Углерод и его характеристики

Углерод — неметаллический элемент IV группы периодической таблицы Д.И. Менделеева, является важнейшей частью всех органических веществ в природе.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!

Оценим за полчаса!

Углерод и его характеристики

Общая характеристика элементов IVa группы

От C к Pb (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Из элементов IVа группы углерод и кремний относятся к неметаллам, германий, олово и свинец — металлы.

Углерод и его характеристики

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns2np2:

  • C — 2s22p2
  • Si — 3s23p2
  • Ge — 4s24p2
  • Sn — 5s25p2
  • Pb — 6s26p2

Углерод и его характеристики

Природные соединения

В природе углерод встречается в виде следующих соединений:

  • Аллотропных модификаций — графит, алмаз, фуллерен
  • MgCO3 — магнезит
  • CaCO3 — кальцит (мел, мрамор)
  • CaCO3*MgCO3 — доломит

Углерод и его характеристики

Получение

Углерод получают в ходе пиролиза углеводородов (пиролиз — нагревание без доступа кислорода). Также применяется получение углеродистых соединений: древесины и каменного угля.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!
Читайте также:  Формула работы идеального газа, а

Оценим за полчаса!

C2H6 → (t) C + H2 (пиролиз этана)

Углерод и его характеристики

Химические свойства

  • Реакции с неметаллами
    • При нагревании углерод реагирует со многими неметаллами: водородом, кислородом, фтором.
    • C + H2 → (t) CH4 (метан)
    • 2С + O2 → (t) 2CO (угарный газ — продукт неполного окисления углерода, образуется при недостатке кислорода)
    • С + O2 → (t) CO2 (углекислый газ — продукт полного окисления углерода, образуется при достаточном количестве кислорода)
    • С + F2 → (t) CF4
  • Реакции с металлами
  • При нагревании углерод реагирует с металлами, проявляя свои окислительные свойства. Напомню, что металлы могут принимать только положительные степени окисления.

    1. Ca + C → CaC2 (карбид кальция, СО углерода = -1)
    2. Al + C → Al4C3 (карбид алюминий, СО углерода -4)
    3. Очевидно, что степень окисления углерода в соединении с различными металлами может отличаться.

    Углерод и его характеристики

  • Восстановительные свойства
    • Углерод — хороший восстановитель. С помощью него металлургическая промышленность справляется с задачей получения чистых металлов из их оксидов:
    • Fe2O3 + C → Fe + CO2
    • ZnO + C → Zn + CO
    • FeO + C → Fe + CO
    • Углерод восстанавливает не только металлы из их оксидов, но и неметаллы подобным образом:
    • SiO2 + C → (t) Si + CO
    • Может восстановить и собственный оксид:
    • CO2 + C → CO

    Углерод и его характеристики

  • Реакция с водой
  • Известная реакция взаимодействия угля с водяным паром, называемая также газификацией угля, торфа, сланца — крайне важна в промышленности:

    C + H2O → CO↑ + H2↑

  • Реакции с кислотами
    1. В реакциях с кислотами углерод проявляет себя как восстановитель:
    2. C + HNO 3(конц.) → (t) CO2 + NO2 + H2
    3. C + HNO3 → CO2 + NO + H2O
    4. C + H2SO4(конц.) → CO2 + SO2 + H2O

    Углерод и его характеристики

Оксид углерода II — СO

Оксид углерода II — продукт неполного окисления углерода. Несолеобразующий оксид. Это чрезвычайно опасное вещество часто образуется при пожарах в замкнутых помещениях, при прогревании машины в гараже.

Растворяясь в крови угарный газ (имеющий в 300 раз большее сродство к гемоглобину, чем кислород) легко выигрывает конкуренцию у кислорода и занимает его место в эритроцитах. Отравление угарным газом нередко заканчивается летальным исходом.

  • Получение
  • В промышленности угарный газ получают восстановлением оксида углерода IV или газификацией угля (t = 1000 °С).
  • CO2 + C → (t) CO
  • C + H2O → (t) CO + H2
  • В лаборатории угарный газ получают при разложении муравьиной кислоты в присутствии серной:
  • HCOOH → (H2SO4) CO + H2O
  • Химические свойства
  • Полностью окисляется до углекислого газа в реакции с кислородом, восстанавливает оксиды металлов.
  • CO + O2 → CO2
  • Fe2O3 + CO → Fe + CO2
  • FeO + CO → Fe + CO2
  • Образование карбонилов — чрезвычайно токсичных веществ.
  • Fe + CO → (t) Fe(CO)5

Углерод и его характеристики

Оксид углерода IV — CO2

Продукт полного окисления углерода. Относится к кислотным оксидам, соответствует угольной кислоте H2CO3. Бесцветный газ, без запаха.

  1. Получение
  2. В промышленности углекислый газ получают при разложении известняка, в ходе производства алкоголя, при спиртовом брожении глюкозы.
  3. CaCO3 → (t) CaO + CO2↑
  4. C6H12O6 → C2H5OH + CO2↑
  5. В лабораторных условиях используют реакцию мела (мрамора) с соляной кислотой.
  6. CaCO3 + HCl → CaCl2 + H2O + CO2↑
  7. Углекислый газ образуется при горении органических веществ:
  8. C3H8 + O2 → CO2 + H2O

Углерод и его характеристики

Химические свойства

  • Реакция с водой
  • В результате реакции с водой образуется нестойкая угольная кислота, которая сразу же распадается на воду и углекислый газ. CO2 + H2O ⇄ H2CO3

  • Реакции с основными оксидами и основаниями
    • В ходе реакций с основаниями и основными оксидами углекислый газ образует соли угольной кислоты: средние — карбонаты (при избытке основания), кислые — гидрокарбонаты (при избытке кислотного оксида).
    • 2KOH + CO2 → K2CO3 + H2O (соотношение основание — кислотный оксид 2:1)
    • KOH + CO2 → KHCO3 (соотношение основание — кислотный оксид 1:1)
    • Na2O + CO2 → Na2CO3
  • Окислительные свойства
  • При нагревании способен окислять металлы до их оксидов.

    Zn + CO2 → (t) ZnO + CO

Угольная кислота

Слабая двухосновная кислота, существующая только в растворах, разлагается на воду и углекислый газ.

Химические свойства

  • Качественная реакция
  • Определить наличие карбонат-иона можно с помощью кислоты: такая реакция сопровождается «закипанием» — появлением пузырьков бесцветного газа без запаха. MgCO3 + HCl → MgCl2 + CO2↑ + H2O Я не раз встречал описание реакций, связанных с этой кислотой, которое заслуживает нашего внимания. В задании было сказано, что при добавлении к раствору гидроксида кальция углекислого газа осадок появлялся, при дальнейшем пропускании углекислого газа — помутнение исчезало.

    1. Это можно легко объяснить, вспомнив про способность угольной кислоты образовывать кислые соли, которые растворимы.
    2. Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 (осадок выпадает)
    3. CaCO3 + H2O + CO2 → Ca(HCO3)2 (осадок растворяется)
  • Средние и кислые соли
  • Чтобы сделать из средней соли (карбоната) — кислую соль (гидрокарбонат) нужно добавить угольную кислоту. Однако написать ее формулу H2CO3 — ошибка. Ее следует записать в виде воды и углекислого газа.

    • Li2CO3 + CO2 + H2O → LiHCO3 (средняя соль + кислота = кислая соль)
    • Чтобы вернуть среднюю соль, следует добавить к кислой соли щелочь.
    • LiHCO3 + LiOH → Li2CO3 + H2O
  • Нагревание солей угольной кислоты
    1. При нагревании карбонаты распадаются на соответствующий оксид металла и углекислый газ, гидрокарбонаты — на соответствующий оксид металла, углекислый газ и воду.
    2. MgCO3 → (t) MgO + CO2
    3. KHCO3 → (t) K2CO3 + CO2↑ + H2O

Источник: https://studarium.ru/article/166

Углерод химические и физические свойства

Углерод и его характеристики

Углерод – это, наверное, один из самых впечатляющих элементов химии на нашей планете, который обладает уникальной способностью образовывать огромное множество различных органических и неорганических связей.

Одним словом, углеродные соединения, которые обладают уникальными характеристиками – основа жизни на нашей планете.

Что такое углерод

Углерод и его характеристики

В химической таблице Д.И. Менделеева углерод находится под шестым номером, входит в 14 группу и носит обозначение «С».

Физические свойства

Это водородное соединение, входящее в группу биологических молекул, молярная масса и молекулярная масса которого – 12,011, температура плавления составляет 3550 градусов.

Углерод и его характеристики

  • Степень окисления данного элемента может быть: +4, +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3, -4, а плотность составляет 2,25 г/см3.
  • В агрегатном состоянии углерод твердое вещество, а кристаллическая решетка атомная.
  • Углерод имеет следующие аллотропные модификации:
  • алмаз,
  • графит,
  • фуллерен,
  • карбин.

Строение атома

Атом вещества имеет электронную конфигурацию вида 1S22S22P2. На внешнем уровне у атома 4 электрона, находящиеся на двух разных орбиталях.

Углерод и его характеристики

Если же брать возбужденное состояние элемента, то его конфигурация становится 1S22S12P3.

К тому же атом вещества может быть первичным, вторичным, третичным и четвертичным.

Химические свойства

Углерод и его характеристики

Пребывая в нормальных условиях, элемент инертен и во взаимодействие с металлами и неметаллами вступает при повышенных температурах:

  • взаимодействует с металлами, вследствие чего образуются карбиды,
  • вступает в реакцию с фтором (галоген),
  • при повышенных температурах взаимодействует с водородом и серой,
  • при повышении температуры обеспечивает восстановление металлов и неметаллов из оксидов,
  • при 1000 градусах вступает во взаимодействие с водой,
  • при повышении температуры горит.

Получение углерода

Углерод в природе можно найти в виде черного графита либо же, что очень редко, в виде алмаза. Ненатуральный графит получают с помощью реакции кокса с кремнеземом.

Углерод и его характеристики

А ненатуральные алмазы получают, применяя тепло и давление вместе с катализаторами. Так металл расплавляется, а получившийся алмаз выходит в виде осадка.

Углерод и его характеристики

Добавление азота приводит к получению желтоватых алмазов, а бора – голубоватых.

История открытия

Углерод использовался людьми с давних времен. Грекам был известен графит и уголь, а алмазы впервые нашлись в Индии. К слову, в качестве графита люди часто принимали схожие по виду соединения. Но даже несмотря на это, графит широко использовался для письма, ведь даже слово «графо» с греческого языка переводится как «пишу».

Углерод и его характеристики

В настоящее время графит используется так же в письме, в частности его можно встретить в карандашах. В начале 18 века в Бразилии началась торговля алмазами, были открыты многие месторождения, а уже во второй половине 20 века люди научились получать ненатуральные драгоценные камни.

На настоящий момент ненатуральные алмазы используются в промышленности, а настоящие – в ювелирной сфере.

Роль углерода в организме человека

В тело человека углерод попадает вместе с пищей, в течение суток – 300 г. А общее количество вещества в человеческом организме составляет 21% от массы тела.

Углерод и его характеристики

Из данного элемента состоят на 2/3 мышцы и 1/3 костей. А выводится из тела газ вместе с выдыхаемым воздухом либо же с мочевиной.

Стоит отметить: без этого вещества жизнь на Земле невозможна, ведь углерод составляет связи, помогающие организму бороться с губительным влиянием окружающего мира.

Таким образом, элемент способен составлять продолжительные цепи либо же кольца атомов, которые представляют собой основу для множества других важных связей.

Нахождение в природе углерода

Элемент и его соединения можно встретить повсюду. В первую очередь отметим, что вещество составляет 0,032% от общего количества земной коры.

Углерод и его характеристики

Одиночный элемент можно встретить в каменном угле. А кристаллический элемент находится в аллотропных модификациях. Также в воздухе постоянно растет количество углекислого газа.

Большую концентрацию элемента в окружающей среде можно встретить в качестве соединений с различными элементами. Например, двуокись углерода содержится в воздухе в количестве 0,03%. В таких минералах как известняк или же мрамор, содержатся карбонаты.

Все живые организмы несут в себе соединения углерода с иными элементами. К тому же остатки живых организмов становятся такими отложениями, как нефть, битум.

Применение углерода

Соединения этого элемента широко используются во всех сферах нашей жизни и перечислять их можно бесконечно долго, поэтому мы укажем несколько из них:

  • графит используется в грифелях карандашей и изготовлении электродов,
  • алмазы нашли свое широкое применение в ювелирной сфере и в буровом деле,
  • углерод используют как восстановитель для выведения таких элементов, как железная руда и кремний,
  • активированный уголь, состоящий в основном из этого элемента, широко используется в медицинской области, промышленности и в быту.

Источник: https://tvercult.ru/nauka/uglerod-himicheskie-i-fizicheskie-svoystva

Углерод. Аллотропия углерода — урок. Химия, 8–9 класс

Углерод — химический элемент № (6). Он расположен в IVА группе Периодической системы.

C6+6)2e)4e

На внешнем слое атома углерода содержатся четыре валентных электрона, и до его завершения не хватает четырёх электронов. Поэтому в соединениях с металлами углероду характерна степень окисления (–4), а при взаимодействии с более электроотрицательными неметаллами он проявляет положительные степени окисления: ( +2) или (+4).

В природе углерод встречается как в виде простых веществ, так и в виде соединений. В воздухе содержится углекислый газ.

 В земной коре распространены карбонаты (например, CaCO3 образует мел, мрамор, известняк).

Горючие ископаемые (уголь, торф, нефть, природный газ) состоят из органических соединений, главным элементом которых является углерод. 

Углерод относится к жизненно важным элементам, так как входит в состав молекул всех органических веществ.

Углерод образует несколько аллотропных видоизменений, из которых наиболее известны алмаз и графит.

Алмаз имеет атомную кристаллическую решётку. Каждый атом углерода в алмазе связан четырьмя прочными ковалентными связями с соседними атомами, расположенными в вершинах тетраэдра.

Углерод и его характеристики

Благодаря такому строению алмаз — самое твёрдое из известных природных веществ. Все четыре валентных электрона каждого атома углерода участвуют в образовании связей, поэтому алмаз не проводит электрический ток. Это бесцветное прозрачное кристаллическое вещество, хорошо преломляющее свет.

Углерод и его характеристики

Графит тоже имеет атомную кристаллическую решётку, но устроена она иначе. Решётка графита слоистая. Каждый атом углерода соединён прочными ковалентными связями с тремя соседними атомами. Образуются плоские слои из шестиугольников, которые между собой связаны слабо. Один валентный электрон у атома углерода остаётся свободным.

Углерод и его характеристики

Графит представляет собой тёмно-серое вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь. В отличие от алмаза графит непрозрачный, проводит электрический ток и оставляет серый след на бумаге. У графита очень высокая температура плавления ((3700) °С).

Углерод и его характеристики

Алмаз и графит взаимопревращаемы. При сильном нагревании без доступа воздуха алмаз чернеет и превращается в графит. Графит можно превратить в алмаз при высокой температуре и большом давлении.

Из мельчайших частиц графита состоят сажа, древесный уголь и кокс. Сажа образуется при неполном сгорании топлива. Древесный уголь получают при нагревании древесины без доступа воздуха, а кокс — переработкой каменного угля.

Древесный уголь имеет пористое строение и обладает способностью поглощать газы и растворённые вещества. Такое свойство называется адсорбцией.

Углерод и его характеристики

Аллотропные модификации углерода в химических реакциях могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства. Окислительные свойства углерода выражены слабее, чем у других неметаллов второго периода (азота, кислорода и фтора).

  • Взаимодействие с металлами.
  • Углерод реагирует с металлами при высокой температуре с образованием карбидов:
  • 4Al0+3C0=tAl+34C−43.
  • В этой реакции углерод выступает как окислитель.
  • Взаимодействие с водородом.

Реакция происходит при сильном нагревании. Образуется метан. Углерод — окислитель.

C0+2H02=tC−4H+14.

  • Взаимодействие с кислородом.

Углерод горит в кислороде с образованием углекислого газа и проявляет в этой реакции восстановительные свойства:

C0+O02=tC+4O−22.

  • Взаимодействие с оксидами металлов.
  1. Углерод способен восстанавливать металлы из их оксидов:
  2. 2Cu+2O+C0=t2Cu0+C+4O2.
  3. Применение простых веществ
  4. Алмаз применяется:
  • для обработки твёрдых поверхностей;
  • для резки стекла;
  • для изготовления буров и свёрл;
  • для изготовления ювелирных украшений.

Графит используется:

  • при изготовлении карандашей;
  • как твёрдая смазка в подшипниках;
  • для изготовления электродов;
  • в качестве замедлителя нейтронов в ядерных реакторах;
  • для получения искусственных алмазов.

Сажа:

  • входит в состав типографской краски, крема для обуви;
  • используется как наполнитель для производства резины.

Уголь используется:

  • в противогазах, промышленных и бытовых фильтрах;
  • для очистки сахарного сиропа, спирта и т. д.;
  • в медицине.

Кокс применяется в металлургической промышленности.

Источник: https://www.yaklass.ru/p/himija/89-klass/khimiia-nemetallov-157456/uglerod-i-ego-soedineniia-163475/re-28df6da6-8e46-4344-9b2d-1694f2fff357

Углерод — характеристика элемента и химические свойства

Характеристика углерода. Свойства простых веществ и соединений

Углерод и его характеристикиУглерод (С) – типичный неметалл; в периодической системе находится в 2-м периоде IV группе, главной подгруппе. Порядковый номер 6, Ar = 12,011 а.е.м., заряд ядра +6.

Физические свойства: углерод образует множество аллотропных модификаций: алмаз – одно из самых твердых веществ, графит, уголь, сажа.

Атом углерода имеет 6 электронов: 1s22s22p2. Последние два электрона располагаются на отдельных р-орбиталях и являются неспаренными. В принципе, эта пара могла бы занимать одну орбиталь, но в таком случае сильно возрастает межэлектронное отталкивание. По этой причине один из них занимает 2рх, а другой, либо 2ру, либо 2рz-орбитали.

Углерод и его характеристикиРазличие энергии s- и р-подуровней внешнего слоя невелико, поэтому атом довольно легко переходит в возбужденное состояние, при котором один из двух электронов с 2s-орбитали переходит на свободную 2р. Возникает валентное состояние, имеющее конфигурацию 1s22s12px12py12pz1. Именно такое состояние атома углерода характерно для решетки алмаза — тетраэдрическое пространственное расположение гибридных орбиталей, одинаковая длина и энергия связей.

Это явление, как известно, называют sp3-гибридизацией, а возникающие функции – sp3-гибридными.  Образование четырех sp3-cвязeй обеспечивает атому углерода более устойчивое состояние, чем три р—р- и одна s—s-связи.

Помимо sp3-гибридизации у атома углерода наблюдается также sp2— и sp-гибридизация. В первом случае возникает взаимное наложение s- и двух р-орбиталей. Образуются три равнозначные sp2— гибридных орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу.

Третья орбиталь р неизменна и направлена перпендикулярно плоскости sp2.

Углерод и его характеристики

При sp-гибридизации происходит наложение орбиталей s и р. Между двумя образующимися равноценными гибридными орбиталями возникает угол 180°, при этом две р-орбитали у каждого из атомов остаются неизменными.

Углерод и его характеристики

Аллотрорпия углерода. Алмаз и графит

В кристалле графита атомы углерода расположены в параллельных плоскостях, занимая в них вершины правильных шестиугольников. Каждый из атомов углерода связан с тремя соседними sp2-гибридными связями. Между параллельными плоскостями связь осуществляется за счет ван-дер-ваальсовых сил.

Свободные р-орбитали каждого из атомов направлены перпендикулярно плоскостям ковалентных связей. Их перекрыванием объясняется дополнительная π-связь между атомами углерода.

Таким образом, от валентного состояния, в котором находятся атомы углерода в веществе, зависят свойства этого вещества.

Химические свойства углерода

Наиболее характерные степени окисления: +4, +2.

При низких температурах углерод инертен, но при нагревании его активность возрастает.

Углерод как восстановитель:

  • —    с кислородом
    C0 + O2  –t°=  CO2 углекислый газ
    при недостатке кислорода — неполное сгорание:
  • 2C0 + O2  –t°= 2C+2O угарный газ
  • —     со фтором
    С + 2F2 = CF4
  • —    с водяным паром
    C0 + H2O  –1200°= С+2O + H2 водяной газ

—  с оксидами металлов. Таким образом выплавляют металл из руды.
C0 + 2CuO  –t°=  2Cu + C+4O2

—  с кислотами – окислителями:
C0 + 2H2SO4(конц.) = С+4O2­ + 2SO2­ + 2H2O
С0 + 4HNO3(конц.) = С+4O2­ + 4NO2­ + 2H2O

—  с серой образует сероуглерод:
С + 2S2 = СS2.

  Углерод как окислитель:

  1. —    с некоторыми металлами образует карбиды
  2. 4Al + 3C0 = Al4C3
  3. Ca + 2C0 = CaC2-4
  4. —     с водородом — метан (а также огромное количество органических соединений)
  5. C0 + 2H2 = CH4
  6. — с кремнием, образует карборунд (при 2000 °C в электропечи):
  7. Si + C = SiC.

Нахождение углерода в природе

Ссвободный углерод встречается в виде алмаза и графита.

В виде соединений углерод находится в составе минералов: мела, мрамора, известняка – СаСО3, доломита – MgCO3*CaCO3; гидрокарбонатов – Mg(НCO3)2 и Са(НCO3)2, СО2 входит в состав воздуха; углерод является главной составной частью природных органических соединений – газа, нефти, каменного угля, торфа, входит в состав органических веществ, белков, жиров, углеводов, аминокислот, входящих в состав живых организмов.

Углерод и его характеристики

Неорганические соединения углерода

Ни ионы С4+ , ни С4- ‑ ни при каких обычных химических процессах не образуются: в соединениях углерода имеются ковалентные связи различной полярности.

Оксид углерода (II)  СО

Угарный газ; бесцветный, без запаха, малорастворим в воде, растворим в органических растворителях, ядовит, t°кип = -192°C; t пл. = -205°C.

  • Получение
    1)     В промышленности (в газогенераторах):
  • C + O2 = CO2
  • CO2 + C = 2CO
  • 2)     В лаборатории — термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H2SO4(конц.):
    HCOOH = H2O + CO­
  • H2C2O4 = CO­ + CO2­ + H2O
  • Химические свойства
  • При обычных условиях CO инертен; при нагревании – восстановитель; несолеобразующий оксид.
  • 1)     с кислородом
  • 2C+2O + O2 = 2C+4O2
  • 2)     с оксидами металлов
  • C+2O + CuO = Сu + C+4O2
  • 3)     с хлором (на свету)
  • CO + Cl2  –hn=  COCl2(фосген)
  • 4)     реагирует с расплавами щелочей (под давлением)
  • CO + NaOH = HCOONa (формиат натрия)
  • 5)     с переходными металлами образует карбонилы
  • Ni + 4CO  –t°= Ni(CO)4
  • Fe + 5CO  –t°= Fe(CO)5

Оксид углерода (IV) СO2

Углекислый газ, бесцветный, без запаха, растворимость в воде — в 1V H2O растворяется 0,9V CO2 (при нормальных условиях); тяжелее воздуха; t°пл.= -78,5°C (твёрдый CO2 называется «сухой лёд»); не поддерживает горение.

Получение

  1. Термическим разложением солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка:

CaCO3  –t°=  CaO + CO2

  1. Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:
  1. CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2­
  2. NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2­
  3. Химические свойства СO2
    Кислотный оксид: реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты
  4. Na2O + CO2 = Na2CO3
  5. 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O
  6. NaOH + CO2 = NaHCO3
  7. При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства
  8. С+4O2 + 2Mg  –t°=  2Mg+2O + C0
  9. Качественная реакция
  10. Помутнение известковой воды:
  11. Ca(OH)2 + CO2  = CaCO3¯(белый осадок) + H2O

Оно исчезает при длительном пропускании CO2 через известковую воду, т.к. нерастворимый карбонат кальция переходит в растворимый гидрокарбонат:

CaCO3 + H2O + CO2 = Сa(HCO3)2

Угольная кислота и её соли

  • H2CO3 — Кислота слабая, существует только в водном растворе:
  • CO2 + H2O ↔ H2CO3
  • Двухосновная:
    H2CO3 ↔ H+ + HCO3— Кислые соли — бикарбонаты, гидрокарбонаты
    HCO3— ↔ H+ + CO32-    Cредние соли — карбонаты
  • Характерны все свойства кислот.
  • Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:
  • 2NaHCO3  –t°=  Na2CO3 + H2O + CO2­
  • Na2CO3 + H2O + CO2 = 2NaHCO3
  • Карбонаты металлов (кроме щелочных металлов) при нагревании декарбоксилируются с образованием оксида:
  • CuCO3  –t°=  CuO + CO2­
  • Качественная реакция — «вскипание» при действии сильной кислоты:
  • Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2­
  • CO32- + 2H+ = H2O + CO2­

Карбиды

  1. Карбид кальция:
  2. CaO + 3 C = CaC2 + CO
  3. CaC2 + 2 H2O = Ca(OH)2 + C2H2 .
  4. Ацетилен выделяется при реакции с водой карбидов цинка, кадмия, лантана и церия:
  5. 2 LaC2 + 6 H2O = 2La(OH)3 + 2 C2H2 + H2.

  6. Be2C и Al4C3 разлагаются водой с образованием метана:
  7. Al4C3 + 12 H2O = 4 Al(OH)3 = 3 CH4.

  8. В технике применяют карбиды титана TiC, вольфрама W2C (твердые сплавы), кремния SiC (карборунд – в качестве абразива и материала для нагревателей).

Цианиды

получают при нагревании соды в атмосфере аммиака и угарного газа:

Na2CO3 + 2 NH3 + 3 CO = 2 NaCN + 2 H2O + H2 + 2 CO2

Синильная кислота HCN – важный продукт химической промышленности, широко применяется в органическом синтезе. Ее мировое производство достигает 200 тыс. т в год. Электронное строение цианид-аниона аналогично оксиду углерода (II), такие частицы называют изоэлектронными:

  • C=O: [:C=N:]–
  • Цианиды (0,1-0,2%-ный водный раствор) применяют при добыче золота:
  • 2 Au + 4 KCN + H2O + 0,5 O2 = 2 K[Au(CN)2] + 2 KOH.
  • При кипячении растворов цианидов с серой или сплавлении твердых веществ образуются роданиды:
    KCN + S = KSCN.
  • При нагревании цианидов малоактивных металлов получается дициан:  Hg(CN)2 = Hg + (CN)2. Растворы цианидов окисляются до цианатов:
  • 2 KCN + O2 = 2 KOCN.
  • Циановая кислота существует в двух формах:
  • H-N=C=O; H-O-C=N:

В 1828 г. Фридрих Вёлер (1800-1882) получил из цианата аммония мочевину: NH4OCN = CO(NH2)2 при упаривании водного раствора.

Это событие обычно рассматривается как победа синтетической химии над «виталистической теорией».

Существует изомер циановой кислоты – гремучая кислота

H-O-N=C.
Ее соли (гремучая ртуть Hg(ONC)2) используются в ударных воспламенителях.

Синтез мочевины (карбамида):

CO2 + 2 NH3 = CO(NH2)2 + H2O.  При 1300С и 100 атм.

Мочевина является амидом угольной кислоты, существует и ее «азотный аналог» – гуанидин.

Карбонаты

Важнейшие неорганические соединения углерода – соли угольной кислоты (карбонаты). H2CO3 – слабая кислота (К1 =1,3·10-4; К2 =5·10-11). Карбонатный буфер поддерживает углекислотное равновесие в атмосфере. Мировой океан обладает огромной буферной емкостью, потому что он является открытой системой. Основная буферная реакция – равновесие при диссоциации угольной кислоты:

  1. H2CO3 ↔ H+ + HCO3— .
  2. При понижении кислотности происходит дополнительное поглощение углекислого газа из атмосферы с образованием кислоты:
    CO2 + H2O ↔ H2CO3 .
  3. При повышении кислотности происходит растворение карбонатных пород (раковины, меловые и известняковые отложения в океане); этим компенсируется убыль гидрокарбонатных ионов:
  4. H+ + CO32-↔  HCO3—
  5. CaCO3(тв.) ↔  Ca2+ + CO32-

Твердые карбонаты переходят в растворимые гидрокарбонаты. Именно этот процесс химического растворения избыточного углекислого газа противодействует «парниковому эффекту» – глобальному потеплению из-за поглощения углекислым газом теплового излучения Земли. Примерно треть мирового производства соды (карбонат натрия Na2CO3) используется в производстве стекла.

Источник: http://himege.ru/uglerod-xarakteristika-elementa-i-ximicheskie-svojstva/

Углерод

Углерод и его характеристики

Углерод — это, пожалуй, основной и самый удивительный химический элемент на Земле, ведь с его помощью формируется колоссальное количество разнообразных соединений, как неорганических, так и органических. Углерод является основой всех живых существ, можно сказать, что углерод, наравне с водой и кислородом, — основа жизни на нашей планете! Углерод имеет разнообразие форм, которые не похожи ни по своим физико-химическим свойствам, ни по внешнему виду. Но всё это углерод!

История открытия углерода

Углерод был известен человечеству ещё с глубокой древности. Графит и уголь использовались ещё древними греками, а алмазы нашли применение в Индии. Правда, за графит частенько принимали похожие по внешнему виду соединения. Тем не менее, графит имел широкое применение в древности, в частности для письма.

Даже его название происходит от греческого слова «графо» — «пишу». Графит сейчас используется в карандашах. Алмазами начали впервые торговать в Бразилии в первой половине 18 века, с этого времени открыто множество месторождений, а в 1970 году была разработана технология получения алмазов искусственным путём.

Такие искусственные алмазы применяются в промышленности, натуральные же, в свою очередь, в ювелирном деле.

Углерод в природе

Содержание углерода в земной коре составляет всего около 0,15%. Казалось бы, один из основных элементов, а так мало… На самом деле, углерод подвержен постоянному круговороту из земной коры через биосферу в атмосферу и наоборот. Из углерода состоят природный газ, нефть, уголь, торф, известняки и многие другие соединения.

Наиболее значимое количество углерода собрано в атмосфере и гидросфере в виде углекислого газа.  В атмосфере углерода содержится около 0,046%, а еще больше — в растворенном виде в Мировом Океане.

Кроме того, как мы видели выше, углерод является основой живых организмов. Например, в теле человека массой 70 кг содержится около 13 кг углерода! Это только в одном человеке! А углерод содержится также во всех растениях и животных. Вот и считайте…

Углерод и его характеристикиКруговорот углерода в природе

Аллотропные модификации углерода

Углерод — уникальный химический элемент, который образует так называемые аллотропные модификации, или, проще говоря, различные формы. Эти модификации подразделяются кристаллические, аморфные и в виде кластеров.

Кристаллические модификации имеют правильную кристаллическую решётку. К этой группе относятся: алмаз, фуллерит, графит, лонсдейлит, углеродные волокна и трубки. Подавляющее большинство кристаллических модификаций углерода на первых местах в рейтинге «Самые твёрдые материалы в мире» .

Углерод и его характеристикиАллотропные формы углерода: a) лонсдейлит; б) алмаз;в) графит; г) аморфный углерод; д) C60 (фуллерен); е) графен;

ж) однослойная нанотрубка

Аморфные формы образованы углеродом с небольшими примесями других химических элементов. Основные представители этой группы: уголь (каменный, древесный, активированный), сажа, антрацит.

Самыми сложными и высокотехнологичными являются соединения углерода в виде кластеров. Кластеры — это особая структура, при которой атомы углерода расположены таким образом, что образуют полую форму, которая заполнена изнутри атомами других элементов, например, воды. В этой группе не так уж и много представителей, в неё входят углеродные наноконусы, астралены и диуглерод.

Углерод и его характеристикиГрафит — «тёмная сторона» алмаза

Применение углерода

Углерод и его соединения имеют огромное значение в жизнедеятельности человека. Из углерода образованы главные виды топлива на Земле — природный газ и нефть. Соединения углерода широко применяются в химической и металлургической промышленности, в строительстве, в машиностроении и медицине.

Аллотропные модификации в виде алмазов используют в ювелирном деле, фуллерит и лонсдейлит в ракетостроении. Из соединений углерода изготавливаются различные смазки для механизмов, техническое оборудование и многое другое.

Промышленность в настоящее время не может обойтись без углерода, он используется везде!

Источник: http://www.alto-lab.ru/elements/uglerod/

Углерод и его соединения

Углерод встречается в природе, как в свободном виде, так и в соединениях. В свободном виде встречается в виде аллотропных видоизменений – алмаз, графит, карбин, фуллерен.

Углерод и его характеристики

Алмаз

Кристаллическое вещество, прозрачное, сильно преломляет лучи света, очень твёрдое, не проводит электрический ток, плохо проводит тепло, ρ = 3,5 г/см3; t°пл. = 3730°C; t°кип. =  4830°C.

Можно получить из графита при p > 50 тыс. атм; t° = 1200°C.

  • Применение: 
  • Шлифовальный порошок, буры, стеклорезы, после огранки — бриллианты.
  • Графит
  • Кристаллическое вещество, слоистое, непрозрачное, тёмно-серое, обладает металлическим блеском, мягкое, проводит электрический ток; ρ = 2,5 г/см3.
  • Применение:
  • Электроды, карандашные грифели, замедлитель нейтронов в ядерных реакторах, входит в состав некоторых смазочных материалов. 
  • Карбин 
  • Чёрный порошок; ρ = 2 г/см3; полупроводник.
  • Состоит из линейных цепочек  –C≡C–C≡C–  и  =С=С=С=С=.
  • При нагревании переходит в графит.

 В конце 80-х годов XX века было обнаружено ещё одно аллотропное видоизменение – фуллерит. Он, в отличие от алмаза и графита, имеет не атомную, а молекулярную кристаллическую решётку.

Атомы углерода могут образовывать также полые трубки – так называемые нанотрубки. В настоящее время фуллерены и нанотрубки рассматриваются в качестве основы для технологий будущего.

Соединения углерода весьма распространены: все живые организмы, каменный уголь, торф, нефть и др. содержат углерод. Углерод входит в состав многих неорганических веществ (известняк, мел, мрамор и др).

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА УГЛЕРОДА

Углерод — малоактивен, на холоде реагирует только со фтором; химическая активность проявляется при высоких температурах.

С – восстановитель
С0 – 4 е—→ С+4 или С0 – 2 е—→ С+2
С – окислитель
С0 + 4 е—→ С-4
1)     с кислородом

  1. C0 + O2  t˚C → CO2      углекислый газ
  2. при недостатке кислорода наблюдается неполное сгорание образуется угарный газ:
  3. 2C0 + O2  t˚C → 2C+2O
  4. 2)     со фтором
  5. С + 2F2 → CF4
  6. 3)     с водяным паром
  7. C0 + H2O  t˚C →  С+2O + H2      водяной газ
  8. 4)     с оксидами металлов
  9. С + MexOy = CO2 + Me
  10. C0 + 2CuO  t˚C → 2Cu + C+4O2
  11. 5)     с кислотами – окислителями:
  12. C0 + 2H2SO4(конц.) →  С+4O2­ + 2SO2­ + 2H2O
  13. С0 + 4HNO3(конц.) →  С+4O2­ + 4NO2­ + 2H2O
1)     с некоторыми металлами образует карбиды

  • 4Al + 3C0   t˚C →    Al4C3-4
  • Ca + 2C0   t˚C →    CaC2-1
  • 2)     с водородом
  • C0 + 2H2 t˚C →  CH4

Оксид углерода(II) – СО

(угарный газ, окись углерода, монооксид углерода)

Физические свойства: бесцветный ядовитый газ без вкуса и запаха, горит голубоватым пламенем, легче воздуха, плохо растворим в воде. Концентрация угарного газа в воздухе 12,5—74 % взрывоопасна.

Строение молекулы:

Формальная степень окисления углерода +2 не отражает строение молекулы СО, в которой помимо двойной связи, обра­зованной обобществлением электронов С и О, имеется дополнительная, образованная по донорно-акцепторному механизму за счет неподеленной пары электронов кислорода (изображена стрелкой):

Источник: http://www.yoursystemeducation.com/uglerod-i-ego-soedineniya/

2.3.4. Химические свойства углерода и кремния

Углерод способен образовывать несколько аллотропных модификаций. Это алмаз (наиболее инертная аллотропная модификация), графит, фуллерен и карбин.

Древесный уголь и сажа представляют собой аморфный углерод. Углерод в таком состоянии не имеет упорядоченной структуры и фактически состоит из мельчайших фрагментов слоев графита. Аморфный углерод, обработанный горячим водяным паром, называют активированным углем.

1 грамм активированного угля из-за наличия в нем множества пор имеет общую поверхность более трехсот квадратных метров! Благодаря своей способности поглощать различные вещества активированный уголь находит широкое применение как наполнитель фильтров, а также как энтеросорбент при различных видах отравлений.

С химической точки зрения аморфный углерод является наиболее активной его формой, графит проявляет среднюю активность, а алмаз является крайне инертным веществом. По этой причине, рассматриваемые ниже химические свойства углерода следует прежде всего относить к аморфному углероду.

Восстановительные свойства углерода

Как восстановитель углерод реагирует с такими неметаллами как, например, кислород, галогены, сера.

В зависимости от избытка или недостатка кислорода при горении угля возможно образование угарного газа CO или углекислого газа CO2:

При взаимодействии углерода со фтором образуется тетрафторид углерода:

При нагревании углерода с серой образуется сероуглерод CS2:

Углерод способен восстанавливать металлы после алюминия в ряду активности из их оксидов. Например:

Также углерод реагирует и с оксидами активных металлов, однако в этом случае наблюдается, как правило, не восстановление металла, а образование его карбида:

Взаимодействие углерода с оксидами неметаллов

Углерод вступает в реакцию сопропорционирования с углекислым газом CO2:

Одним из наиболее важных с промышленной точки зрения процессов является так называемая паровая конверсия угля. Процесс проводят, пропуская водяной пар через раскаленный уголь. При этом протекает следующая реакция:

При высокой температуре углерод способен восстанавливать даже такое инертное соединение как диоксид кремния. При этом в зависимости от условия возможно образование кремния или карбида кремния (карборунда):

  • Также углерод как восстановитель реагирует с кислотами окислителями, в частности, концентрированными серной и азотной кислотами:

Окислительные свойства углерода

  1. Химический элемент углерод не отличается высокой электроотрицательностью, поэтому образуемые им простые вещества редко проявляют окислительные свойства по отношению к другим неметаллам.

  2. Примером таких реакций является взаимодействие аморфного углерода с водородом при нагревании в присутствии катализатора:
  3. а также с кремнием при температуре 1200-1300 оС:

Окислительные свойства углерод проявляет по отношению к металлам.

Углерод способен реагировать с активными металлами и некоторыми металлами средней активности. Реакции протекают при нагревании:

  • Карбиды активных металлов гидролизуются водой:
  • а также растворами кислот-неокислителей:
  • При этом образуются углеводороды, содержащие углерод в той же степени окисления, что и в исходном карбиде.

Химические свойства кремния

Кремний может существовать, как и углерод в кристаллическом и аморфном состоянии и, также, как и в случае углерода, аморфный кремний существенно более химически активен, чем кристаллический.

Иногда аморфный и кристаллический кремний, называют его аллотропными модификациями, что, строго говоря, не совсем верно. Аморфный кремний представляет собой по сути конгломерат беспорядочно расположенных друг относительно друга мельчайших частиц кристаллического кремния.

Взаимодействие кремния с простыми веществами

неметаллами

  1. При обычных условиях кремний ввиду своей инертности реагирует только со фтором:
  2. С хлором, бромом и йодом кремний реагирует только при нагревании.

    При этом характерно, что в зависимости от активности галогена, требуется и соответственно различная температура:

  3. Так с хлором реакция протекает при 340-420 оС:
  4. С бромом – 620-700 оС:
  5. С йодом – 750-810 оС:
  • Все галогениды кремния легко гидролизуются водой:
  • а также растворами щелочей:
  1. Реакция кремния с кислородом протекает, однако требует очень сильного нагревания (1200-1300оС) ввиду того, что прочная оксидная пленка затрудняет взаимодействие:
  2. При температуре 1200-1500 оС кремний медленно взаимодействует с углеродом в виде графита с образованием карборунда SiC – вещества с атомной кристаллической решеткой подобной алмазу и почти не уступающего ему в прочности:
  3. С водородом кремний не реагирует.

металлами

Ввиду своей низкой электроотрицательности кремний может проявлять окислительные свойства лишь по отношению к металлам. Из металлов кремний реагирует с активными (щелочными и щелочноземельными), а также многими металлами средней активности. В результате такого взаимодействия образуются силициды:

  • Силициды активных металлов легко гидролизуются водой или разбавленными растворами кислот-неокислителей:
  • При этом образуется газ силан SiH4 – аналог метана CH4.

Взаимодействие кремния со сложными веществами

  1. С водой кремний не реагирует даже при кипячении, однако аморфный кремний взаимодействует с перегретым водяным паром при температуре около 400-500оС. При этом образуется водород и диоксид кремния:
  2. Из всех кислот кремний (в аморфном состоянии) реагирует только с концентрированной плавиковой кислотой:
  3. Кремний растворяется в концентрированных растворах щелочей. Реакция сопровождается выделением водорода:

Источник: https://scienceforyou.ru/teorija-dlja-podgotovki-k-egje/himicheskie-svojstva-ugleroda-i-kremnija

Ссылка на основную публикацию