Углерод в химии: подготовка к ЕГЭ (формула, химические свойства, описание, получение и применение)

Выгрузка

Химические свойства

В нормальных условиях углерод обычно химически инертен, но при высоких температурах он может химически взаимодействовать со многими другими элементами и обычно проявляет сильные восстановительные свойства. Приведем примеры химических реакций углерода как восстановителя с:

— с кислородом
C0 + O2 –t°= CO2 двуокись углерода

при недостатке кислорода — неполное сгорание:
2C0 + O2 –t°= 2C+2O монооксид углерода

— с фтором
С + 2F2 = CF4

— с паром
C0 + H2O –1200°= С+2O + H2 водяной газ

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

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

— образует сероуглерод с серой:
С + 2S2 = CS2.

Углерод также может иногда действовать как окислитель, образуя карбиды, когда он вступает в химические реакции с некоторыми металлами:

4Al + 3C0 = Al4C3

Са + 2С0 = СаС2-4

При взаимодействии с водородом углерод образует метан:

С0 + 2Н2 = СН4

Физические свойства

Углерод по своим физическим свойствам является типичным неметаллом. В то же время он образует множество аллотропных модификаций («аллотропный» означает существование двух и более различных веществ химического элемента): наиболее распространены алмаз, графит, углерод и сажа. В то же время алмаз является одним из самых твердых веществ, представляющих собой углерод.

Разумеется, разные аллотропные модификации углерода обладают и разными физическими свойствами. Если алмаз является типичным твердым телом, то, например, жидкий углерод, который можно получить только при определенном внешнем давлении, имеет совершенно другие физические свойства, чем алмаз или графит.

Аллотропные модификации углерода

Строение углерода

В нейтральном атоме углерода шесть электронов. Два из них расположены вблизи ядра и образуют первую оболочку (состояние 1s). Следующие четыре электрона образуют вторую электронную оболочку. Два из четырех электронов находятся в состоянии 2s, а два других — в состоянии 2p. Нейтральный атом углерода в основном состоянии двухвалентен и имеет электронно-графическую конфигурацию 1s22s22p2.

Несмотря на наличие двух неспаренных электронов на внешнем уровне, углерод в большинстве химических соединений является четырехвалентным. У углерода есть возможность образовать четыре связи при переходе электрона из состояния 2s в состояние 2р: происходит «спаривание», то есть переход атома углерода из нейтрального состояния в возбужденное. Это возбужденное состояние атома углерода соответствует электронной конфигурации 1s22s12p3.

Электронная конфигурация углерода

Возможные валентности: II, IV.

Возможные степени окисления: −4, 0, +2, +4.

Строение атома

Атом углерода имеет 2 оболочки (как и все элементы, находящиеся во втором периоде) и 6 электронов: 1s22s22p2. Четыре валентных электрона находятся на внешнем электронном уровне атома углерода. А оставшиеся два электрона находятся на отдельных р-орбиталях, при этом они неспаренные.

Структура атома углерода

Итак, на изображении представлена ​​схема электронного строения атома углерода.

Роль в природе

В земной коре содержание углерода составляет всего 0,15%. Несмотря на эту, казалось бы, небольшую цифру, стоит отметить, что углерод постоянно участвует в природном круговороте от земной коры через биосферу в атмосферу и обратно. Кроме того, именно углерод состоит в таких ценных ресурсах, как нефть, уголь, торф, известняк и природный газ. И как мы писали в начале нашей статьи, углерод — основа жизни. Допустим, в теле взрослого человека весом 70 кг около 13 кг углерода. Это только у человека, примерно в таких же пропорциях углерод содержится в телах всех остальных живых существ, растений и животных.

круговорот углерода в природе

Реакции графита.

Графит как модификация углерода, характеризующаяся большими расстояниями между слоями гексагональных колец, вступает в необычные реакции. Например, между слоями проникают щелочные металлы, галогены и некоторые соли (FeCl3), образуя соединения типа КС8, КС16 (называются интерстициальными соединениями, включениями или клатратными соединениями). Сильные окислители типа KClO3 в кислой среде (серной или азотной кислоте) образуют вещества с большим объемом кристаллической решетки (до 6 Å между слоями), что объясняется внедрением атомов кислорода и образованием соединений, на поверхности которых в результате окисления образуются карбоксильные группы (–COOH) – соединения типа окисленного графита или меллитовой кислоты (бензолгексакарбоновой) С6(COOH)6. В этих соединениях соотношение С:О может варьироваться от 6:1 до 6:2,5.

Неорганические соединения углерода

Ни C 4+ , ​​ни C 4- ионы не образуются ни в одном обычном химическом процессе: в углеродных соединениях существуют ковалентные связи разной полярности.

Место в таблице Менделеева

Расположение химических элементов в периодической таблице Менделеева основано на их атомном весе, рассчитанном относительно атомного веса водорода. Атомная масса углерода равна 12 011, согласно чему он занимает почетное шестое место в таблице Менделеева и обозначается латинской буквой С.

Кроме того, следует обратить внимание на следующие характеристики карбона:

  • Природный углерод состоит из смеси двух стабильных изотопов 12С (98,892%) и 13С (1,108%)
  • Кроме того, известно 6 радиоактивных изотопов углерода. Один из них, изотоп 14С с периодом полураспада 5,73*103 лет, образуется в небольших количествах в верхних слоях атмосферы нашей планеты под действием космического излучения.

Качественные реакции

Качественной реакцией на карбонат-ионы СО32 является взаимодействие карбонатных солей с сильными кислотами. Более сильные кислоты вытесняют угольную кислоту из солей. При этом выделяется бесцветный газ, который не поддерживает горение: углекислый газ.

Например, карбонат кальция растворяется в соляной кислоте:

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2

Видео взаимодействия карбоната кальция с соляной кислотой можно посмотреть здесь.

Качественная реакция на углекислый газ СО2 — помутнение известковой воды при прохождении через нее углекислого газа:

СО2 + Са(ОН)2 → СаСО3 + Н2О

При дальнейшем прохождении углекислого газа осадок растворяется, т к карбонат кальция под действием избытка углекислого газа превращается в растворимый гидрокарбонат кальция:

CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2

Углерод в химии: подготовка к ЕГЭ (формула, химические свойства, описание, получение и применение)

Видео Опыт взаимодействия гидроксида кальция с углекислым газом (качественная реакция на углекислый газ) можно посмотреть здесь.

Углекислый газ CO2 не поддерживает горение. Угарный газ СО горит голубым пламенем.

Углерод в химии: подготовка к ЕГЭ (формула, химические свойства, описание, получение и применение)

Карбонилы.

Монооксид углерода может непосредственно реагировать со многими металлами или ионами металлов с образованием сложных соединений, называемых карбонилами, например, Ni(CO)4, Fe(CO)5, Fe2(CO)9, Fe(CO)43, Mo(СО)6, Со(СО)42. Связь в этих соединениях аналогична связи в цианокомплексах, описанных выше. Ni(CO)4 — летучее вещество, используемое для отделения никеля от других металлов. Разрушение структуры чугуна и стали в конструкциях часто связано с образованием карбонилов. Водород может входить в состав карбонилов, образуя карбонилгидриды, такие как H2Fe(CO)4 и HCo(CO)4, обладающие кислотными свойствами и реагирующие со щелочами:

H2Fe(CO)4 + NaOH → NaHFe(CO)4 + H2O

Известны также карбонилгалогениды, например Fe(CO)X2, Fe(CO)2X2, Co(CO)I2, Pt(CO)Cl2, где X — любой галоген плюс (.

История открытия

На самом деле углерод известен человеку с древних времен в виде его аллотропных модификаций: алмаза и графита. Также углерод в виде древесного угля активно использовался при выплавке металлов. От угля происходит само название углерода, как химического элемента.

Но в те далекие времена люди использовали углерод в виде древесного угля, или любовались им, в виде алмазов, бессознательно, не понимая, какой такой важный химический элемент стоит за всем этим.

Научное открытие углерода произошло в 1791 году, когда английский химик Теннант впервые получил свободный углерод. Чтобы получить древесный уголь, он пропускал пары фосфора над прокаленным мелом. В результате этой химической реакции образовались фосфат кальция и чистый углерод. Однако этому эксперименту предшествовали другие поиски, например, выдающийся французский химик Лавуазье провел эксперимент по сжиганию алмаза с помощью большой зажигательной машины. Драгоценный алмаз сгорел без остатка, после чего ученый пришел к выводу, что алмаз представляет собой не что иное, как кристаллический углерод.

алмаз

Интересно, что в этих опытах наряду с алмазом пытались жечь и другие драгоценные камни, например, рубин. Но другие камни выдерживали высокие температуры, только алмаз сгорал без остатка, что привлекало внимание к его превосходной химической природе.

Галогениды углерода.

Углерод реагирует непосредственно с галогенами при нагревании с образованием тетрагалогенидов, но скорость реакции и выход продукта низкие. Поэтому галогеноуглероды получают другими способами, например, CCl4 получают хлорированием сероуглерода:

CS2 + 2Cl2 ® CCl4 + 2S

Тетрахлорид CCl4 — негорючее вещество, используется в качестве растворителя в процессах химической чистки, но его применение в качестве антипирена не рекомендуется, так как при высоких температурах он образует ядовитый фосген (ядовитое газообразное вещество). CCl4 сам по себе также ядовит и при вдыхании в значительных количествах может вызвать отравление печени. СCl4 также образуется в результате фотохимической реакции метана СH4 и Сl2; при этом возможно образование продуктов неполного хлорирования метана: CHCl3, CH2Cl2 и CH3Cl. Аналогично протекают реакции и с другими галогенами.

Аллотропия углерода

Углерод существует во многих аллотропных модификациях с самыми разными физическими свойствами. Разнообразие модификаций обусловлено способностью углерода образовывать различные типы химических связей.

Различают два вида углерода в зависимости от образования модификаций:

  1. Кристаллический углерод входит в состав твердых веществ (алмаз, графит, графен, фуллерен, карбин).
  2. Аморфный углерод образует мягкие вещества (уголь, кокс, сажа).

Рассмотрим более подробно основные аллотропные модификации углерода, их физические свойства и области применения.

Азотпроизводные углерода.

В эту группу входит мочевина NH2CONH2, азотное удобрение, используемое в виде раствора. Мочевину получают из NH3 и CO2 нагреванием под давлением:

Цианоген (CN)2 по многим свойствам подобен галогенам, и его часто называют псевдогалогеном. Цианид получают мягким окислением цианид-иона кислородом, перекисью водорода или ионом Cu2+: 2CN– ® (CN)2 + 2e.

Ион цианида, являясь донором электронов, легко образует комплексные соединения с ионами переходных металлов. Как и угарный газ, ион цианида является ядом, который связывает жизненно важные соединения железа в живом организме. Комплексные цианид-ионы имеют общую формулу M(CN)x–0,5x, где x – координационное число металла (комплексообразователя), эмпирически равное удвоенной степени окисления иона металла. Примерами таких комплексных ионов являются (строение некоторых ионов приведено ниже) тетрацианоникелат (II)-ион Ni (CN) 4 2–, гексацианоферрат (III) Fe (CN) 6 3–, дицианоаргентат [Ag(CN)2]–:

Цианиды

получают нагреванием соды в атмосфере аммиака и угарного газа:

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

Синильная кислота HCN является важным продуктом химической промышленности, широко используемым в органическом синтезе. Его мировое производство достигает 200 тысяч тонн в год. Электронная структура цианид-аниона аналогична окисью углерода (II), такие частицы называются изоэлектронными:

С = О: [: С = Н:] –

Цианиды (0,1-0,2% водный раствор) применяют при извлечении золота:

2 Au + 4 KCN + H 2 O + 0,5 O 2 = 2 K [Au(CN) 2] + 2 KOH.

При кипячении растворов цианидов с серой или при сплавлении твердых веществ образуются роданиды :
KCN + S = KSCN.

При нагревании малоактивных цианидов металлов получается цианид: Hg(CN)2 = Hg+(CN)2. Растворы цианидов окисляются до цианатов :

2KCN + O2 = 2KOCN.

Циановая кислота существует в двух формах:

НН=С=О; НОС=Н:

В 1828 году Фридрих Вёлер (1800-1882) получил мочевину из цианата аммония: NH 4 OCN = CO(NH 2) 2 выпариванием водного раствора.

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

Есть изомер цианистой кислоты — взрывчатая кислота

ХОН=С.
Его соли (гремучая ртуть Hg(ONC) 2) используются в ударных зажигалках.

Синтез мочевины (карбамида):

СО 2 + 2 NH 3 = СО(NH 2) 2 + Н 2 О. При 130 0 С и 100 атм.

Мочевина — это амид угольной кислоты, есть еще ее «азотистый аналог» — гуанидин.

Угольная кислота и её соли

H 2 CO 3 — слабая кислота, существует только в водном растворе:

СО2 + Н2О ↔ Н2СО3

Двойная база:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 — Кислые соли — бикарбонаты, бикарбонаты
HCO 3 — ↔ H + + CO 3 2- Средние соли — карбонаты

Все свойства кислот характерны.

Карбонаты и бикарбонаты могут превращаться друг в друга:

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

Na2CO3 + H2O + CO2 = 2NaHCO3

Карбонаты металлов (кроме щелочных металлов) декарбоксилируют при нагревании с образованием оксида:

CuCO 3 — t° = CuO + CO 2

Качественная реакция – «кипение» под действием сильной кислоты:

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2

СО 3 2- + 2Н + = Н 2 О + СО 2

Уголь

Уголь — мельчайшие кристаллы графита, полученные термическим разложением углеродсодержащих соединений без доступа воздуха.

Угли обладают различными свойствами в зависимости от веществ, из которых они получены. Наиболее важными сортами угля являются кокс, древесный уголь и сажа.

  • Кокс получают нагреванием угля без доступа воздуха. Применяется в металлургии при литье металлов из руд.
  • Древесный уголь образуется при нагревании дров без доступа воздуха. Благодаря пористой структуре обладает высокой адсорбционной способностью.
  • Сажа представляет собой очень мелкий кристаллический порошок графита. Образуется при сгорании углеводородов (природный газ, ацетилен, скипидар и др.) при ограниченном доступе воздуха.

Активированные угли представляют собой пористые промышленные адсорбенты, получаемые из твердого топлива, древесины и ее производных. Они используются для поглощения паров летучих жидкостей из воздуха.

Сравнение основных аллотропных модификаций углерода

Сравнение аллотропных модификаций углерода

Оксид углерода (IV) СO 2

Углекислый газ, бесцветный, без запаха, растворимость в воде: 0,9 В СО 2 растворяется в 1 В Н 2 О (при нормальных условиях); Тяжелее воздуха; t°пл.= -78,5°С (твердый СО 2 называют «сухим льдом»); не поддерживает горение.

Чек

  1. Термическое разложение солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка:

СаСО 3 — t° = СаО + СО 2

  1. Действие сильных кислот на карбонаты и бикарбонаты:

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

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

Химические свойства CO 2
кислотный оксид: реагирует с основными оксидами и основаниями с образованием солей угольной кислоты

Na2O + CO2 = Na2CO3

2NaOH + СО 2 = Na 2 СО 3 + Н 2 О

NaOH + CO 2 = NaHCO 3

Может проявлять окислительные свойства при повышенных температурах

С +4 О 2 + 2Mg — t° = 2Mg +2 О + С 0

Качественная обратная связь

Мутность известковой воды:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ¯ (белый осадок) + H 2 O

Он исчезает при пропускании СО 2 через известковую воду в течение длительного времени, т.к. Нерастворимый карбонат кальция превращается в растворимый бикарбонат:

СаСО 3 + Н 2 О + СО 2 = Са(НСО 3) 2

Оксид углерода (II) СО

Монооксид углерода; бесцветный, без запаха, мало растворим в воде, растворим в органических растворителях, ядовит, т.кип. = -192°С; t в квадрате = -205°С.

Чек
1) В промышленности (в газогенераторах):
С + О2 = СО2

СО2 + С = 2СО

2) В лаборатории — термическое разложение муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H 2 SO 4 (конц.):
НСООН = Н2О + СО

Н 2 С 2 О 4 = СО + СО 2 + Н 2 О

Химические свойства

В обычных условиях CO инертен; при нагревании — восстановитель; несолевой образующий оксид.

1) с кислородом

2С +2 О + О 2 = 2С +4 О 2

2) с оксидами металлов

С +2 О + CuO = Cu + С +4 О 2

3) с хлором (на свету)

СО + Cl 2 — hn = COCl 2 (фосген)

4) реагирует с щелочными расплавами (под давлением)

CO + NaOH = HCOONa (формиат натрия)

5) образует карбонилы с переходными металлами

Ni + 4CO — t° = Ni(CO) 4

Fe + 5CO — t° = Fe(CO) 5

Карбонаты

Важнейшими неорганическими соединениями углерода являются соли угольной кислоты (карбонаты). Н 2 СО 3 – слабая кислота (К 1 = 1,3·10 -4; К 2 = 5·10 -11). Карбонатный буфер поддерживает баланс углекислого газа в атмосфере. Океаны обладают огромной буферной емкостью, поскольку являются открытой системой. Основной буферной реакцией является равновесие при диссоциации угольной кислоты:

H2CO3 ↔ H++ HCO3 — .

При снижении кислотности происходит дополнительное поглощение углекислого газа из атмосферы с образованием кислоты:
СО2 + Н2О ↔ Н2СО3 .

При повышенной кислотности растворяются карбонатные породы (раковины, меловые и известняковые отложения в океане); это компенсирует потерю ионов углеводородов:

Н + + СО 3 2- ↔ НСО 3 —

CaCO 3 (тв.) ↔ Ca 2+ + CO 3 2-

Твердые карбонаты превращаются в растворимые углеводороды. Именно этот процесс химического растворения избыточного углекислого газа противодействует «парниковому эффекту»: глобальному потеплению из-за поглощения теплового излучения Земли углекислым газом. Примерно треть производимой в мире соды (карбонат натрия Na 2 CO 3) используется в производстве стекла.

Карбин

Карбин представляет собой твердое вещество черного цвета. Он состоит из линейных полимерных цепочек, которые соединены чередующимися одинарными и тройными связями в линейные цепочки: -C≡CC≡CC≡C−.

Карбин был впервые обнаружен в 1960-х годах, но о его существовании не знали до тех пор, пока он не был обнаружен в природе в виде метеоритов.

Карбин — полупроводник; при воздействии света его проводимость значительно увеличивается. Переход в графит возможен при нагреве до 2300 °С.

Карбин используется в медицине для изготовления искусственных сосудов.

Карбиды

Карбид кальция:

СаО + 3С = СаС 2 + СО

СаС 2 + 2 Н 2 О = Са(ОН) 2 + С 2 Н 2 .

Ацетилен выделяется при взаимодействии карбидов цинка, кадмия, лантана и церия с водой:

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

Be 2 C и Al 4 C 3 разлагаются в воде с образованием метана:

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

В технике используются карбиды титана TiC, вольфрама W 2 C (твердые сплавы), кремния SiC (карборунд, как абразив и материал для нагревателей).

Графит

Графит представляет собой мягкое кристаллическое вещество темно-серого цвета с легким металлическим блеском. Хорошая электро- и теплопроводность, стабильна при нагревании в вакууме. Имеет слоистую структуру. Оставьте черные линии на поверхности. На ощупь графит жирный и скользкий.

Графит термодинамически стабилен, поэтому при расчетах термодинамических величин его принимают за стандартное состояние углерода.

Графит не воспламеняется на воздухе даже при сильном свечении, но легко горит в чистом кислороде с образованием углекислого газа.

При температуре 3000°С в электропечах из лучших качеств угля получают искусственный графит.

Графен

Графен представляет собой монослой графита. Впервые графен был получен методом ручного механического расщепления в лаборатории, что не предполагает широкого производства.

В более широком масштабе графен производится путем нагревания кремниевых пластин, верхний слой которых представляет собой карбид кремния. Под действием высоких температур высвобождаются атомы углерода, которые остаются на пластине в виде графена, и кремний испаряется. Графен — тонкое и прочное вещество с высокой электропроводностью. В настоящее время он широко используется в микроэлектронике и автомобилестроении.

Алмаз

Алмаз – трехмерный полимер, бесцветное кристаллическое вещество, самый твердый природный минерал, обладает высокой теплопроводностью. Применяется в промышленности для обработки различных твердых материалов, для бурения горных пород. Хотя алмаз твердый, в то же время он хрупкий. Порошок, полученный при шлифовке алмаза, используется для полировки драгоценных камней. Хорошо отполированные прозрачные алмазы называются бриллиантами.

В кристаллической решетке атомы углерода связаны ковалентной связью. Расстояние между всеми атомами одинаково, поэтому связи прочны во всех направлениях.

Одним из уникальных свойств алмазов является их способность преломлять свет (люминесценция). Под действием радиации бриллианты начинают светиться разными цветами. Такая игра света, хороший показатель преломления и прозрачность делают этот драгоценный камень одним из самых дорогих. В то же время необработанный алмаз такими качествами не обладает.

В промышленных масштабах алмазы получают при высоком давлении (тысячи МПа) и высоких температурах (1500–3000 °С). Процесс протекает в присутствии катализатора (например, Ni).

Графит получают путем нагревания алмаза при температуре 1000 °C и высоком давлении без доступа воздуха. При температуре 1750 °С переход от алмаза к графиту происходит значительно быстрее. При прокаливании в кислороде алмаз сгорает с образованием углекислого газа.

Оцените статью
Adblock
detector