Ogljik v periodnem sistemu. Ogljikov dioksid

Fizične lastnosti: ogljik tvori številne alotropske modifikacije: diamant- ena najtežjih snovi grafit, premog, saje.

Ogljikov atom ima 6 elektronov: 1s 2 2s 2 2p 2 . Zadnja dva elektrona se nahajata v ločenih p-orbitalah in nista v paru. Načeloma bi ta par lahko zasedel isto orbitalo, vendar se v tem primeru močno poveča medelektronsko odbojnost. Zaradi tega eden od njih vzame 2p x, drugi pa bodisi 2p y , ali 2p z orbitale.

Razlika v energiji s- in p-podnivoja zunanje plasti je majhna, zato atom precej zlahka preide v vzbujeno stanje, v katerem eden od dveh elektronov iz 2s orbite preide v prostega 2 rub. Valenčno stanje se pojavi s konfiguracijo 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . To stanje ogljikovega atoma je značilno za diamantno mrežo - tetraedrična prostorska razporeditev hibridnih orbital, enaka dolžina in energija vezi.

Ta pojav je znan po imenu sp 3 -hibridizacija, in nastajajoče funkcije so sp 3 -hibridne . Tvorba štirih vezi sp 3 zagotavlja ogljikovemu atomu bolj stabilno stanje kot tri r-r- in ena s-s-povezava. Poleg hibridizacije sp 3 opazimo tudi hibridizacijo sp 2 in sp na ogljikovem atomu . V prvem primeru pride do medsebojnega prekrivanja s- in dve p-orbitali. Nastanejo tri enakovredne sp 2 hibridne orbitale, ki se nahajajo v isti ravnini pod kotom 120° druga na drugo. Tretja orbitala p je nespremenjena in usmerjena pravokotno na ravnino sp2.

Med sp hibridizacijo se s in p orbitali prekrivata. Med obema ekvivalentnima hibridnima orbitalama, ki nastaneta, nastane kot 180°, medtem ko obe p-orbitali vsakega atoma ostaneta nespremenjeni.

Alotropija ogljika. Diamant in grafit

V kristalu grafita so atomi ogljika nameščeni v vzporednih ravninah in zasedajo oglišča pravilnih šesterokotnikov. Vsak ogljikov atom je povezan s tremi sosednjimi sp 2 hibridnimi vezmi. Povezava med vzporednimi ravninami se izvaja zaradi van der Waalsovih sil. Proste p-orbitale vsakega atoma so usmerjene pravokotno na ravnine kovalentnih vezi. Njihovo prekrivanje pojasnjuje dodatno π vez med ogljikovimi atomi. Tako od valenčno stanje, v katerem se nahajajo ogljikovi atomi v snovi, določa lastnosti te snovi.

Kemijske lastnosti ogljika

Najbolj značilna oksidacijska stanja so: +4, +2.

Pri nizkih temperaturah je ogljik inerten, pri segrevanju pa se njegova aktivnost poveča.

Ogljik kot redukcijsko sredstvo:

- s kisikom
C 0 + O 2 – t° = CO 2 ogljikov dioksid
s pomanjkanjem kisika - nepopolno zgorevanje:
2C 0 + O 2 – t° = 2C +2 O ogljikov monoksid

- s fluorom
C + 2F 2 = CF 4

- z vodno paro
C 0 + H 2 O – 1200° = C + 2 O + H 2 vodni plin

- s kovinskimi oksidi. Tako se kovina tali iz rude.
C 0 + 2CuO – t° = 2Cu + C +4 O 2

- s kislinami - 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

- z žveplom tvori ogljikov disulfid:
C + 2S 2 = CS 2.

Ogljik kot oksidant:

- tvori karbide z nekaterimi kovinami

4Al + 3C 0 = Al 4 C 3

Ca + 2C 0 = CaC 2 -4

- z vodikom - metan (pa tudi ogromno organskih spojin)

C0 + 2H2 = CH4

— s silicijem tvori karborund (pri 2000 °C v električni peči):

Iskanje ogljika v naravi

Prosti ogljik se pojavlja v obliki diamanta in grafita. V obliki spojin se ogljik nahaja v mineralih: kreda, marmor, apnenec - CaCO 3, dolomit - MgCO 3 * CaCO 3; hidrokarbonati - Mg (HCO 3) 2 in Ca (HCO 3) 2, CO 2 je del zraka; Ogljik je glavna sestavina naravnih organskih spojin - plina, nafte, premoga, šote in je del organskih snovi, beljakovin, maščob, ogljikovih hidratov, aminokislin, ki sestavljajo žive organizme.

Anorganske ogljikove spojine

Niti C 4+ niti C 4- ioni ne nastanejo med nobenim običajnim kemijskim procesom: ogljikove spojine vsebujejo kovalentne vezi različnih polarnosti.

Ogljikov monoksid CO

Ogljikov monoksid; brezbarven, brez vonja, rahlo topen v vodi, topen v organskih topilih, strupen, vrelišče = -192°C; t pl. = -205 °C.

potrdilo o prejemu
1) V industriji (v plinskih generatorjih):
C + O 2 = CO 2

2) V laboratoriju - termična razgradnja mravljinčne ali oksalne kisline v prisotnosti H 2 SO 4 (konc.):
HCOOH = H2O + CO

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

Kemijske lastnosti

V normalnih pogojih je CO inerten; pri segrevanju - redukcijsko sredstvo; oksid, ki ne tvori soli.

1) s kisikom

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

2) s kovinskimi oksidi

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

3) s klorom (na svetlobi)

CO + Cl 2 – hn = COCl 2 (fosgen)

4) reagira z alkalnimi talinami (pod pritiskom)

CO + NaOH = HCOONa (natrijev format)

5) tvori karbonile s prehodnimi kovinami

Ni + 4CO – t° = Ni(CO) 4

Fe + 5CO – t° = Fe(CO) 5

Ogljikov monoksid (IV) CO2

Ogljikov dioksid, brez barve, vonja, topnost v vodi - 0,9V CO 2 se topi v 1V H 2 O (pri normalnih pogojih); težji od zraka; t°pl = -78,5°C (trden CO 2 se imenuje "suh led"); ne podpira izgorevanja.

potrdilo o prejemu

1. Termična razgradnja soli ogljikove kisline (karbonatov). Žganje apnenca:

CaCO 3 – t° = CaO + CO 2

1. Delovanje močnih kislin na karbonate in bikarbonate:

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

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

KemičnilastnostiCO2
Kislinski oksid: reagira z bazičnimi oksidi in bazami, da tvori soli ogljikove kisline

Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3

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

NaOH + CO 2 = NaHCO 3

Pri povišanih temperaturah lahko kaže oksidativne lastnosti

C +4 O 2 + 2Mg – t° = 2Mg +2 O + C 0

Kvalitativna reakcija

Motnost apnene vode:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ¯ (bela oborina) + H 2 O

Izgine, ko CO 2 dalj časa prehaja skozi apneno vodo, ker netopen kalcijev karbonat se spremeni v topen bikarbonat:

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

Ogljikova kislina in njenesol

H 2CO 3 -Šibka kislina, obstaja le v vodni raztopini:

CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3

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

Vse lastnosti kislin so značilne.

Karbonati in bikarbonati se lahko spreminjajo drug v drugega:

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

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

Kovinski karbonati (razen alkalijskih kovin) pri segrevanju dekarboksilirajo v oksid:

CuCO 3 – t° = CuO + CO 2

Kvalitativna reakcija- "vretje" pod vplivom močne kisline:

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

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

Karbidi

kalcijev karbid:

CaO + 3 C = CaC 2 + CO

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

Acetilen se sprosti, ko cinkovi, kadmijevi, lantanovi in ​​cerijevi karbidi reagirajo z vodo:

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

Be 2 C in Al 4 C 3 razpadeta z vodo v metan:

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

V tehniki se uporabljajo titanovi karbidi TiC, volfram W 2 C (trde zlitine), silicij SiC (karborund - kot abraziv in material za grelnike).

cianid

pridobljen s segrevanjem sode v atmosferi amoniaka in ogljikovega monoksida:

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

Cianovodikova kislina HCN je pomemben proizvod kemične industrije in se pogosto uporablja v organski sintezi. Njegova svetovna proizvodnja doseže 200 tisoč ton na leto. Elektronska struktura cianidnega aniona je podobna ogljikovemu monoksidu (II); takšni delci se imenujejo izoelektronski:

C = O: [:C = N:] –

Pri pridobivanju zlata se uporabljajo cianidi (0,1-0,2% vodna raztopina):

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

Pri vrenju raztopin cianida z žveplom ali taljenju trdnih snovi nastanejo tiocianati:
KCN + S = KSCN.

Pri segrevanju cianidov nizko aktivnih kovin dobimo cianid: Hg(CN) 2 = Hg + (CN) 2. Raztopine cianida se oksidirajo do cianati:

2 KCN + O 2 = 2 KOCN.

Cianska kislina obstaja v dveh oblikah:

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

Leta 1828 je Friedrich Wöhler (1800-1882) pridobil sečnino iz amonijevega cianata: NH 4 OCN = CO(NH 2) 2 z izhlapevanjem vodne raztopine.

Ta dogodek se običajno obravnava kot zmaga sintetične kemije nad "vitalistično teorijo".

Obstaja izomer cianske kisline - eksplozivna kislina

H-O-N=C.
Njegove soli (živosrebrov fulminat Hg(ONC) 2) se uporabljajo v udarnih vžigalnikih.

Sinteza sečnina(sečnina):

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

Sečnina je amid ogljikove kisline, obstaja tudi njen "dušikov analog" - gvanidin.

karbonati

Najpomembnejše anorganske ogljikove spojine so soli ogljikove kisline (karbonati). H 2 CO 3 je šibka kislina (K 1 = 1,3 10 -4; K 2 = 5 10 -11). Podpore karbonatnega pufra bilanca ogljikovega dioksida v atmosferi. Svetovni oceani imajo ogromno rezervno zmogljivost, ker so odprt sistem. Glavna puferska reakcija je ravnotežje med disociacijo ogljikove kisline:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 - .

Ko se kislost zmanjša, pride do dodatne absorpcije ogljikovega dioksida iz ozračja s tvorbo kisline:
CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .

Z večanjem kislosti se karbonatne kamnine (školjke, kreda in apnenčasti sedimenti v oceanu) raztopijo; to kompenzira izgubo hidrokarbonatnih ionov:

H + + CO 3 2- ↔ HCO 3 —

CaCO 3 (trden) ↔ Ca 2+ + CO 3 2-

Trdni karbonati se spremenijo v topne bikarbonate. Prav ta proces kemičnega raztapljanja odvečnega ogljikovega dioksida preprečuje "učinek tople grede" - globalno segrevanje zaradi absorpcije toplotnega sevanja Zemlje z ogljikovim dioksidom. Približno tretjina svetovne proizvodnje sode (natrijevega karbonata Na 2 CO 3) se porabi za proizvodnjo stekla.

Ogljikov dioksid, ogljikov monoksid, ogljikov dioksid - vse to so imena za eno snov, ki nam je znana kot ogljikov dioksid. Kakšne lastnosti ima torej ta plin in kakšna so njegova področja uporabe?

Ogljikov dioksid in njegove fizikalne lastnosti

Ogljikov dioksid je sestavljen iz ogljika in kisika. Formula za ogljikov dioksid izgleda takole - CO₂. V naravi nastaja pri zgorevanju ali razpadu organskih snovi. Tudi vsebnost plina v zraku in mineralnih vrelcih je precej visoka. Poleg tega ljudje in živali ob izdihu oddajajo tudi ogljikov dioksid.

riž. 1. Molekula ogljikovega dioksida.

Ogljikov dioksid je popolnoma brezbarven plin in ga ni mogoče videti. Prav tako nima vonja. Vendar pa lahko pri visokih koncentracijah oseba razvije hiperkapnijo, to je zadušitev. Pomanjkanje ogljikovega dioksida lahko povzroči tudi zdravstvene težave. Zaradi pomanjkanja tega plina se lahko razvije nasprotno stanje kot zadušitev - hipokapnija.

Če postavite ogljikov dioksid v nizke temperaturne pogoje, potem pri -72 stopinjah kristalizira in postane kot sneg. Zato se ogljikov dioksid v trdnem stanju imenuje "suh sneg".

riž. 2. Suh sneg – ogljikov dioksid.

Ogljikov dioksid je 1,5-krat gostejši od zraka. Njegova gostota je 1,98 kg/m³.Kemična vez v molekuli ogljikovega dioksida je polarna kovalentna. Polarna je zaradi dejstva, da ima kisik višjo vrednost elektronegativnosti.

Pomemben koncept pri preučevanju snovi sta molekulska in molska masa. Molska masa ogljikovega dioksida je 44. To število je sestavljeno iz vsote relativnih atomskih mas atomov, ki sestavljajo molekulo. Vrednosti relativnih atomskih mas so vzete iz tabele D.I. Mendelejeva in so zaokrožene na cela števila. V skladu s tem je molska masa CO₂ = 12+2*16.

Za izračun masnih deležev elementov v ogljikovem dioksidu je treba upoštevati formulo za izračun masnih deležev vsakega kemičnega elementa v snovi.

n– število atomov ali molekul.
A r– relativna atomska masa kemijskega elementa.
gospod– relativna molekulska masa snovi.
Izračunajmo relativno molekulsko maso ogljikovega dioksida.

Mr(CO₂) = 14 + 16 * 2 = 44 w(C) = 1 * 12 / 44 = 0,27 ali 27 % Ker formula ogljikovega dioksida vključuje dva atoma kisika, potem je n = 2 w(O) = 2 * 16 / 44 = 0,73 ali 73 %

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

Kemijske in biološke lastnosti ogljikovega dioksida

Ogljikov dioksid ima kisle lastnosti, ker je kisli oksid, in ko se raztopi v vodi, tvori ogljikovo kislino:

CO₂+H2O=H2CO3

Reagira z alkalijami, pri čemer nastanejo karbonati in bikarbonati. Ta plin ne gori. V njem gorijo samo nekatere aktivne kovine, na primer magnezij.

Pri segrevanju ogljikov dioksid razpade na ogljikov monoksid in kisik:

2CO₃=2CO+O3.

Tako kot drugi kisli oksidi tudi ta plin zlahka reagira z drugimi oksidi:

СaO+Co₃=CaCO₃.

Ogljikov dioksid je del vseh organskih snovi. Kroženje tega plina v naravi poteka s pomočjo proizvajalcev, porabnikov in razkrojevalcev. V procesu življenja človek proizvede približno 1 kg ogljikovega dioksida na dan. Ko vdihnemo, prejmemo kisik, vendar se v tem trenutku v alveolih tvori ogljikov dioksid. V tem trenutku pride do izmenjave: kisik vstopi v kri, ogljikov dioksid pa izstopi.

Ogljikov dioksid nastaja med proizvodnjo alkohola. Ta plin je tudi stranski produkt pri proizvodnji dušika, kisika in argona. Uporaba ogljikovega dioksida je nujna v živilski industriji, kjer ogljikov dioksid deluje kot konzervans, ogljikov dioksid pa se v tekoči obliki nahaja v gasilnih aparatih.

riž. 3. Gasilni aparat.

Kaj smo se naučili?

Ogljikov dioksid je snov, ki je v normalnih pogojih brez barve in vonja. Poleg običajnega imena ogljikov dioksid ga imenujemo tudi ogljikov monoksid ali ogljikov dioksid.

Test na temo

Ocena poročila

Povprečna ocena: 4.3. Skupaj prejetih ocen: 116.

Ogljik (angleško Carbon, francosko Carbone, nemško Kohlenstoff) v obliki premoga, saj in saj je človeštvu poznan že od nekdaj; pred približno 100 tisoč leti, ko so naši predniki obvladali ogenj, so vsak dan imeli opravka s premogom in sajami. Verjetno so se ljudje že zelo zgodaj seznanili z alotropskimi modifikacijami ogljika - diamantom in grafitom, pa tudi s fosilnim premogom. Ni presenetljivo, da je bilo zgorevanje snovi, ki vsebujejo ogljik, eden prvih kemičnih procesov, ki so zanimali človeka. Ker je goreča snov izginila, ko jo je požrl ogenj, je bilo zgorevanje obravnavano kot proces razgradnje snovi, zato premog (ali ogljik) ni veljal za element. Element je bil ogenj - pojav, ki spremlja gorenje; V starodavnih učenjih o elementih se ogenj običajno pojavlja kot eden od elementov. Na prelomu XVII - XVIII stoletja. Pojavila se je teorija flogistona, ki sta jo predstavila Becher in Stahl. Ta teorija je prepoznala prisotnost v vsakem gorljivem telesu posebne osnovne snovi - breztežne tekočine - flogistona, ki med procesom zgorevanja izhlapi. Ker pri sežigu velike količine premoga ostane le malo pepela, je flogistika verjela, da je premog skoraj čisti flogiston. To je tisto, kar je pojasnilo zlasti "flogistični" učinek premoga - njegovo sposobnost obnavljanja kovin iz "apna" in rud. Poznejši flogisti, Reaumur, Bergman in drugi, so že začeli razumeti, da je premog elementarna snov. Vendar pa je »čist premog« kot takega prvi prepoznal Lavoisier, ki je proučeval proces zgorevanja premoga in drugih snovi v zraku in kisiku. V knjigi "Metoda kemijske nomenklature" (1787) Guitona de Morveauja, Lavoisiera, Bertholleta in Fourcroixa se namesto francoskega "čistega premoga" (charbone pur) pojavi ime "ogljik" (carbone). Pod istim imenom se ogljik pojavi v "Tabeli preprostih teles" v Lavoisierjevem "Osnovnem učbeniku kemije". Leta 1791 je angleški kemik Tennant prvi dobil prosti ogljik; fosforjeve pare je spustil čez žgano kredo, kar je povzročilo nastanek kalcijevega fosfata in ogljika. Že dolgo je znano, da diamant pri močnem segrevanju gori brez ostankov. Davnega leta 1751 se je francoski kralj Franc I. strinjal, da bo dal diamant in rubin za poskuse zgorevanja, nakar so ti poskusi postali celo modni. Izkazalo se je, da gori samo diamant, rubin (aluminijev oksid s primesjo kroma) pa lahko brez poškodb prenese dolgotrajno segrevanje v žarišču vžigalne leče. Lavoisier je izvedel nov poskus žganja diamantov z uporabo velikega zažigalnega stroja in prišel do zaključka, da je diamant kristalni ogljik. Drugi alotrop ogljika - grafit je v alkimistični dobi veljal za spremenjen svinčev lesk in so ga imenovali plumbago; Šele leta 1740 je Pott odkril, da v grafitu ni primesi svinca. Scheele je proučeval grafit (1779) in ga kot flogistik štel za posebno vrsto žveplovega telesa, posebnega mineralnega oglja, ki vsebuje vezano »zračno kislino« (CO 2 ) in veliko količino flogistona.

Dvajset let pozneje je Guiton de Morveau s previdnim segrevanjem spremenil diamant v grafit in nato v ogljikovo kislino.

Mednarodno ime Carboneum izhaja iz latinščine. carbo (premog). Ta beseda je zelo starodavnega izvora. Primerjajo ga s cremare – zažgati; koren sag, cal, rusko gar, gal, gol, sanskrtsko sta pomeni vreti, kuhati. Beseda "carbo" je povezana z imeni ogljika v drugih evropskih jezikih (carbon, charbone itd.). Nemško Kohlenstoff izhaja iz Kohle - premog (staronemško kolo, švedsko kylla - segrevati). Starorusko ugorati ali ugarati (žgati, zažgati) ima koren gar ali gore z možnim prehodom v gol; premog v stari ruščini yugal ali premog istega izvora. Beseda diamant (Diamante) izhaja iz stare grščine – neuničljiv, nepopustljiv, trd, grafit pa iz grščine – pišem.

Ogljik(latinsko carboneum), C, kemični element IV. skupine periodnega sistema Mendelejeva, atomsko število 6, atomska masa 12.011. Znana sta dva stabilna izotopa: 12 c (98,892 %) in 13 c (1,108 %). Od radioaktivnih izotopov je najpomembnejši 14 s z razpolovno dobo (T = 5,6 × 10 3 leta). Majhne količine 14 c (približno 2 × 10 -10 % mase) se nenehno tvorijo v zgornjih plasteh atmosfere pod delovanjem nevtronov kozmičnega sevanja na izotop dušika 14 n. Na podlagi specifične aktivnosti izotopa 14c v ostankih biogenega izvora se določi njihova starost. 14 c se pogosto uporablja kot .

Zgodovinska referenca . U. je poznan že od antičnih časov. Oglje je služilo za obnavljanje kovin iz rud, diamant - kot dragi kamen. Veliko kasneje so grafit začeli uporabljati za izdelavo lončkov in svinčnikov.

Leta 1778 je K. Scheele, pri segrevanju grafita s solitrom sem odkril, da se tudi v tem primeru, tako kot pri segrevanju premoga s solitrom, sprošča ogljikov dioksid. Kemično sestavo diamanta so ugotovili kot rezultat poskusov A. Lavoisier(1772) o študiju zgorevanja diamanta v zraku in raziskavah S. Tennant(1797), ki je dokazal, da enake količine diamanta in premoga med oksidacijo proizvedejo enake količine ogljikovega dioksida. U. je leta 1789 priznal Lavoisier kot kemični element. U. je dobil latinsko ime carboneum iz carbo - premog.

Razširjenost v naravi. Povprečna vsebnost urana v zemeljski skorji je 2,3? 10 -2% teže (1 × 10 -2 v ultrabazičnem, 1 × 10 -2 - v osnovnem, 2 × 10 -2 - v srednjem, 3 × 10 -2 - V kisle kamnine). U. se kopiči v zgornjem delu zemeljske skorje (biosfera): v živi snovi 18% U., les 50%, premog 80%, nafta 85%, antracit 96%. Pomemben del U. litosfere je skoncentriran v apnencih in dolomitih.

Število lastnih mineralov U. je 112; Število organskih spojin ogljikovodikov in njihovih derivatov je izjemno veliko.

Kopičenje ogljika v zemeljski skorji je povezano z akumulacijo številnih drugih elementov, ki jih organska snov absorbira in obori v obliki netopnih karbonatov itd. Co 2 in ogljikova kislina igrata pomembno geokemično vlogo v zemeljski skorji. Ogromno CO2 se sprosti med vulkanizmom – v zgodovini Zemlje je bil to glavni vir ogljikovega dioksida za biosfero.

V primerjavi s povprečno vsebnostjo v zemeljski skorji človeštvo črpa uran iz podtalja (premog, nafta, zemeljski plin) v izjemno velikih količinah, saj so ti minerali glavni vir energije.

Kroženje urana je geokemično zelo pomembno.

U. je razširjen tudi v vesolju; na Soncu je na 4. mestu za vodikom, helijem in kisikom.

Fizikalne in kemijske lastnosti. Znane so štiri kristalne modifikacije ogljika: grafit, diamant, karbin in lonsdaleit. Grafit je sivo-črna, neprozorna, na otip mastna, luskasta, zelo mehka masa s kovinskim leskom. Zgrajen iz kristalov heksagonalne strukture: a=2,462 a, c=6,701 a. Pri sobni temperaturi in normalnem tlaku (0,1 Mn/m 2, ali 1 kgf/cm 2) grafit je termodinamično stabilen. Diamant je zelo trda, kristalinična snov. Kristali imajo na obrazu osredotočeno kubično mrežo: a = 3.560 a. Pri sobni temperaturi in normalnem tlaku je diamant metastabilen (za podrobnosti o strukturi in lastnostih diamanta in grafita glej ustrezne članke). Opazno pretvorbo diamanta v grafit opazimo pri temperaturah nad 1400 °C v vakuumu ali v inertni atmosferi. Pri atmosferskem tlaku in temperaturi okoli 3700 °C grafit sublimira. Tekoči U. je mogoče dobiti pri tlakih nad 10,5 Mn/m 2(105 kgf/cm 2) in temperature nad 3700 °C. Za trdo U. ( koks, saje, oglje) značilno je tudi stanje z neurejeno strukturo - tako imenovana "amorfna" U., ki ne predstavlja neodvisne modifikacije; Njegova struktura temelji na strukturi drobnokristalnega grafita. Segrevanje nekaterih vrst "amorfnega" ogljika nad 1500-1600 °C brez dostopa zraka povzroči njihovo pretvorbo v grafit. Fizikalne lastnosti "amorfnega" ogljika so zelo odvisne od razpršenosti delcev in prisotnosti nečistoč. Gostota, toplotna kapaciteta, toplotna prevodnost in električna prevodnost "amorfnega" ogljika so vedno višje kot pri grafitu. Carbyne se pridobiva umetno. Je fino kristaliničen črn prah (gostota 1,9-2 g/cm3) . Zgrajena iz dolgih verig atomov C, ki so razporejeni vzporedno drug z drugim. Lonsdaleit najdemo v meteoritih in pridobivamo umetno; njegova struktura in lastnosti niso dokončno ugotovljene.

Konfiguracija zunanje elektronske lupine atoma U. 2s 2 2p 2 . Za ogljik je značilna tvorba štirih kovalentnih vezi zaradi vzbujanja zunanje elektronske lupine v stanje 2 sp3. Zato je ogljik enako sposoben privabljati in oddajati elektrone. Kemična vez lahko nastane zaradi sp 3 -, sp 2 - in sp-hibridne orbitale, ki ustrezajo koordinacijskim številom 4, 3 in 2. Število valenčnih elektronov elektrona in število valenčnih orbital je enako; To je eden od razlogov za stabilnost vezi med atomi U.

Edinstvena sposobnost atomov urana, da se med seboj povezujejo v močne in dolge verige in cikle, je privedla do nastanka ogromnega števila različnih uranovih spojin, ki jih proučujemo. organska kemija.

V spojinah ima uran oksidacijsko stopnjo -4; +2; +4. Atomski polmer 0,77 a, kovalentni polmer 0,77 a, 0,67 a, 0,60 a v tem zaporedju v enojnih, dvojnih in trojnih vezeh; ionski polmer c 4- 2,60 a , c 4+ 0,20 a . V normalnih pogojih je uran kemično inerten, pri visokih temperaturah pa se veže s številnimi elementi in kaže močne redukcijske lastnosti. Kemična aktivnost se zmanjšuje v naslednjem vrstnem redu: "amorfni" ogljik, grafit, diamant; interakcija s kisikom zraka (zgorevanje) se pojavi pri temperaturah nad 300-500 °C, 600-700 °C in 850-1000 °C s tvorbo ogljikovega dioksida co 2 in ogljikovega monoksida co.

co 2 se raztopi v vodi in nastane ogljikova kislina. Leta 1906 je O. Diels prejel suboksid U. c 3 o 2. Vse oblike U. so odporne na alkalije in kisline in se počasi oksidirajo le z zelo močnimi oksidanti (kromova mešanica, mešanica koncentriranega hno 3 in kclo 3 itd.). "Amorfni" U. reagira s fluorom pri sobni temperaturi, grafitom in diamantom - pri segrevanju. Neposredna povezava ogljikovega dioksida s klorom poteka v električnem obloku; U. ne reagira z bromom in jodom, zato števil ogljikovi halogenidi sintetiziran posredno. Od oksihalidov s splošno formulo cox 2 (kjer je X halogen) je najbolj znan oksiklorid cocl 2 ( fosgen) . Vodik ne deluje z diamantom; reagira z grafitom in "amorfnim" ogljikom pri visokih temperaturah v prisotnosti katalizatorjev (ni, pt): pri 600-1000 ° C nastane predvsem metan ch 4, pri 1500-2000 ° C - acetilen c 2 h 2 , V izdelkih so lahko prisotni tudi drugi ogljikovodiki, na primer etan c 2 h 6 , benzen c 6 h 6 . Interakcija žvepla z "amorfnim" ogljikom in grafitom se začne pri 700-800 °C, z diamantom pri 900-1000 °C; v vseh primerih nastane ogljikov disulfid cs 2. dr. Spojine U., ki vsebujejo žveplo (cs tioksid, c 3 s 2 tioksid, cos sulfid in tiofosgen cscl 2), se pridobivajo posredno. Pri interakciji cs 2 s kovinskimi sulfidi nastanejo tiokarbonati - soli šibke tiokarbonske kisline. Interakcija ogljikovega dioksida z dušikom, da nastane cianogen (cn) 2, se pojavi, ko se električna razelektritev prenese med ogljikovimi elektrodami v atmosferi dušika. Med uranovimi spojinami, ki vsebujejo dušik, so velikega praktičnega pomena vodikov cianid hcn in njegovi številni derivati: cianidi, halohalogenati, nitrili itd.. Pri temperaturah nad 1000 °C uran medsebojno deluje s številnimi kovinami, kar daje karbidi. Vse oblike ogljika pri segrevanju reducirajo kovinske okside s tvorbo prostih kovin (zn, cd, cu, pb itd.) ali karbidov (cac 2, mo 2 c, wo, tac itd.). U. reagira pri temperaturah nad 600-800 ° C z vodno paro in ogljikovim dioksidom . Posebnost grafita je njegova zmožnost interakcije z alkalijskimi kovinami in halidi pri zmernem segrevanju na 300-400 °C. stikalne povezave tip c 8 me, c 24 me, c 8 x (kjer je X halogen, me je kovina). Znane spojine vključujejo grafit s hno 3, h 2 so 4, fecl 3 itd. (na primer grafit bisulfat c 24 so 4 h 2). Vse oblike urana so netopne v navadnih anorganskih in organskih topilih, topijo pa se v nekaterih staljenih kovinah (na primer fe, ni, co).

Nacionalni gospodarski pomen energije določa dejstvo, da več kot 90 % vseh primarnih virov energije, porabljenih na svetu, prihaja iz organskih virov. gorivo, katerega dominantna vloga se bo kljub intenzivnemu razvoju jedrske energije ohranila tudi v naslednjih desetletjih. Le približno 10 % pridobljenega goriva se uporabi kot surovina za osnovna organska sinteza in petrokemična sinteza, za pridobivanje plastike in itd.

B. A. Popovkin.

U. v telesu . U. je najpomembnejši biogeni element, ki je osnova življenja na Zemlji, strukturna enota velikega števila organskih spojin, ki sodelujejo pri gradnji organizmov in zagotavljanju njihovih vitalnih funkcij ( biopolimeri, kot tudi številne nizkomolekularne biološko aktivne snovi - vitamini, hormoni, mediatorji itd.). Pomemben del energije, potrebne za organizme, nastane v celicah zaradi oksidacije ogljika.Nastanek življenja na Zemlji se v sodobni znanosti obravnava kot kompleksen proces evolucije ogljikovih spojin. .

Edinstvena vloga ogljika v živi naravi je posledica njegovih lastnosti, ki jih v agregatu nima noben drug element periodnega sistema. Med atomi ogljika, pa tudi med ogljikom in drugimi elementi se tvorijo močne kemične vezi, ki pa se lahko prekinejo v razmeroma blagih fizioloških pogojih (te vezi so lahko enojne, dvojne ali trojne). Sposobnost ogljika, da tvori štiri enakovredne valenčne vezi z drugimi ogljikovimi atomi, omogoča konstruiranje ogljikovih skeletov različnih vrst - linearnih, razvejanih in cikličnih. Pomembno je, da le trije elementi - C, O in H - predstavljajo 98% celotne mase živih organizmov. S tem se doseže določena učinkovitost v živi naravi: s skoraj neomejeno strukturno raznolikostjo ogljikovih spojin majhno število vrst kemičnih vezi omogoča bistveno zmanjšanje števila encimov, potrebnih za razgradnjo in sintezo organskih snovi. Strukturne značilnosti ogljikovega atoma so podlaga za različne vrste izomerija organske spojine (zmožnost optične izomerije se je izkazala za odločilno v biokemijski evoluciji aminokislin, ogljikovih hidratov in nekaterih alkaloidov).

Po splošno sprejeti hipotezi A.I. Oparina, Prve organske spojine na Zemlji so bile abiogenega izvora. Vira vodika sta bila metan (ch 4) in vodikov cianid (hcn), ki ju vsebuje primarna atmosfera Zemlje. Z nastankom življenja je edini vir anorganskega ogljika, zaradi katerega nastanejo vse organske snovi biosfere. ogljikov dioksid(co 2), ki se nahaja v atmosferi in je tudi raztopljen v naravnih vodah v obliki hco - 3. Najmočnejši mehanizem za asimilacijo (asimilacijo) U. (v obliki co 2) - fotosinteza - povsod izvajajo zelene rastline (letno se jih asimilira približno 100 milijard). T co 2). Na Zemlji obstaja evolucijsko bolj starodavna metoda asimilacije co 2 s kemosinteza; v tem primeru kemosintetični mikroorganizmi ne uporabljajo sevalne energije sonca, temveč energijo oksidacije anorganskih spojin. Večina živali zaužije uran s hrano v obliki že pripravljenih organskih spojin. Glede na način asimilacije organskih spojin je običajno razlikovati avtotrofni organizmi in heterotrofni organizmi. Uporaba mikroorganizmov za biosintezo beljakovin in drugih hranil z uporabo U kot edinega vira. ogljikovodiki nafta je eden od pomembnih sodobnih znanstvenih in tehničnih problemov.

Vsebnost U v živih organizmih, preračunana na suho snov, je: v vodnih rastlinah in živalih 34,5-40 %, v kopenskih rastlinah in živalih 45,4-46,5 % in v bakterijah 54 %. V času življenja organizmov, predvsem zaradi tkivno dihanje, oksidativna razgradnja organskih spojin se pojavi s sproščanjem co 2 v zunanje okolje. U. se sprošča tudi kot del kompleksnejših presnovnih končnih produktov. Po smrti živali in rastlin se del ogljika ponovno pretvori v CO2 zaradi razkrojnih procesov, ki jih izvajajo mikroorganizmi. Tako poteka kroženje ogljika v naravi . Pomemben del urana je mineraliziran in tvori nahajališča fosilnega urana: premog, nafta, apnenec itd. Poleg glavnih funkcij - vir urana - co 2, raztopljen v naravnih vodah in bioloških tekočinah, sodeluje pri vzdrževanju optimalna kislost okolja za življenjske procese . Kot del caco 3, U. tvori eksoskelet mnogih nevretenčarjev (na primer lupine mehkužcev), najdemo pa ga tudi v koralih, jajčnih lupinah ptic itd. Spojine U., kot so hcn, co, ccl 4, ki so prevladovale v primarna atmosfera Zemlje v predbiološkem obdobju, se je kasneje v procesu biološke evolucije spremenila v močno antimetaboliti metabolizem.

Poleg stabilnih izotopov ogljika je v naravi zelo razširjen radioaktivni 14c (človeško telo vsebuje približno 0,1 mccurie) . Uporaba uranovih izotopov v bioloških in medicinskih raziskavah je povezana s številnimi velikimi dosežki pri proučevanju metabolizma in kroženja urana v naravi. . Tako je bila s pomočjo radiokarbonske oznake dokazana možnost fiksacije h 14 co - 3 z rastlinskimi in živalskimi tkivi, ugotovljeno je bilo zaporedje reakcij fotosinteze, proučen je bil metabolizem aminokislin, poti biosinteze mnogih izsledili so biološko aktivne spojine itd. Uporaba 14 c je prispevala k uspehu molekularne biologije pri preučevanju mehanizmov biosinteze beljakovin in prenosa dednih informacij. Določanje specifične aktivnosti 14 c v organskih ostankih, ki vsebujejo ogljik, omogoča presojo njihove starosti, ki se uporablja v paleontologiji in arheologiji.

N. N. Černov.

Lit.: Shafranovsky I.I., Almazy, M. - L., 1964; Ubbelohde A. R., Lewis F. A., Grafit in njegove kristalne spojine, trans. iz angleščine, M., 1965; Remi G., Tečaj anorganske kemije, trans. iz nemščine, letnik 1, M., 1972; Perelman A.I., Geokemija elementov v območju hipergeneze, M., 1972; Nekrasov B.V., Osnove splošne kemije, 3. izdaja, M., 1973; Akhmetov N.S., Anorganska kemija, 2. izdaja, M., 1975; Vernadsky V.I., Eseji o geokemiji, 6. izd., M., 1954; Roginsky S.Z., Shnol S.E., Izotopi v biokemiji, M., 1963; Obzorja biokemije, trans. iz angleščine, M., 1964; Problemi evolucijske in tehnične biokemije, M., 1964; Calvin M., Kemijska evolucija, prev. iz angleščine, M., 1971; Löwy A., Sikiewitz F., Struktura in funkcija celice, trans. iz angleščine, 1971, pogl. 7; Biosfera, prev. iz angleščine, M., 1972.

Prenesi povzetek

Ogljik C je v Mendelejevem periodnem sistemu številka 6. Že primitivni ljudje so opazili, da po zgorevanju lesa nastane premog, s katerim lahko rišemo po stenah jame. Vse organske spojine vsebujejo ogljik. Dve najbolj raziskani alotropni modifikaciji ogljika sta grafit in diamant.

Ogljik v organski kemiji

Ogljik zavzema posebno mesto v periodnem sistemu. Zaradi svoje strukture tvori dolge verige vezi linearne ali ciklične strukture. Poznamo več kot 10 milijonov organskih spojin. Kljub svoji raznolikosti se v zraku in pod vplivom temperature vedno spremenijo v ogljikov dioksid in.

Vloga ogljika v našem vsakdanjem življenju je ogromna. Brez ogljikovega dioksida ne bo prišlo do fotosinteze, enega glavnih bioloških procesov.

Uporaba ogljika

Ogljik se pogosto uporablja v medicini za ustvarjanje različnih organskih zdravil. Ogljikovi izotopi omogočajo radiokarbonsko datiranje. Brez ogljika metalurška industrija ne more delovati. Premog, ki ga sežigajo v piroliznih kotlih na trda goriva, služi kot vir energije. V industriji rafiniranja nafte se bencin in dizelsko gorivo proizvajata iz organskih ogljikovih spojin. Velik del ogljika je potreben za proizvodnjo sladkorja. Uporablja se tudi pri sintezi organskih spojin, pomembnih za vsa področja vsakdanjega življenja.