Углерод (химический элемент аллотропия соединения)

Углерод (C) — химический элемент с атомным номером 6 и важнейший строительный блок жизни на Земле.

Он относится к группе неметаллов и обладает уникальными свойствами, позволяющими формировать различные аллотропные модификации, включая графит (graphite), алмаз (diamond) и фуллерен (fullerene).

Углерод является основой органических соединений, обладая способностью к образованию длинных цепей и сложных структур.

В природе углерод встречается в виде углерода в составе органических веществ, а также в минералах, таких как кальцит и доломит.

В промышленности он используется в производстве стали, электроники и современных материалов.

Углерод изотопы аллотропия

(Carboneum), С — химический элемент четырнадцатой группы второго периода (устаревшая классификация: IV группы) периодической системы элементов.

Атомный номер 6, атомная масса 12,011.

В соединениях проявляет степени окисления — 4, + 2 и + 4.

Элемент известен с глубокой древности.

Общее содержание углерода в земной коре 0,14%. Свободный углерод встречается в природе в незначительных количествах в виде графита и кристаллов алмаза.

В связанном состоянии находится  в земной коре в органогенных горючих ископаемых  (углях,  нефти,   озокерите, битумах,   асфальтитах,   природных газах, торфе, горючих сланцах).

И в неорганических соединениях — карбонатах, входящих в состав многих минералов, в атмосфере и гидросфере (в виде углекислого газа), а также в органических  соединениях  биосферы.

Свободный углерод существует в двух основных   аллотропных   модификациях:

1. Графит  со слоистой гексагональной кристаллической решеткой и периодами  а = 2,461  Å и с = 6,708 Å, плотность его (рентгеновская) 2,265 г/см³.
2. Алмаз с кубической гранецентрированной решеткой и периодом а — 3,354 А, плотность его (рентгеновская) 3,515 г/см³.

Известны также ромбоэдрическая модификация графита с периодами решетки   а = 2,45 Å и с = 10,044 Å.

Плотность его (рентгеновская) 2,265 г/см³ и гексагональная модификация алмаза с решеткой типа вюрцита и периодами а = 2,52 Å и с = 4,12 Å, плотность его (рентгеновская) 3,515 г/см³ .

Физические свойства

Атомный вес углерода 12,011. Внешний электронный слой атома углерода имеет 4 электрона , его электронная конфигурация 2s²2p² .

Среди электронов подгруппы углерод обладает наибольшим значением электроотрицательности .

Углерод имеет три аллотропных видоизменений:

1. Алмаз.
2. Графит.
3. Аморфный углерод.

Алмаз и углерод встречаются в природе, а аморфный углерод может быть получен лишь искусственным   путём.

Химические свойства углерода

Главным свойством углерода считается его восстанавливающая способность.

Он один из лучших восстановителей , легко восстанавливает металлы из их окислов при нагревании :

CuO + C = Cu + CO

легко сгорает в кислороде , образуя окись или двуокись углерода:

2C + O₂ = 2CO

C + O₂ = CO₂

Сплавляясь с металлами, углерод образует карбиды, имеющие очень своеобразное строение молекул, особенно широко применяемое в технике карбид кальция CaC₂.

Который применяется для получения ацетилена в результате реакции карбида кальция с водой:

CaC₂ + 2H₂O = Ca(OH) + C₂H₂

Известны и другие карбиды например карбид меди, карбид ртути, карбид серебра.

Получить можно только косвенным путём, в результате реакции некоторых их солей с ацетиленом, другое их название ацетиленид меди, серебра, ртути.

Из них наиболее значение имеет ацетиленид серебра, так как другие карбиды (меди, ртути) быстро разлагаются.

Карбид серебра используется иногда как инициирующее взрывчатое вещество.

Углерод соединяется с водородом только при нагревании около 1200°C, образуя органическое соединение метан CH₄:

C + 2H₂ = CH₄

При пропускании перегретого водяного пара через раскаленный уголь последний восстанавливает из воды водород , в результате чего образуется водяной газ:

C + H₂O = CO + H₂

Несмотря на высокую восстановительную способность углерода, применение его как восстановителя не всегда удобно, так как он является твердым веществом.

Гораздо удобнее использовать  газообразные восстановители. Тогда контакт между восстановителем и восстанавливаемым веществом становится более полным.

В связи с этим углерод переводят в окись углерода CO, сохраняющую его восстановительные свойства.

Известны два окисла углерода, в которых он проявляет степень окисления:

CO и CO₂.

Изотопы

Природный углерод состоит из стабильных изотопов ¹²С (98,892%) и ¹³С (1,108%).

Кроме того, в верхних слоях атмосферы образуется радиоактивный изотоп ¹⁴С (с периодом полураспада 5509 лет) под воздействием нейтронов космического излучения на стабильный изотоп ¹⁴N.

Получены ¹⁰С, ¹¹С, ¹⁴С и ¹⁶С с периодами полураспада соответственно 19,1 сек,  20,4 мин, 5569 лет и 2,2 сек.

Алмаз

Алмаз термодинамически стабилен при высоком давлении. Тройная точка равновесия алмаз ⇄ графит  ⇄ расплав   соответствует т-ре 4100 К и давлению 125 кбар.

При т-ре > 1000° С и атмосферном давлении без доступа кислорода происходит самопроизвольное превращение алмаза в графит.

Теплота этого превращения   453,2 ±20   кал/г-атом. При давлении 1 мбар и т-ре 77—600 К зафиксирован переход в металлическое состояние.

Соединения

При взаимодействии с кислородом образует двуокись СО₂ и окись СО.

Двуокись углерода — ангидрид угольной к-ты, образующей с металлами соли — карбонаты.

Окись углерода при взаимодействии с металлами образует карбонилы Мm(СО)m.

Термической диссоциацией карбонилов получают дисперсные металлические порошки со сферической формой частиц.

С серой образует соединения CS, CS₂ и C₃S₂. Наиболее устойчив из них сероуглерод CS₂.

Элементы Via группы периодической системы образуют с У. сложные неустойчивые соединения CSSe, СSTe и COS.

С галогенами углерод образует бинарные соединения, простейшими из к-рых являются галогениды типа СХ₄.

Устойчивость этих соединений снижается в ряду от фтора к йоду.  Смешанные галогениды нашли применение в технике.

Фреон CF₂Cl₂ используют в качестве хладагента, а в результате полимеризации тетрафторэтилена (C₂F₄) и хлортрифторэтилена (C₂ClF₃) получают теплостойкие материалы с хорошими антифрикционными и ди-электр. св-вами (фторопласты).

В некоторых химическими  соединениях сохраняется   специфическая   кристаллическая структура графита со слоистым   каркасом   атомов   углерода.

Известны такого рода соединения графита со щелочными металлами (С₈М, С₂₄М, С₃₆М, С₄₈М, С₆₀М) и галогенами (CF, C₄F, С₈Сl, С₈Вr и др.).

С большинством переходных металлов (кроме металлов VIII группы), а также с бором и   кремнием  образует устойчивые карбиды.

Алмаз является наиболее твердым из природных и синтетических веществ, что обусловливается наличием в его решетке непрерывной   тетраэдрической   сетки жестких ковалентных sp³-гибридных связей (с  расстоянием  С—С,  равным 1,5445 Å).

Применение

Вследствие этого монокристаллы алмаза и поли кристаллические сростки (баллас или карбонадо) нашли применение при изготовлении абразивного, режущего, бурового инструмента и фильер.

Сочетая в себе высокую теплопроводность и электропроводноcть, жаропрочность, термостойкость и химическую стойкость, графит служит основой конструкционных:

1. Антифрикционных.
2. Огнеупорных.
3. Электродных и электротехнических материалов.
4. Применяемых в дуговых металлургических печах.
5. Электролизерах.
6. Электрических печах сопротивления.
7. Теплообменниках.
8. Ядерных  реакторах.
9. Узлах трения насосов и электр. машин и т.д.

Промышленным метод производства большинства углеграфитовых материалов заключается в высокотемпературной обработке углеродистых веществ.

Сырье — обычно дробленый и  прокаленный нефтяной кокс и каменноугольный пек,  которые  после дозирования и смешивания   подвергают  прессованию, обжигу (карбонизации) при т-ре 1100—1300° С и графитизации при т-ре ~ 3000° С.

Широко распространены пирографит — материал с высокой анизотропией св-в.

Получаемый в процессе термического разложения углеводородов на нагретой поверхности, и стеклоуглерод, образующийся в результате спец. термообработки термореактивных пластиков.

Разработан метод произ-ва угольных и графитизированных волокон и тканей, получаемых безокислительной термообработкой  вискозы.

Углеродистые ткани применяют в электронагревательных   устройствах,   при произ-ве углепластиков, в качестве теплоизоляции.

В пром. масштабах выпускают  разнообразные изделия из угольных и графитизированных материалов, пирографита и стекло-углерода.

Окись углерода (II) CO угарный газ

Окись углерода (II) CO, или как его называют угарный газ, представляет собой бесцветный газ, не имеющий запаха.

Температура кипения — 191,5°C. Она немного легче воздуха и крайне ядовит.

Ядовитость окиси углерода объясняется тем, что в соединении с гемоглобином крови, с которой она вступает в контакт при попадании в лёгкие, она образует карбоксигемоглобин.

Который является прочным соединением, не обладающим способностью вступать в реакцию с кислородом.

Таким образом, гемоглобин крови выводиться из строя и при сильном отравлении человек может погибнуть от кислородного голодания.

Химические свойства окиси углерода весьма разнообразны.

Это горячий газ, который легко сгорает голубым пламенем в кислороде и воздухе с образованием двуокиси углерода:

2CO + O₂ = 2CO₂

Углерод в этой реакции окисляется , переходя из C⁰ в C⁺⁴ т.е.  проявляет восстановительные свойства.

Следовательно, окись углерода можно применять как восстановитель:

FeO + CO = CO₂ + Fe

Горючесть окиси углерода, а также восстановительные свойства делают ее весьма ценным топливом.

Восстановительные свойства делают ее весьма ценным топливом  во многих производственных процессах , особенно металлургии.

Поэтому окись углерода специально получают в печах, которые называют газогенераторами.

Газогенератор для получения оксида углерода

Газогенератор представляет собой печь, в которую засыпают кокс, снизу поджигают, а для поддержки горение подают воздух.

При соприкосновении кислорода воздуха раскаленным углем последний сгорает с образованием двуокиси углерода:

C + O₂ = CO₂

Проходя через последующие соли угля , двуокись углерода восстанавливается до окиси углерода:

CO₂ + C = 2CO

В результате из газогенератора выходит генераторный газ следующего состава:

CO + CO₂ + N₂ (азот воздуха)

Этот газ называется воздушным.

Воздушный газ содержит лишь одно горючее вещество CO,  его двуокись углерода CO₂ и азот является балластом.

Для того чтобы в газе не было балласта, через генератор пускают перегретый водяной пар, который, вступая в реакцию с углеродом, образует водяной газ:

C + H₂O ⇄ CO + H₂

Водяной газ балласта не имеет, так как окись углерода и водород горят и являются хорошими восстановителями, генераторные газы широко используются в технике.

Двуокись углерода CO₂

Двуокись углерода CO₂ является высшим углеродным оксидом, молекулярный вес 44 у.е (она более чем полтора раза тяжелее воздуха).

Температура кипения  ( возгонки ) — 78,5°C.

Двуокись углерода при сильном охлаждении превращается в твёрдую снегообразную массу (сухой лед), который при нормальном давлении в жидкость не переходит, а возгоняется.

Что представляет большое удобство при хранении скоропортящихся продуктов:

1. Во первых отсутствие влаги.
2. Во вторых, атмосфера двуокиси углерода задерживает рост бактерий.

Двуокись углерода — типичный кислотный окисел , обладающий всеми характерными свойствами.

Двуокись углерода довольно хорошо растворима в воде:

В одном объеме воды растворяется 1 объем CO₂.

При этом происходит взаимодействие ее с водой с образованием весьма нестойкой угольной кислоты:

H₂O + CO₂ ⇄ H₂CO₃

При повышении давления на растворимость двуокиси углерода резко возрастает. На это основано применение CO₂ в изготовлении шипучих напитков.

CO₂ не поддерживает горение и дыхания и в его атмосфере животные погибают не от отравления, а  от отсутствия кислорода.

Только магний, горящий при очень высокой температуре, может гореть в двуокиси углерода, разлагая её и тем самым восстанавливая углерод:

2Mg + CO₂ = 2MgO + C

В тоже время CO₂ необходим зелёным растениям для процесса фотосинтеза.

Обогащение атмосферы двуокисью углерода в теплицах, парниках усиливает образование органического вещества растением.

В земной атмосфере содержится 0,04% CO₂. Небольшое содержание его стимулирует деятельность дыхательного центра.

Получение двуокиси углерода CO₂

Обычно его получают, взаимодействием на соли угольной кислоты какой — нибудь более сильной кислотой (соляной кислотой):
CO₂
↑
CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + H₂CO₃
↓
H₂O

Антологичный способ получения оксида углерода используется в пенных огнетушителях, где содержится стеклянная колба с серной кислотой и раствор соды Na₂CO₃.

При пожаре колба разбивается внутри сосуда (огнетушитель) и реакция сопровождается с выделением пены и диоксида углерода:

CO₂
↑
Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂CO₃
↓
H₂O

Недостаток использование в реакции кислоты и не применимо при нахождении электричества в очаге пожара .

Для промышленных целей двуокись углерода получают при разложении известняка:

CaCO₃ = CaO + CO₂

Также углекислый газ получается при горении всех органических веществ, при брожении сахара и в других процессах .

Литература

Фиалков А. С. Формирование структуры и свойств углеграфитовых материалов.  Вяткин С. Е. [и др.]. Ядерный графит.