom na 900-1000 °C; u svim slučajevima nastaje ugljični disulfid cs 2. dr. U. spojevi koji sadrže sumpor (cs tioksid, c 3 s 2 tioksid, cos sulfid i tiofosgen cscl 2) dobivaju se indirektno. Kada cs 2 stupi u interakciju sa metalnim sulfidima, nastaju tiokarbonati - soli slabe tiokarbonske kiseline. Interakcija ugljičnog dioksida s dušikom za proizvodnju cijanogena (cn) 2 događa se kada se električno pražnjenje prođe između ugljičnih elektroda u atmosferi dušika. Od jedinjenja uranijuma koji sadrže azot, cijanid vodonik hcn i njegovi brojni derivati: cijanidi, halo-halogenati, nitrili, itd. su od velike praktične važnosti karbidi. Svi oblici ugljika, zagrijavanjem, reduciraju okside metala sa stvaranjem slobodnih metala (zn, cd, cu, pb itd.) ili karbida (cac 2, mo 2 c, wo, tac itd.). U. reaguje na temperaturama iznad 600-800°C s vodenom parom i ugljičnim dioksidom . Posebnost grafita je sposobnost da, kada se umjereno zagrije na 300-400 °C, u interakciji s alkalnim metalima i halogenidima formira preklopne veze tip c 8 me, c 24 me, c 8 x (gdje je X halogen, me je metal). Poznata jedinjenja uključuju grafit sa hno 3, h 2 so 4, fecl 3, itd. (na primer, grafit bisulfat c 24 so 4 h 2). Svi oblici uranijuma su netopivi u običnim neorganskim i organskim rastvaračima, ali se otapaju u nekim rastopljenim metalima (na primjer, fe, ni, co).

Nacionalni ekonomski značaj energije određen je činjenicom da preko 90% svih primarnih izvora energije koji se troše u svijetu dolazi iz organskih izvora. gorivo,čija će se dominantna uloga nastaviti iu narednim decenijama, uprkos intenzivnom razvoju nuklearne energije. Samo oko 10% ekstrahovanog goriva koristi se kao sirovina osnovna organska sinteza I petrohemijska sinteza, za dobijanje plastike i sl.

B. A. Popovkin.

U. u tijelu . U. je najvažniji biogeni element koji čini osnovu života na Zemlji, strukturna jedinica ogromnog broja organskih spojeva uključenih u izgradnju organizama i osiguravanje njihovih vitalnih funkcija ( biopolimeri, kao i brojne niskomolekularne biološki aktivne supstance - vitamini, hormoni, medijatori itd.). Značajan dio energije potrebne organizmima nastaje u ćelijama zbog oksidacije ugljika. Pojava života na Zemlji se u modernoj nauci smatra složenim procesom evolucije ugljičnih spojeva .

Jedinstvena uloga ugljenika u živoj prirodi je zbog njegovih svojstava, koja u zbiru ne poseduje nijedan drugi element periodnog sistema. Između atoma ugljika, kao i između ugljika i drugih elemenata, nastaju jake kemijske veze, koje se, međutim, mogu prekinuti u relativno blagim fiziološkim uvjetima (ove veze mogu biti jednostruke, dvostruke ili trostruke). Sposobnost ugljika da formira četiri ekvivalentne valentne veze s drugim atomima ugljika omogućava konstruiranje ugljikovih kostura različitih tipova – linearnih, razgranatih i cikličkih. Značajno je da samo tri elementa - C, O i H - čine 98% ukupne mase živih organizama. Time se postiže određena efikasnost u živoj prirodi: uz gotovo neograničenu strukturnu raznolikost ugljikovih spojeva, mali broj vrsta kemijskih veza omogućava značajno smanjenje broja enzima potrebnih za razgradnju i sintezu organskih tvari. Strukturne karakteristike atoma ugljika leže u osnovi različitih tipova izomerizam organska jedinjenja (ispostavilo se da je sposobnost optičkog izomerizma bila odlučujuća u biohemijskoj evoluciji aminokiselina, ugljikohidrata i nekih alkaloida).

Prema općeprihvaćenoj hipotezi A.I. Oparina, Prva organska jedinjenja na Zemlji bila su abiogenog porekla. Izvori vodonika bili su metan (ch 4) i cijanovodonik (hcn), sadržani u primarnoj atmosferi Zemlje. Pojavom života jedini izvor anorganskog ugljika, zbog kojeg nastaje sva organska materija biosfere, je ugljen-dioksid(co 2), koji se nalazi u atmosferi, a također je otopljen u prirodnim vodama u obliku hco - 3. Najmoćniji mehanizam za asimilaciju (asimilaciju) U. (u obliku co 2) - fotosinteza - svuda obavljaju zelene biljke (oko 100 milijardi se godišnje asimiluje). T co 2). Na Zemlji postoji evolucijski starija metoda asimilacije co 2 by hemosinteza; u ovom slučaju, hemosintetski mikroorganizmi ne koriste energiju zračenja Sunca, već energiju oksidacije neorganskih spojeva. Većina životinja konzumira uranijum hranom u obliku gotovih organskih jedinjenja. Ovisno o načinu asimilacije organskih spojeva, uobičajeno je razlikovati autotrofnih organizama I heterotrofnih organizama. Upotreba mikroorganizama za biosintezu proteina i drugih nutrijenata koristeći U kao jedini izvor. ugljovodonici nafta je jedan od važnih savremenih naučnih i tehničkih problema.

Sadržaj U u živim organizmima izračunat na bazi suhe tvari iznosi: 34,5-40% u vodenim biljkama i životinjama, 45,4-46,5% u kopnenim biljkama i životinjama i 54% u bakterijama. Tokom života organizama, uglavnom zbog tkivno disanje, oksidativna dekompozicija organskih jedinjenja nastaje oslobađanjem CO 2 u spoljašnju sredinu. U. se također oslobađa kao dio složenijih metaboličkih krajnjih proizvoda. Nakon uginuća životinja i biljaka, dio ugljika se ponovo pretvara u CO2 kao rezultat procesa raspadanja koje provode mikroorganizmi. Ovako se odvija ciklus ugljika u prirodi . Značajan dio uranijuma je mineraliziran i formira naslage fosilnog uranijuma: ugalj, naftu, krečnjak itd. Pored glavne funkcije – izvor uranijuma – co 2, rastvoren u prirodnim vodama i biološkim tečnostima, učestvuje u održavanju optimalna kiselost sredine za životne procese. Kao dio caco 3, U. čini egzoskelet mnogih beskičmenjaka (na primjer, školjke mekušaca), a nalazi se i u koraljima, ljusci jajeta ptica, itd. primarna atmosfera Zemlje u predbiološkom periodu, kasnije se, u procesu biološke evolucije, pretvorila u jaku antimetaboliti metabolizam.

Pored stabilnih izotopa ugljika, u prirodi je rasprostranjen radioaktivni 14c (ljudsko tijelo sadrži oko 0,1 mccurie) . Upotreba izotopa uranijuma u biološkim i medicinskim istraživanjima povezana je sa mnogim velikim dostignućima u proučavanju metabolizma i ciklusa uranijuma u prirodi. . Tako je uz pomoć radiokarbonske oznake dokazana mogućnost fiksacije h 14 co - 3 biljnim i životinjskim tkivima, utvrđen redoslijed reakcija fotosinteze, proučavan metabolizam aminokiselina, putevi biosinteze mnogih praćeni su biološki aktivnim spojevima itd. Upotreba 14 c je doprinijela uspjehu molekularne biologije u proučavanju mehanizama biosinteze proteina i prijenosa nasljednih informacija. Određivanje specifične aktivnosti 14 c u organskim ostacima koji sadrže ugljik omogućava procjenu njihove starosti, što se koristi u paleontologiji i arheologiji.

N. N. Chernov.

Lit.:Šafranovsky I.I., Almazy, M. - L., 1964; Ubbelohde A.R., Lewis F.A., Grafit i njegova kristalna jedinjenja, trans. sa engleskog, M., 1965; Remi G., Kurs neorganske hemije, trans. iz njemačkog, tom 1, M., 1972; Perelman A.I., Geohemija elemenata u zoni hipergeneze, M., 1972; Nekrasov B.V., Osnovi opšte hemije, 3. izdanje, M., 1973; Akhmetov N.S., Neorganska hemija, 2. izd., M., 1975; Vernadsky V.I., Eseji o geohemiji, 6. izdanje, M., 1954; Roginsky S.Z., Shnol S.E., Izotopi u biohemiji, M., 1963; Horizonti biohemije, trans. sa engleskog, M., 1964; Problemi evolucione i tehničke biohemije, M., 1964; Calvin M., Hemijska evolucija, trans. sa engleskog, M., 1971; Löwy A., Sikiewitz F., Stanična struktura i funkcija, trans. sa engleskog, 1971, pogl. 7; Biosfera, trans. sa engleskog, M., 1972.

Preuzmite sažetak

Ugljenik C je broj 6 u Mendeljejevom periodnom sistemu, čak su i primitivni ljudi primijetili da nakon sagorijevanja drva nastaje ugalj koji se može koristiti za crtanje po zidovima pećine. Sva organska jedinjenja sadrže ugljenik. Dvije najproučavanije alotropske modifikacije ugljika su grafit i dijamant.

Ugljik u organskoj hemiji

Ugljik zauzima posebno mjesto u periodnom sistemu. Zbog svoje strukture formira dugačke lance veza linearne ili ciklične strukture. Poznato je više od 10 miliona organskih jedinjenja. Unatoč svojoj raznolikosti, u zraku i pod utjecajem temperature uvijek će se pretvoriti u ugljični dioksid i.

Uloga ugljenika u našem svakodnevnom životu je ogromna. Bez ugljičnog dioksida, fotosinteza, jedan od glavnih bioloških procesa, neće se dogoditi.

Primjena ugljika

Ugljik se široko koristi u medicini za stvaranje raznih organskih lijekova. Izotopi ugljika omogućavaju radiokarbonsko datiranje. Bez ugljika, metalurška industrija ne može raditi. Ugalj koji se sagorijeva u kotlovima za pirolizu na čvrsto gorivo služi kao izvor energije. U industriji prerade nafte, benzin i dizel gorivo se proizvode od organskih spojeva ugljika. Za proizvodnju šećera potrebno je mnogo ugljika. Koristi se i u sintezi organskih jedinjenja važnih za sva područja svakodnevnog života.