Ogleklis periodiskajā tabulā. Oglekļa dioksīds

Fizikālās īpašības: ogleklis veido daudzas allotropās modifikācijas: dimants- viena no cietākajām vielām grafīts, ogles, sodrēji.

Oglekļa atomam ir 6 elektroni: 1s 2 2s 2 2p 2 . Pēdējie divi elektroni atrodas atsevišķās p-orbitālēs un nav savienoti pārī. Principā šis pāris varētu aizņemt vienu un to pašu orbitāli, taču šajā gadījumā starpelektronu atgrūšanās ievērojami palielinās. Šī iemesla dēļ viens no tiem aizņem 2p x, bet otrs vai nu 2p y , vai 2p z orbitāles.

Ārējā slāņa s- un p-apakšlīmeņu enerģijas atšķirība ir neliela, tāpēc atoms diezgan viegli nonāk ierosinātā stāvoklī, kurā viens no diviem elektroniem no 2s orbitāles pāriet uz brīvo. 2 rub. Tiek parādīts valences stāvoklis ar konfigurāciju 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . Tieši šāds oglekļa atoma stāvoklis ir raksturīgs dimanta režģim — hibrīdu orbitāļu tetraedrisks telpiskais izvietojums, identisks saišu garums un enerģija.

Šo parādību, kā zināms, sauc sp 3 -hibridizācija, un jaunās funkcijas ir sp 3 -hibrīds . Četru sp 3 saišu veidošanās nodrošina oglekļa atomam stabilāku stāvokli nekā trīs r-r- un viens s-s savienojums. Papildus sp 3 hibridizācijai sp 2 un sp hibridizācija tiek novērota arī pie oglekļa atoma . Pirmajā gadījumā notiek savstarpēja pārklāšanās s- un divas p-orbitāles. Izveidojas trīs ekvivalentas sp 2 hibrīda orbitāles, kas atrodas vienā plaknē 120° leņķī viena pret otru. Trešā orbitāle p ir nemainīga un ir vērsta perpendikulāri plaknei sp2.

Sp hibridizācijas laikā s un p orbitāles pārklājas. Starp divām līdzvērtīgām hibrīda orbitālēm, kas veidojas, rodas 180° leņķis, bet katra atoma divas p-orbitāles paliek nemainīgas.

Oglekļa alotropija. Dimants un grafīts

Grafīta kristālā oglekļa atomi atrodas paralēlās plaknēs, aizņemot regulāru sešstūru virsotnes. Katrs oglekļa atoms ir saistīts ar trim blakus esošām sp 2 hibrīdsaitēm. Savienojums starp paralēlām plaknēm tiek veikts van der Vāla spēku dēļ. Katra atoma brīvās p-orbitāles ir vērstas perpendikulāri kovalento saišu plaknēm. To pārklāšanās izskaidro papildu π saiti starp oglekļa atomiem. Tādējādi no valences stāvoklis, kurā atrodas vielā esošie oglekļa atomi, nosaka šīs vielas īpašības.

Oglekļa ķīmiskās īpašības

Raksturīgākie oksidācijas stāvokļi ir: +4, +2.

Zemā temperatūrā ogleklis ir inerts, bet sildot tā aktivitāte palielinās.

Ogleklis kā reducētājs:

- ar skābekli
C 0 + O 2 – t° = CO 2 oglekļa dioksīds
ar skābekļa trūkumu - nepilnīga sadegšana:
2C 0 + O 2 – t° = 2C +2 O oglekļa monoksīds

- ar fluoru
C + 2F 2 = CF 4

- ar ūdens tvaiku
C 0 + H 2 O – 1200° = C +2 O + H 2 ūdens gāze

- ar metālu oksīdiem. Tādā veidā metāls tiek kausēts no rūdas.
C 0 + 2CuO – t° = 2Cu + C +4 O 2

- ar skābēm - oksidētājiem:
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

- ar sēru veido oglekļa disulfīdu:
C + 2S 2 = CS 2.

Ogleklis kā oksidētājs:

- ar dažiem metāliem veido karbīdus

4Al + 3C 0 = Al 4 C 3

Ca + 2C 0 = CaC 2 -4

- ar ūdeņradi - metānu (kā arī lielu skaitu organisko savienojumu)

C0 + 2H2 = CH4

— ar silīciju veido karborundu (2000 °C elektriskajā krāsnī):

Oglekļa atrašana dabā

Brīvais ogleklis rodas dimanta un grafīta formā. Savienojumu veidā ogleklis ir atrodams minerālos: krīts, marmors, kaļķakmens - CaCO 3, dolomīts - MgCO 3 *CaCO 3; ogļūdeņraži - Mg(HCO 3) 2 un Ca(HCO 3) 2, CO 2 ir daļa no gaisa; Ogleklis ir dabisko organisko savienojumu - gāzes, naftas, ogļu, kūdras - galvenā sastāvdaļa, un tas ir daļa no organiskām vielām, olbaltumvielām, taukiem, ogļhidrātiem, aminoskābēm, kas veido dzīvos organismus.

Neorganiskie oglekļa savienojumi

Ne C 4+, ne C 4- joni neveidojas nekādu parasto ķīmisko procesu laikā: oglekļa savienojumi satur dažādas polaritātes kovalentās saites.

Oglekļa monoksīds CO

Oglekļa monoksīds; bezkrāsains, bez smaržas, nedaudz šķīst ūdenī, šķīst organiskajos šķīdinātājos, toksisks, viršanas temperatūra = -192°C; t pl. = -205°C.

Kvīts
1) Rūpniecībā (gāzes ģeneratoros):
C + O 2 = CO 2

2) Laboratorijā - skudrskābes vai skābeņskābes termiskā sadalīšana H 2 SO 4 (konc.) klātbūtnē:
HCOOH = H2O + CO

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

Ķīmiskās īpašības

Normālos apstākļos CO ir inerts; sildot - reducētājs; sāli neveidojošs oksīds.

1) ar skābekli

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

2) ar metālu oksīdiem

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

3) ar hloru (gaismā)

CO + Cl 2 – hn = COCl 2 (fosgēns)

4) reaģē ar sārmu kausējumiem (zem spiediena)

CO + NaOH = HCOONa (nātrija formiāts)

5) veido karbonilus ar pārejas metāliem

Ni + 4CO – t° = Ni(CO) 4

Fe + 5CO – t° = Fe(CO) 5

Oglekļa monoksīds (IV) CO2

Oglekļa dioksīds, bezkrāsains, bez smaržas, šķīdība ūdenī - 0,9V CO 2 šķīst 1V H 2 O (normālos apstākļos); smagāks par gaisu; t°pl. = -78,5°C (cieto CO 2 sauc par "sauso ledu"); neatbalsta degšanu.

Kvīts

1. Ogļskābes sāļu (karbonātu) termiskā sadalīšanās. Kaļķakmens apdedzināšana:

CaCO 3 – t° = CaO + CO 2

1. Spēcīgo skābju iedarbība uz karbonātiem un bikarbonātiem:

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

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

ĶīmiskāīpašībasCO2
Skābes oksīds: Reaģē ar bāzes oksīdiem un bāzēm, veidojot ogļskābes sāļus

Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3

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

NaOH + CO 2 = NaHCO 3

Paaugstinātā temperatūrā var parādīties oksidējošas īpašības

C +4 O 2 + 2Mg – t° = 2Mg +2 O + C 0

Kvalitatīva reakcija

Kaļķu ūdens duļķainība:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ¯ (baltas nogulsnes) + H 2 O

Tas pazūd, CO 2 ilgstoši laižot cauri kaļķa ūdenim, jo nešķīstošs kalcija karbonāts pārvēršas šķīstošā bikarbonātā:

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

Ogļskābe un tāssāls

H 2CO 3 - Vāja skābe, tā pastāv tikai ūdens šķīdumā:

CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3

Divbāzu:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 - Skābie sāļi - bikarbonāti, bikarbonāti
HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2- Vidējie sāļi - karbonāti

Raksturīgas ir visas skābju īpašības.

Karbonāti un bikarbonāti var pārveidoties viens par otru:

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

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

Metālu karbonāti (izņemot sārmu metālus) karsējot dekarboksilē, veidojot oksīdu:

CuCO 3 – t° = CuO + CO 2

Kvalitatīva reakcija- “vārīšana” spēcīgas skābes ietekmē:

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

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

Karbīdi

Kalcija karbīds:

CaO + 3 C = CaC 2 + CO

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

Acetilēns izdalās, kad cinka, kadmija, lantāna un cērija karbīdi reaģē ar ūdeni:

2 LaC2 + 6 H2O = 2La(OH)3 + 2 C 2H2 + H2.

Be 2 C un Al 4 C 3 sadalās ar ūdeni, veidojot metānu:

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

Tehnoloģijā tiek izmantoti titāna karbīdi TiC, volframs W 2 C (cietie sakausējumi), silīcija SiC (karborunds - kā abrazīvs un materiāls sildītājiem).

Cianīds

ko iegūst, karsējot sodu amonjaka un oglekļa monoksīda atmosfērā:

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

Ciānūdeņražskābe HCN ir svarīgs ķīmiskās rūpniecības produkts, un to plaši izmanto organiskajā sintēzē. Tā globālā produkcija sasniedz 200 tūkstošus tonnu gadā. Cianīda anjona elektroniskā struktūra ir līdzīga oglekļa monoksīdam (II); šādas daļiņas sauc par izoelektroniskām:

C = O: [:C = N:] -

Cianīdus (0,1-0,2% ūdens šķīdums) izmanto zelta ieguvē:

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

Vārot cianīda šķīdumus ar sēru vai kūstot cietām vielām, tie veidojas tiocianāti:
KCN + S = KSCN.

Sildot zemu aktīvo metālu cianīdus, iegūst cianīdu: Hg(CN) 2 = Hg + (CN) 2. Cianīda šķīdumi tiek oksidēti līdz cianāti:

2 KCN + O 2 = 2 KOCN.

Ciānskābe pastāv divos veidos:

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

1828. gadā Frīdrihs Vēlers (1800-1882) ieguva urīnvielu no amonija cianāta: NH 4 OCN = CO(NH 2) 2, iztvaicējot ūdens šķīdumu.

Šo notikumu parasti uzskata par sintētiskās ķīmijas uzvaru pār "vitalistisko teoriju".

Ir ciānskābes izomērs - sprādzienbīstama skābe

H-O-N=C.
Tās sāļus (dzīvsudraba fulmināts Hg(ONC) 2) izmanto trieciena aizdedzēs.

Sintēze urīnviela(urīnviela):

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

Urīnviela ir ogļskābes amīds, ir arī tā "slāpekļa analogs" - guanidīns.

Karbonāti

Nozīmīgākie neorganiskie oglekļa savienojumi ir ogļskābes sāļi (karbonāti). H 2 CO 3 ir vāja skābe (K 1 = 1,3 10 -4; K 2 = 5 10 -11). Karbonāta bufera balsti oglekļa dioksīda līdzsvars atmosfērā. Pasaules okeāniem ir milzīga bufera jauda, ​​jo tie ir atvērta sistēma. Galvenā bufera reakcija ir līdzsvars ogļskābes disociācijas laikā:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 - .

Kad skābums samazinās, rodas papildu oglekļa dioksīda absorbcija no atmosfēras, veidojot skābi:
CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3.

Palielinoties skābumam, karbonātu ieži (čaulas, krīts un kaļķakmens nogulumi okeānā) izšķīst; tas kompensē hidrokarbonāta jonu zudumu:

H + + CO 3 2- ↔ HCO 3 —

CaCO 3 (ciets) ↔ Ca 2+ + CO 3 2-

Cietie karbonāti pārvēršas šķīstošos bikarbonātos. Tieši šis liekā oglekļa dioksīda ķīmiskās šķīdināšanas process neitralizē “siltumnīcas efektu” - globālo sasilšanu, ko rada oglekļa dioksīda absorbcija no Zemes termiskā starojuma. Apmēram trešā daļa no pasaulē saražotās sodas (nātrija karbonāts Na 2 CO 3) tiek izmantota stikla ražošanā.

Oglekļa dioksīds, oglekļa monoksīds, oglekļa dioksīds - tie visi ir vienas vielas nosaukumi, kas mums zināmi kā oglekļa dioksīds. Kādas ir šīs gāzes īpašības un kādas ir tās pielietošanas jomas?

Oglekļa dioksīds un tā fizikālās īpašības

Oglekļa dioksīds sastāv no oglekļa un skābekļa. Oglekļa dioksīda formula izskatās šādi – CO₂. Dabā tas veidojas organisko vielu sadegšanas vai sabrukšanas laikā. Arī gāzu saturs gaisā un minerālavotos ir diezgan augsts. Turklāt cilvēki un dzīvnieki izelpojot izdala arī oglekļa dioksīdu.

Rīsi. 1. Oglekļa dioksīda molekula.

Oglekļa dioksīds ir pilnīgi bezkrāsaina gāze, un to nevar redzēt. Tam arī nav smaržas. Tomēr ar augstu koncentrāciju cilvēkam var attīstīties hiperkapnija, tas ir, nosmakšana. Oglekļa dioksīda trūkums var izraisīt arī veselības problēmas. Šīs gāzes trūkuma rezultātā var attīstīties nosmakšanai pretējs stāvoklis - hipokapnija.

Ja novieto ogļskābo gāzi zemas temperatūras apstākļos, tad pie -72 grādiem tas kristalizējas un kļūst kā sniegs. Tāpēc oglekļa dioksīdu cietā stāvoklī sauc par "sausu sniegu".

Rīsi. 2. Sauss sniegs – oglekļa dioksīds.

Oglekļa dioksīds ir 1,5 reizes blīvāks par gaisu. Tās blīvums ir 1,98 kg/m³ Ķīmiskā saite oglekļa dioksīda molekulā ir polāra kovalenta. Tas ir polārs, jo skābeklim ir augstāka elektronegativitātes vērtība.

Svarīgs jēdziens vielu izpētē ir molekulārā un molārā masa. Oglekļa dioksīda molārā masa ir 44. Šis skaitlis veidojas no molekulu veidojošo atomu relatīvo atomu masu summas. Relatīvo atomu masu vērtības ir ņemtas no tabulas D.I. Mendeļejevs un ir noapaļoti līdz veseliem skaitļiem. Attiecīgi CO₂ molārā masa = 12+2*16.

Lai aprēķinātu elementu masas daļas oglekļa dioksīdā, ir jāievēro formula katra ķīmiskā elementa masas daļu aprēķināšanai vielā.

n– atomu vai molekulu skaits.
A r– ķīmiskā elementa relatīvā atommasa.
Mr– vielas relatīvā molekulmasa.
Aprēķināsim oglekļa dioksīda relatīvo molekulmasu.

Mr(CO₂) = 14 + 16 * 2 = 44 w(C) = 1 * 12 / 44 = 0,27 vai 27% Tā kā oglekļa dioksīda formula ietver divus skābekļa atomus, tad n = 2 w(O) = 2 * 16 / 44 = 0,73 vai 73%

Atbilde: w(C) = 0,27 vai 27%; w(O) = 0,73 vai 73%

Oglekļa dioksīda ķīmiskās un bioloģiskās īpašības

Oglekļa dioksīdam ir skābas īpašības, jo tas ir skābs oksīds, un, izšķīdinot ūdenī, tas veido ogļskābi:

CO₂+H₂O=H₂CO3

Reaģē ar sārmiem, kā rezultātā veidojas karbonāti un bikarbonāti. Šī gāze nedeg. Tajā deg tikai daži aktīvi metāli, piemēram, magnijs.

Sildot, oglekļa dioksīds sadalās oglekļa monoksīdā un skābeklī:

2CO₃=2CO+O3.

Tāpat kā citi skābie oksīdi, šī gāze viegli reaģē ar citiem oksīdiem:

СaO+Co₃=CaCO₃.

Oglekļa dioksīds ir daļa no visām organiskajām vielām. Šīs gāzes cirkulācija dabā tiek veikta ar ražotāju, patērētāju un sadalītāju palīdzību. Dzīves procesā cilvēks saražo aptuveni 1 kg oglekļa dioksīda dienā. Ieelpojot mēs saņemam skābekli, bet šajā brīdī alveolos veidojas oglekļa dioksīds. Šajā brīdī notiek apmaiņa: skābeklis iekļūst asinīs un izdalās oglekļa dioksīds.

Oglekļa dioksīds rodas alkohola ražošanas laikā. Šī gāze ir arī slāpekļa, skābekļa un argona ražošanas blakusprodukts. Oglekļa dioksīda izmantošana ir nepieciešama pārtikas rūpniecībā, kur oglekļa dioksīds darbojas kā konservants, un oglekļa dioksīds šķidrā veidā ir atrodams ugunsdzēšamos aparātos.

Rīsi. 3. Ugunsdzēšamais aparāts.

Ko mēs esam iemācījušies?

Oglekļa dioksīds ir viela, kas normālos apstākļos ir bezkrāsaina un bez smaržas. Papildus parastajam nosaukumam oglekļa dioksīds to sauc arī par oglekļa monoksīdu vai oglekļa dioksīdu.

Tests par tēmu

Ziņojuma izvērtēšana

Vidējais vērtējums: 4.3. Kopējais saņemto vērtējumu skaits: 116.

Ogleklis (angļu Carbon, French Carbone, vācu Kohlenstoff) ogļu, kvēpu un kvēpu veidā ir zināms cilvēcei kopš neatminamiem laikiem; apmēram pirms 100 tūkstošiem gadu, kad mūsu senči apguva uguni, viņi katru dienu nodarbojās ar oglēm un kvēpiem. Iespējams, ļoti agri cilvēki iepazina oglekļa alotropās modifikācijas – dimantu un grafītu, kā arī fosilās ogles. Nav pārsteidzoši, ka oglekli saturošu vielu sadedzināšana bija viens no pirmajiem ķīmiskajiem procesiem, kas interesēja cilvēku. Tā kā degošā viela pazuda, kad to patērēja uguns, sadegšana tika uzskatīta par vielas sadalīšanās procesu, un tāpēc ogles (vai ogleklis) netika uzskatītas par elementu. Elements bija uguns - parādība, kas pavada degšanu; Senajās mācībās par elementiem uguns parasti parādās kā viens no elementiem. XVII - XVIII gadsimtu mijā. Radās flogistona teorija, kuru izvirzīja Behers un Štāls. Šī teorija atzina, ka katrā degošā ķermenī atrodas īpaša elementāra viela - bezsvara šķidrums - flogistons, kas degšanas procesā iztvaiko. Tā kā, sadedzinot lielu daudzumu ogļu, paliek tikai nedaudz pelnu, floģistika uzskatīja, ka ogles ir gandrīz tīrs flogistons. Tas jo īpaši izskaidro ogļu “foģisko” efektu - tās spēju atjaunot metālus no “kaļķiem” un rūdām. Vēlāk floģistika, Reamurs, Bergmans un citi, jau sāka saprast, ka ogles ir elementāra viela. Tomēr “tīras ogles” par tādām vispirms atzina Lavuāzjē, kurš pētīja ogļu un citu vielu sadegšanas procesu gaisā un skābeklī. Gitona de Morvo, Lavuāzjē, Bertolē un Furruā grāmatā "Ķīmiskās nomenklatūras metode" (1787) franču valodas "tīrās ogles" (charbone pur) vietā parādījās nosaukums "carbon" (carbone). Ar tādu pašu nosaukumu ogleklis parādās “Vienkāršo ķermeņu tabulā” Lavuazjē “Ķīmijas pamatgrāmatā”. 1791. gadā angļu ķīmiķis Tenants bija pirmais, kurš ieguva brīvo oglekli; viņš izlaida fosfora tvaikus pāri kalcinētam krītam, kā rezultātā veidojās kalcija fosfāts un ogleklis. Jau sen ir zināms, ka dimants deg, neatstājot atlikumus, spēcīgi karsējot. 1751. gadā franču karalis Francis I piekrita dot dimantu un rubīnu degšanas eksperimentiem, pēc tam šie eksperimenti pat kļuva modē. Izrādījās, ka deg tikai dimants, un rubīns (alumīnija oksīds ar hroma piejaukumu) var izturēt ilgstošu karsēšanu aizdedzes lēcas fokusā bez bojājumiem. Lavuazjē veica jaunu eksperimentu par dimantu sadedzināšanu, izmantojot lielu aizdedzes mašīnu, un nonāca pie secinājuma, ka dimants ir kristālisks ogleklis. Otrs oglekļa alotrops - grafīts alķīmiskajā periodā tika uzskatīts par modificētu svina spīdumu un tika saukts par plumbago; Tikai 1740. gadā Pots atklāja, ka grafītā nav svina piemaisījumu. Šēle pētīja grafītu (1779) un, būdams floģistikas speciālists, uzskatīja to par īpašu sēra ķermeņa veidu, īpašu minerālo ogles, kas satur saistītu "gaisa skābi" (CO 2) un lielu daudzumu flogistona.

Divdesmit gadus vēlāk Guitons de Morveau, rūpīgi karsējot, pārvērta dimantu grafītā un pēc tam ogļskābē.

Starptautiskais nosaukums Carboneum cēlies no latīņu valodas. carbo (ogles). Šim vārdam ir ļoti sena izcelsme. To salīdzina ar cremare - sadedzināt; saknes sag, cal, krievu gar, gal, gol, sanskrita sta nozm vrot, gatavot. Vārds "carbo" ir saistīts ar oglekļa nosaukumiem citās Eiropas valodās (ogleklis, ogle utt.). Vācu Kohlenstoff nāk no Kohle - ogles (vecvācu kolo, zviedru kylla - sildīt). Senkrievu ugorati jeb ugarati (sadedzināt, apdegt) ir sakne gar jeb kalni ar iespējamu pāreju uz gol; ogles senkrievu jugal jeb tās pašas izcelsmes ogles. Vārds dimants (Diamante) cēlies no sengrieķu valodas – neiznīcināms, nepiekāpīgs, ciets, un grafīts no grieķu valodas – es rakstu.

Ogleklis(latīņu carboneum), C, Mendeļejeva periodiskās sistēmas IV grupas ķīmiskais elements, atomskaitlis 6, atommasa 12.011. Ir zināmi divi stabili izotopi: 12 c (98,892%) un 13 c (1,108%). No radioaktīvajiem izotopiem svarīgākais ir 14 s ar pussabrukšanas periodu (T = 5,6 × 10 3 gadi). Nelielos daudzumos 14 c (apmēram 2 × 10 -10% pēc masas) pastāvīgi veidojas atmosfēras augšējos slāņos kosmiskā starojuma neitronu iedarbībā uz slāpekļa izotopu 14 n. Pamatojoties uz 14 c izotopa īpatnējo aktivitāti biogēnas izcelsmes atliekās, nosaka to vecumu. 14 c tiek plaši izmantots kā .

Vēsturiska atsauce . U. ir zināms kopš seniem laikiem. Ogles kalpoja metālu atjaunošanai no rūdām, dimants - kā dārgakmens. Daudz vēlāk grafītu sāka izmantot tīģeļu un zīmuļu izgatavošanai.

1778. gadā K. Šēle, karsējot grafītu ar salpetru, atklāju, ka šajā gadījumā, kā sildot ogles ar salpetru, izdalās ogļskābā gāze. Dimanta ķīmisko sastāvu noteica eksperimentu rezultātā A. Lavuazjē(1772) par dimantu degšanas izpēti gaisā un S. Tennants(1797), kurš pierādīja, ka vienāds daudzums dimanta un ogļu oksidācijas laikā rada vienādu daudzumu oglekļa dioksīda. U. par ķīmisko elementu 1789. gadā atzina Lavuazjē. U. latīņu nosaukumu carboneum saņēma no carbo – ogles.

Izplatība dabā. Vidējais urāna saturs zemes garozā ir 2,3? 10 -2% no svara (1 ± 10 -2 ultrabāziskā, 1 œ 10 -2 - pamata, 2 œ 10 -2 - vidē, 3 œ 10 -2 - V skābie ieži). U. uzkrājas zemes garozas augšdaļā (biosfērā): dzīvajā vielā 18% U., koksnē 50%, oglās 80%, eļļa 85%, antracīts 96%. Ievērojama U. litosfēras daļa ir koncentrēta kaļķakmeņos un dolomītos.

U. paša derīgo izrakteņu skaits ir 112; Ogļūdeņražu un to atvasinājumu organisko savienojumu skaits ir ārkārtīgi liels.

Oglekļa uzkrāšanās zemes garozā ir saistīta ar daudzu citu elementu uzkrāšanos, kas tiek sorbēti ar organiskām vielām un izgulsnējas nešķīstošu karbonātu veidā utt. Co 2 un ogļskābei ir liela ģeoķīmiskā loma zemes garozā. Vulkānisma laikā izdalās milzīgs daudzums CO2 - Zemes vēsturē tas bija galvenais biosfēras oglekļa dioksīda avots.

Salīdzinot ar vidējo saturu zemes garozā, cilvēce ekstrahē urānu no zemes dzīlēm (ogles, nafta, dabasgāze) ārkārtīgi lielos daudzumos, jo šie minerāli ir galvenais enerģijas avots.

Urāna ciklam ir liela ģeoķīmiskā nozīme.

U. ir plaši izplatīts arī kosmosā; uz Saules tas ieņem 4. vietu aiz ūdeņraža, hēlija un skābekļa.

Fizikālās un ķīmiskās īpašības. Ir zināmas četras oglekļa kristāliskās modifikācijas: grafīts, dimants, karabīns un lonsdaleīts. Grafīts ir pelēcīgi melna, necaurspīdīga, taukaina uz tausti, zvīņaina, ļoti mīksta masa ar metālisku spīdumu. Izgatavots no sešstūra struktūras kristāliem: a=2,462 a, c=6,701 a. Istabas temperatūrā un normālā spiedienā (0,1 Mn/m 2, vai 1 kgf/cm2) grafīts ir termodinamiski stabils. Dimants ir ļoti cieta, kristāliska viela. Kristāliem ir uz seju vērsts kubiskais režģis: a = 3560 a. Istabas temperatūrā un normālā spiedienā dimants ir metastabils (sīkāku informāciju par dimanta un grafīta struktūru un īpašībām skatiet attiecīgajos rakstos). Manāma dimanta pārvēršanās grafītā tiek novērota temperatūrā virs 1400 °C vakuumā vai inertā atmosfērā. Atmosfēras spiedienā un aptuveni 3700 °C temperatūrā grafīts sublimējas. Šķidrumu U. var iegūt pie spiediena virs 10,5 Mn/m2(105 kgf/cm2) un temperatūra virs 3700 °C. Par grūti U. ( kokss, sodrēji, kokogles) raksturīgs arī stāvoklis ar nesakārtotu struktūru - tā sauktais “amorfais” U., kas neatspoguļo patstāvīgu modifikāciju; Tās struktūras pamatā ir smalki kristāliskā grafīta struktūra. Dažu “amorfā” oglekļa šķirņu karsēšana virs 1500–1600 °C bez piekļuves gaisam izraisa to pārvēršanos grafītā. “Amorfā” oglekļa fizikālās īpašības ir ļoti atkarīgas no daļiņu izkliedes un piemaisījumu klātbūtnes. “Amorfā” oglekļa blīvums, siltumietilpība, siltumvadītspēja un elektrovadītspēja vienmēr ir augstāki nekā grafītam. Karbīns tiek iegūts mākslīgi. Tas ir smalki kristālisks melns pulveris (blīvums 1,9-2 g/cm3) . Izgatavots no garām C atomu ķēdēm, kas izvietotas paralēli viena otrai. Lonsdaleīts ir atrodams meteorītos un iegūts mākslīgi; tā struktūra un īpašības nav galīgi noteiktas.

U atoma ārējā elektronu apvalka konfigurācija. 2s 2 2p 2 . Ogleklim ir raksturīga četru kovalento saišu veidošanās ārējā elektronu apvalka ierosmes dēļ līdz stāvoklim 2 sp3. Tāpēc ogleklis ir vienlīdz spējīgs gan piesaistīt, gan nodot elektronus. Ķīmiskā saite var rasties sakarā ar sp 3 -, sp 2 - Un sp-hibrīdas orbitāles, kas atbilst koordinācijas skaitļiem 4, 3 un 2. Elektrona valences elektronu skaits un valences orbitāļu skaits ir vienāds; Tas ir viens no U atomu saites stabilitātes iemesliem.

Urāna atomu unikālā spēja savienoties vienam ar otru, veidojot spēcīgas un garas ķēdes un ciklus, ir novedusi pie milzīga skaita dažādu pētīto urāna savienojumu rašanās. organiskā ķīmija.

Savienojumos urāna oksidācijas pakāpe ir -4; +2; +4. Atomu rādiuss 0,77 a, kovalentais rādiuss attiecīgi 0,77 a, 0,67 a, 0,60 a, vienkāršās, dubultās un trīskāršās saitēs; jonu rādiuss c 4- 2,60 a , c 4+ 0,20 a . Normālos apstākļos urāns ir ķīmiski inerts; augstā temperatūrā tas savienojas ar daudziem elementiem, uzrādot spēcīgas reducējošas īpašības. Ķīmiskā aktivitāte samazinās šādā secībā: “amorfs” ogleklis, grafīts, dimants; mijiedarbība ar gaisa skābekli (sadegšana) notiek attiecīgi temperatūrā virs 300-500 °C, 600-700 °C un 850-1000 °C, veidojoties oglekļa dioksīda co 2 un oglekļa monoksīda co.

co 2 izšķīst ūdenī, veidojot ogļskābe. 1906. gadā O. Diels saņēma suboksīdu U. c 3 o 2. Visas U. formas ir izturīgas pret sārmiem un skābēm un lēnām oksidējas tikai ar ļoti spēcīgiem oksidētājiem (hroma maisījums, koncentrēta hno 3 un kclo 3 maisījums utt.). “Amorfs” U. reaģē ar fluoru istabas temperatūrā, grafītu un dimantu - karsējot. Oglekļa dioksīda tiešais savienojums ar hloru notiek elektriskā lokā; U. nereaģē ar bromu un jodu, tāpēc daudz oglekļa halogenīdi sintezēts netieši. No oksihalogenīdiem ar vispārīgo formulu cox 2 (kur X ir halogēns) pazīstamākais ir oksihlorīda cocl 2 ( fosgēns) . Ūdeņradis nesadarbojas ar dimantu; reaģē ar grafītu un “amorfo” oglekli augstā temperatūrā katalizatoru klātbūtnē (ni, pt): 600-1000 °C, galvenokārt veidojas metāns ch 4, 1500-2000 °C - acetilēns c 2 h 2 , Produktos var būt arī citi ogļūdeņraži, piemēram, etāns c 2 h 6 , benzols c 6 h 6 . Sēra mijiedarbība ar “amorfo” oglekli un grafītu sākas 700-800 °C, ar dimantu 900-1000 °C; visos gadījumos veidojas oglekļa disulfīds cs 2. Dr. U. sēru saturoši savienojumi (cs tioksīds, c 3 s 2 tioksīds, cos sulfīds un tiofosgēns cscl 2) tiek iegūti netieši. Kad cs 2 mijiedarbojas ar metālu sulfīdiem, veidojas tiokarbonāti - vājas tiokarbonskābes sāļi. Oglekļa dioksīda mijiedarbība ar slāpekli, veidojot cianogēnu (cn) 2, notiek, kad slāpekļa atmosfērā starp oglekļa elektrodiem tiek izvadīta elektriskā izlāde. Starp slāpekli saturošiem urāna savienojumiem liela praktiska nozīme ir ūdeņraža cianīdam hcn un tā daudzajiem atvasinājumiem: cianīdiem, halogenātiem, nitriliem uc Temperatūrā virs 1000 °C urāns mijiedarbojas ar daudziem metāliem, radot karbīdi. Visas oglekļa formas, karsējot, reducē metālu oksīdus, veidojot brīvus metālus (zn, cd, cu, pb utt.) vai karbīdus (cac 2, mo 2 c, wo, tac utt.). U. reaģē temperatūrā virs 600-800 ° C ar ūdens tvaiku un oglekļa dioksīdu . Grafīta īpatnība ir spēja, mēreni karsējot līdz 300–400 °C, mijiedarboties ar sārmu metāliem un halogenīdiem, veidojot savienojumu pārslēgšana tips c 8 me, c 24 me, c 8 x (kur X ir halogēns, me ir metāls). Zināmi savienojumi ietver grafītu ar hno 3, h 2 so 4, fecl 3 utt. (piemēram, grafīta bisulfāts c 24 so 4 h 2). Visas urāna formas nešķīst parastajos neorganiskajos un organiskajos šķīdinātājos, bet izšķīst dažos izkausētajos metālos (piemēram, fe, ni, co).

Enerģijas valsts ekonomisko nozīmi nosaka tas, ka vairāk nekā 90% no visiem pasaulē patērētajiem primārajiem enerģijas avotiem nāk no organiskiem avotiem. degviela, kuras dominējošā loma turpināsies arī turpmākajās desmitgadēs, neskatoties uz intensīvo kodolenerģijas attīstību. Tikai aptuveni 10% iegūtās degvielas tiek izmantota kā izejviela pamata organiskā sintēze Un naftas ķīmijas sintēze, par saņemšanu plastmasas un utt.

B. A. Popovkins.

U. ķermenī . U. ir vissvarīgākais biogēnais elements, kas veido dzīvības pamatu uz Zemes, daudzu organisko savienojumu struktūrvienība, kas iesaistīta organismu veidošanā un to dzīvībai svarīgo funkciju nodrošināšanā ( biopolimēri, kā arī daudzas mazmolekulāras bioloģiski aktīvās vielas - vitamīni, hormoni, mediatori utt.). Būtiska daļa organismiem nepieciešamās enerģijas veidojas šūnās, oksidējoties ogleklim.Dzīvības rašanos uz Zemes mūsdienu zinātnē uzskata par sarežģītu oglekļa savienojumu evolūcijas procesu. .

Oglekļa unikālā loma dzīvajā dabā ir saistīta ar tā īpašībām, kuras kopumā nepiemīt nevienam citam periodiskās sistēmas elementam. Starp oglekļa atomiem, kā arī starp oglekli un citiem elementiem veidojas spēcīgas ķīmiskās saites, kuras tomēr var pārraut salīdzinoši vieglos fizioloģiskos apstākļos (šīs saites var būt vienkāršās, dubultās vai trīskāršās). Oglekļa spēja veidot četras līdzvērtīgas valences saites ar citiem oglekļa atomiem ļauj veidot dažāda veida oglekļa skeletus — lineārus, sazarotus un cikliskus. Zīmīgi, ka tikai trīs elementi - C, O un H - veido 98% no kopējās dzīvo organismu masas. Tas nodrošina noteiktu efektivitāti dzīvajā dabā: ar gandrīz neierobežotu oglekļa savienojumu strukturālo daudzveidību, neliels skaits ķīmisko saišu veidu ļauj ievērojami samazināt organisko vielu sadalīšanai un sintēzei nepieciešamo fermentu skaitu. Oglekļa atoma struktūras iezīmes ir dažādu veidu pamatā izomerisms organiskie savienojumi (optiskās izomērijas spēja izrādījās izšķiroša aminoskābju, ogļhidrātu un dažu alkaloīdu bioķīmiskajā evolūcijā).

Saskaņā ar vispārpieņemto hipotēzi A.I. Oparina, Pirmie organiskie savienojumi uz Zemes bija abiogēnas izcelsmes. Ūdeņraža avoti bija metāns (ch 4) un ūdeņraža cianīds (hcn), kas atrodas Zemes primārajā atmosfērā. Līdz ar dzīvības rašanos vienīgais neorganiskā oglekļa avots, kura dēļ veidojas visa biosfēras organiskā viela, ir oglekļa dioksīds(co 2), kas atrodas atmosfērā, kā arī izšķīdis dabiskajos ūdeņos hco formā - 3. Visspēcīgākais U asimilācijas (asimilācijas) mehānisms (co 2 formā) - fotosintēze - visur veic zaļie augi (ik gadu tiek asimilēti aptuveni 100 miljardi). T co 2). Uz Zemes ir evolucionāri senāka metode, kā asimilēt CO 2 ar ķīmiskā sintēze;šajā gadījumā ķīmiski sintētiskie mikroorganismi izmanto nevis Saules starojuma enerģiju, bet gan neorganisko savienojumu oksidācijas enerģiju. Lielākā daļa dzīvnieku patērē urānu kopā ar pārtiku gatavu organisko savienojumu veidā. Atkarībā no organisko savienojumu asimilācijas metodes ir ierasts atšķirt autotrofiski organismi Un heterotrofiski organismi. Mikroorganismu izmantošana olbaltumvielu un citu uzturvielu biosintēzei, izmantojot U kā vienīgo avotu. ogļūdeņraži nafta ir viena no svarīgākajām mūsdienu zinātnes un tehnikas problēmām.

U saturs dzīvajos organismos, rēķinot uz sausnas bāzes, ir: 34,5-40% ūdens augos un dzīvniekos, 45,4-46,5% sauszemes augos un dzīvniekos un 54% baktērijās. Organismu dzīves laikā, galvenokārt sakarā ar audu elpošana, organisko savienojumu oksidatīvā sadalīšanās notiek ar co 2 izdalīšanos ārējā vidē. U. izdalās arī kā daļa no sarežģītākiem vielmaiņas galaproduktiem. Pēc dzīvnieku un augu nāves mikroorganismu veikto sabrukšanas procesu rezultātā daļa oglekļa atkal tiek pārveidota par CO2. Tādā veidā dabā notiek oglekļa cikls . Ievērojama urāna daļa ir mineralizēta un veido fosilā urāna atradnes: ogles, naftu, kaļķakmeni uc Papildus galvenajām funkcijām - urāna avotam - co 2, kas izšķīdināts dabiskajos ūdeņos un bioloģiskajos šķidrumos, piedalās urāna uzturēšanā. optimāls vides skābums dzīvības procesiem . Kā daļa no caco 3 U. veido daudzu bezmugurkaulnieku (piemēram, gliemju čaumalu) eksoskeletu, kā arī ir atrodams koraļļos, ​​putnu olu čaumalās utt. U. savienojumi, piemēram, hcn, co, ccl 4, kas dominēja Zemes primārā atmosfēra prebioloģiskajā periodā, vēlāk, bioloģiskās evolūcijas procesā, pārvērtās par spēcīgu antimetabolīti vielmaiņa.

Papildus stabilajiem oglekļa izotopiem dabā ir plaši izplatīts radioaktīvais 14c (cilvēka organismā ir aptuveni 0,1 Mccurie) . Urāna izotopu izmantošana bioloģiskajos un medicīniskajos pētījumos ir saistīta ar daudziem nozīmīgiem sasniegumiem metabolisma un urāna cikla izpētē dabā. . Tādējādi ar radiokarbona marķējuma palīdzību tika pierādīta h 14 co - 3 fiksācijas iespēja ar augiem un dzīvnieku audiem, noteikta fotosintēzes reakciju secība, pētīta aminoskābju vielmaiņa, daudzu biosintēzes ceļi. tika izsekoti bioloģiski aktīvie savienojumi utt. 14 c izmantošana veicināja molekulārās bioloģijas panākumus proteīnu biosintēzes mehānismu izpētē un iedzimtības informācijas pārraidē. 14 c īpatnējās aktivitātes noteikšana oglekli saturošajos organiskajos atliekos ļauj spriest par to vecumu, ko izmanto paleontoloģijā un arheoloģijā.

N. N. Černovs.

Lit.:Šafranovskis I.I., Almazy, M. - L., 1964; Ubbelohde A.R., Lewis F.A., Grafīts un tā kristāliskie savienojumi, trans. no angļu val., M., 1965; Remi G., Neorganiskās ķīmijas kurss, tulk. no vācu val., 1. sēj., M., 1972; Perelman A.I., Elementu ģeoķīmija hiperģenēzes zonā, M., 1972; Nekrasov B.V., Vispārējās ķīmijas pamati, 3. izdevums, M., 1973; Akhmetov N.S., Neorganiskā ķīmija, 2. izdevums, M., 1975; Vernadskis V.I., Esejas par ģeoķīmiju, 6. izd., M., 1954; Roginsky S.Z., Shnol S.E., Isotopes in biochemistry, M., 1963; Bioķīmijas horizonti, trans. no angļu val., M., 1964; Evolūcijas un tehniskās bioķīmijas problēmas, M., 1964; Calvin M., Ķīmiskā evolūcija, tulk. no angļu val., M., 1971; Löwy A., Sikiewitz F., Šūnu struktūra un funkcija, trans. no angļu valodas, 1971, sk. 7; Biosfēra, trans. no angļu valodas, M., 1972.

Lejupielādēt abstraktu

Ogleklis C Mendeļejeva periodiskajā tabulā ir 6. Pat primitīvi cilvēki pamanīja, ka pēc malkas dedzināšanas veidojas ogles, ar kurām var zīmēt uz alas sienām. Visi organiskie savienojumi satur oglekli. Divas visvairāk pētītās oglekļa allotropās modifikācijas ir grafīts un dimants.

Ogleklis organiskajā ķīmijā

Ogleklis periodiskajā tabulā ieņem īpašu vietu. Savas struktūras dēļ tas veido garas lineāras vai cikliskas struktūras saišu ķēdes. Ir zināmi vairāk nekā 10 miljoni organisko savienojumu. Neskatoties uz to daudzveidību, gaisā un temperatūras ietekmē tie vienmēr pārtaps oglekļa dioksīdā un.

Oglekļa loma mūsu ikdienas dzīvē ir milzīga. Bez oglekļa dioksīda nenotiks fotosintēze, viens no galvenajiem bioloģiskajiem procesiem.

Oglekļa pielietojums

Ogli plaši izmanto medicīnā, lai radītu dažādas organiskas zāles. Oglekļa izotopi pieļauj radiooglekļa datēšanu. Bez oglekļa metalurģijas nozare nevar darboties. Cietā kurināmā pirolīzes katlos sadedzinātās ogles kalpo kā enerģijas avots. Naftas pārstrādes rūpniecībā benzīnu un dīzeļdegvielu ražo no organiskā oglekļa savienojumiem. Liela daļa oglekļa ir nepieciešama cukura ražošanai. To izmanto arī organisko savienojumu sintēzē, kas ir svarīgi visās ikdienas dzīves jomās.