Реферат: Углерод и его основные неорганические соединения. Углерод — характеристика элемента и химические свойства

МОУ «Никифоровская средняя общеобразовательная школа №1»

Углерод и его основные неорганические соединения

Реферат

Выполнил: ученик 9В класса

Сидоров Александр

Учитель: Сахарова Л.Н.

Дмитриевка 2009

Введение

Глава I. Всё об углероде

1.1. Углерод в природе

1.2. Аллотропные модификации углерода

1.3. Химические свойства углерода

1.4. Применение углерода

Глава II. Неорганические соединения углерода

Заключение

Литература

Введение

Углерод (лат. Carboneum) С – химический элемент IV группы периодической системы Менделеева: атомный номер 6, атомная масса 12,011(1). Рассмотрим строение атома углерода. На наружном энергетическом уровне атома углерода находятся четыре электрона. Изобразим графически:

Углерод был известен с глубокой древности, и имя первооткрывателя этого элемента неизвестно.

В конце XVII в. флорентийские ученые Аверани и Тарджони пытались сплавить несколько мелких алмазов в один крупный и нагрели их с помощью зажигательного стекла солнечными лучами. Алмазы исчезли, сгорев на воздухе. В 1772 г. французский химик А. Лавуазье показал, что при сгорании алмаза образуется СО 2 . Лишь в 1797 г. английский ученый С. Теннант доказал идентичность природы графита и угля. После сгорания равных количеств угля и алмаза объемы оксида углерода (IV) оказались одинаковыми.

Многообразие соединений углерода, объясняющееся способностью его атомов соединяться друг с другом и атомами других элементов различными способами, обуславливает особое положение углерода среди других элементов.

Глава I . Всё об углероде

1.1. Углерод в природе

Углерод находится в природе, как в свободном состоянии, так и в виде соединений.

Свободный углерод встречается в виде алмаза, графита и карбина.

Алмазы очень редки. Самый большой из известных алмазов – «Куллинан» был найден в 1905 г. в Южной Африке, весил 621,2 г и имел размеры 10×6,5×5 см. В Алмазном фонде в Москве хранится один из самых боль­ших и красивых алмазов в мире – «Орлов» (37,92 г).

Свое название алмаз получил от греч. «адамас» – непобедимый, несокрушимый. Самые значительные месторождения алмазов находятся в Южной Африке, Бразилии, в Якутии.

Крупные залежи графита находятся в ФРГ, в Шри-Ланке, в Сибири, на Алтае.

Главными углеродсодержащими минералами являются: магнезит МgСО 3 , кальцит (известковый шпат, известняк, мрамор, мел) СаСО 3 , доломит СаМg(СО 3) 2 и др.

Все горючие ископаемые – нефть, газ, торф, каменные и бурые угли, сланцы – построены на углеродной основе. Близки по составу к углероду некоторые ископаемые угли, содержащие до 99% С.

На долю углерода приходится 0,1% земной коры.

В виде оксида углерода (IV) СО 2 углерод входит в состав атмосферы. В гидросфере растворено большое количество СО 2 .

1.2. Аллотропные модификации углерода

Элементарный углерод образует три аллотропные модификации: алмаз, графит, карбин.

1. Алмаз – бесцветное, прозрачное кристаллическое вещество, чрезвычайно сильно преломляющее лучи света. Атомы углерода в алмазе находятся в состоянии sр 3 -гибридизации. В возбуждённом состоянии происходит распаривание валентных электронов в атомах углерода и образование четырёх неспаренных электронов. При образовании химических связей электронные облака приобретают одинаковую вытянутую форму и располагаются в пространстве так, что их оси оказываются направленными к вершинам тетраэдра. При перекрывании вершин этих облаков с облаками других атомов углерода возникают ковалентные связи под углом 109°28", и образуется атомная кристаллическая решетка, характерная для алмаза.

Каждый атом углерода в алмазе окружён четырьмя другими, расположенными от него в направлениях от центра тетраэдров к вершинам. Расстояние между атомами в тетраэдрах равно 0,154 нм. Прочность всех связей одинакова. Таким образом, атомы в алмазе «упакованы» очень плотно. При 20°С плотность алмаза составляет 3,515 г/см 3 . Этим объясняется его исключительная твердость. Алмаз плохо проводит электрический ток.

В 1961 г. в Советском Союзе было начато промышленное производство синтетических алмазов из графита.

При промышленном синтезе алмазов используются давления в тысячи МПа и температуры от 1500 до 3000°С. Процесс ведут в присутствии катализаторов, которыми могут служить некоторые металлы, например Ni. Основная масса образующихся алмазов – небольшие кристаллы и алмазная пыль.

Алмаз при нагревании без доступа воздуха выше 1000°С превращается в графит. При 1750°С превращение алмаза в графит происходит быстро.

Структура алмаза

2. Графит – серо-чёрное кристаллическое вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь, по твердости уступающее даже бумаге.

Атомы углерода в кристаллах графита находятся в состоянии sр 2 -гибридизации: каждый из них образует три ковалентные σ-связи с соседними атомами. Углы между направлениями связей равны 120°. В результате образуется сетка, составленная из правильных шестиугольников. Расстояние между соседними ядрами атомов углерода внутри слоя составляет 0,142 нм. Четвёртый электрон внешнего слоя каждого атома углерода в графите занимает р-орбиталь, не участвующую в гибридизации.

Негибридные электронные облака атомов углерода ориентированы перпендикулярно плоскости слоя, и перекрываясь друг с другом, образуют делокализованные σ-связи. Соседние слои в кристалле графита находятся друг от друга на расстоянии 0,335 нм и слабо связаны между собой, в основном силами Ван-дер-Ваальса. Поэтому графит имеет низкую механическую прочность и легко расщепляется на чешуйки, которые сами по себе очень прочны. Связь между слоями атомов углерода в графите частично имеет металлический характер. Этим объясняется тот факт, что графит хорошо проводит электрический ток, но все, же не так хорошо, как металлы.

Структура графита

Физические свойства в графите сильно различаются по направлениям – перпендикулярному и параллельному слоям атомов углерода.

При нагревании без доступа воздуха графит не претерпевает никаких изменений до 3700°С. При указанной температуре он возгоняется, не плавясь.

Искусственный графит получают из лучших сортов каменного угля при 3000°С в электрических печах без доступа воздуха.

Графит термодинамически устойчив в широком интервале температур и давлений, поэтому он принимается в качестве стандартного состояния углерода. Плотность графита составляет 2,265 г/см 3 .

3. Карбин – мелкокристаллический порошок чёрного цвета. В его кристаллической структуре атомы углерода соединены чередующимися одинарными и тройными связями в линейные цепочки:

−С≡С−С≡С−С≡С−

Это вещество впервые получено В.В. Коршаком, А.М. Сладковым, В.И. Касаточкиным, Ю.П. Кудрявцевым в начале 60-х годов XX века.

Впоследствии было показано, что карбин может существовать в разных формах и содержит как полиацетиленовые, так и поликумуленовые цепочки, в которых углеродные атомы связаны двойными связями:

С=С=С=С=С=С=

Позднее карбин был найден в природе – в метеоритном веществе.

Карбин обладает полупроводниковыми свойствами, под действием света его проводимость сильно увеличивается. За счёт существования разных типов связи и разных способов укладки цепей из углеродных атомов в кристаллической решетке физические свойства карбина могут меняться в широких пределах. При нагревании без доступа воздуха выше 2000°С карбин устойчив, при температурах около 2300°С наблюдается его переход в графит.

Природный углерод состоит из двух изотопов

(98,892%) и (1,108%). Кроме того, в атмосфере обнаружены незначительные примеси радиоактивного изотопа , который получают искусственным путём.

Раньше считали, что древесный уголь, сажа и кокс близки по составу чистому углероду и отличающиеся по свойствам от алмаза и графита, представляют самостоятельную аллотропную модификацию углерода («аморфный углерод»). Однако было установлено, что эти вещества состоят из мельчайших кристаллических частиц, в которых атомы углерода связаны так же, как в графите.

4. Уголь – тонко измельчённый графит. Образуется при термическом разложении углеродсодержащих соединений без доступа воздуха. Угли существенно различаются по свойствам в зависимости от вещества, из которого они получены и способа получения. Они всегда содержат примеси, влияющие на их свойства. Наиболее важные сорта угля – кокс, древесный уголь, сажа.

Кокс получается при нагревании каменного угля без доступа воздуха.

Древесный уголь образуется при нагревании дерева без доступа воздуха.

Сажа – очень мелкий графитовый кристаллический порошок. Образуется при сжигании углеводородов (природного газа, ацетилена, скипидара и др.) при ограниченном доступе воздуха.

Активные угли - пористые промышленные адсорбенты, состоящие в основном из углерода. Адсорбцией называют поглощение поверхностью твёрдых веществ газов и растворённых веществ. Активные угли получают из твердого топлива (торфа, бурого и каменного угля, антрацита), дерева и продуктов его переработки (древесного угля, опилок, отходов бумажного производства), отходов кожевенной промышленности, материалов животного происхождения, например костей. Угли, отличающиеся высокой механической прочностью, производят из скорлупы кокосовых и других орехов, из косточек плодов. Структура углей представлена порами всех размеров, однако адсорбционная ёмкость и скорость адсорбции определяются содержанием микропор в единице массы или объёма гранул. При производстве активного угля вначале исходный материал подвергают термической обработке без доступа воздуха, в результате которой из него удаляется влага и частично смолы. При этом образуется крупнопористая структура угля. Для получения микропористой структуры активацию производят либо окислением газом или паром, либо обработкой химическими реагентами.

В этой статье мы рассмотрим элемент, входящий в состав периодической таблицы Д.И. Менделеева, а именно углерод. В современной номенклатуре он обозначается символом С, входит в четырнадцатую группу и является «участником» второго периода, имеет шестой порядковый номер, а его а.е.м. = 12.0107.

Атомные орбитали и их гибридизация

Начнем рассмотрение углерода с его орбиталей и их гибридизации - его главных особенностей, благодаря которым он и по сей день заставляет удивляться ученых всего мира. Каково же их строение?

Гибридизации атома углерода устроена таким образом, что валентные электроны занимают позиции на трех орбиталях, а именно: один находится на орбитали 2s, а два - на 2p-орбиталях. Последние две из трех орбиталей образуют угол, равный 90 градусам по отношению друг к другу, а 2s-орбиталь обладает сферической симметрией. Однако данная форма устройства рассматриваемых орбиталей не позволяет нам понять, почему же углерод, входя в органические соединения, образует углы в 120, 180 и 109.5 градусов. Формула электронного строения атома углерода выражает себя в следующем виде: (He) 2s 2 2p 2 .

Разрешение возникшего противоречия было сделано при помощи введения в оборот понятия гибридизации атомных орбиталей. Чтобы понять трехгранную, вариантную природу С, потребовалось создать три формы представления о его гибридизации. Главный вклад в появление и развитие данной концепции был сделан Лайнусом Полингом.

Свойства физического характера

Строение атома углерода обуславливает наличие ряда некоторых особенностей физического характера. Атомы этого элемента образуют простое вещество - углерод, который имеет модификации. Вариации изменений его строения могут придавать образовавшемуся веществу различные качественные характеристики. Причина наличия большого количества модификаций углерода заключается в его способности устанавливать и образовывать разнотипные связи химической природы.

Строение атома углерода может варьироваться, что позволяет ему иметь определенное количество изотопных форм. Углерод, находимый в природе, образуется при помощи двух изотопов в стабильном состоянии - 12 C и 13 C - и изотопа с радиоактивными свойствами - 14 С. Последний изотоп сосредотачивается в верхних слоях коры Земли и в атмосфере. Вследствие влияния космического излучения, а именно его нейтронов, на ядро атомов азота, образуется радиоактивный изотоп 14 С. После середины пятидесятых годов двадцатого века он стал попадать в окружающую среду в качестве техногенного продукта, образованного при работе АЭС, и вследствие использования водородной бомбы. Именно на процессе распада 14 С основывается методика радиоуглеродного датирования, нашедшая свое широкое применение в археологии и геологии.

Модификация углерода в аллотропной форме

В природе существует множество веществ, в состав которых входит углерод. Человек использует строение атома углерода в собственных целях при создании различных веществ, среди которых:

1. Кристаллические углероды (алмазы, углеродные нанотрубки, волокна и проволоки, фуллерены и т.д.).
2. Аморфные углероды (активированный и древесный уголь, различные виды кокса, техуглерод, сажа, нанопена и антрацит).
3. Кластерные формы углерода (диуглероды, наноконусы и астраленовые соединения).

Структурные особенности атомного строения

Электронное строение атома углерода может обладать различной геометрией, которая зависит от уровня гибридизации орбиталей, которыми он обладает. Существует 3 главных вида геометрии:

1. Тетраэдрическая - создается вследствие смещения четырех электронов, один из которых s-, а три принадлежат к p-электронам. Атом С занимается центральное положение в тетраэдре, связывается четырьмя равносильным сигма-связями с другими атомами, занимающими вершину данного тетраэдра. При таком геометрическом расположении углерода могут образоваться его аллотропные формы, например алмаз и лонсдейлит.
2. Тригональная - обязана своим появлением смещению трех орбиталей, из которых одна s- и две p-. Здесь имеются три сигма-связи, которые находятся между собой в равносильной положении; они залегают в общей плоскости и придерживаются угла в 120 градусов по отношению друг к другу. Свободная р-орбиталь располагается перпендикулярно по отношению к плоскости сигма-связей. Подобной геометрией строения обладает графит.
3. Диагональная - появляется благодаря смешиванию s- и p-электронов (гибридизация sp). Электронные облака вытягиваются вдоль общего направления и принимают форму несимметричной гантели. Свободные электроны создают π-связи. Данное строение геометрии в углероде дает начало появлению карбина, особой формы модификации.

Атомы углерода в природе

Строение и свойства атома углерода издавна рассматриваются человеком и используются с целью получения большого количества разнообразных веществ. Атомы этого элемента, благодаря своей уникальной способности образовывать разные химические связи и наличию гибридизации орбиталей, создают множество различных аллотропных модификаций при участии всего лишь одного элемента, из атомов одного типа, - углерода.

В природе углерод содержится в земной коре; принимает формы алмазов, графитов, различных горючих природных богатств, например, нефти, антрацита, бурого угля, сланцев, торфа и т.д. Входит в состав газов, используемых человеком в энергетической промышленности. Углерод в составе его диоксида заполняет гидросферу и атмосферу Земли, причем в воздухе доходит до 0.046%, а в воде - до шестидесяти раз больше.

В организме человека С содержится в количестве, приблизительно равном 21%, а выводиться преимущественно с мочой и выдыхаемым воздухом. Этот же элемент участвует в биологическом цикле, он поглощается растениями и расходуется в ходе процессов фотосинтеза.

Атомы углерода благодаря своей способности устанавливать разнообразные ковалентные связи и строить из них цепи, и даже циклы, могут создавать огромнейшее количество веществ органической природы. Помимо этого, данный элемент входит в состав солнечной атмосферы, пребывая в соединениях с водородом и азотом.

Свойства химической природы

Теперь рассмотрим строение и свойства атома углерода с химической точки зрения.

Важно знать, что углерод проявляет инертные свойства в условиях обычной температуры, но может показывать нам свойства восстановительного характера под влиянием высоких температур. Основные степени окисления: + - 4, иногда +2, а также +3.

Участвует в реакции с большим количеством элементов. Может вступать в реакции с водой, водородом, галогенами, щелочными металлами, кислотами, фтором, серой и т.д.

Строение атома углерода порождает невероятно огромное количество веществ, отделенных в отдельный класс. Такие соединения называются органическими и основываются на С. Это является возможным благодаря свойству атомов данного элемента образовывать полимерные цепи. Среди самых известных и обширных групп находятся протеины (белки), жиры, углеводы и углеводородные соединения.

Способы эксплуатации

Благодаря уникальному строения атома углерода и сопутствующим этому свойствам, элемент широко применяется человеком, например, при создании карандашей, выплавке металлических тиглей - здесь используют графит. Алмазы используются в качестве абразивных материалов, украшений, насадок для бормашин и т.д.

Фармакология и медицина также занимаются использованием углерода в разнообразных соединениях. Этот элемент входит в состав стали, служит основой для каждого органического вещества, участвует в процессе фотосинтеза и т.д.

Токсичность элемента

Строение атома элемента углерода заключает в себе наличие опасного воздействия на живую материю. Углерод попадает в мир вокруг нас в результате угольного сгорания на ТЭС, входит в состав газов, вырабатываемых автомобилями, в случае получения угольного концентрата и т.д.

Высок процент содержания углерода в аэрозолях, что влечет за собой увеличение процента заболеваемости людей. Чаще всего страдают верхние дыхательные пути и легкие. Некоторые заболевания можно относить к профессиональным, например, пылевой бронхит и болезни группы пневмокониоза.

14 С - токсичен, а силу его влияния определяет радиационное взаимодействие с β-частицами. Этот атом входит в составы биологических молекул, в том числе содержится в дезокси- и рибонуклеиновых кислотах. Допустимым количеством 14 С в воздухе рабочей зоны считается отметка в 1.3Бк/л. Максимальное количество поступающего в организм углерода во время дыхания равно соответствует 3.2*10 8 Бк/год.

Углерод (лат. Carboneum), С, химический элемент IV группы периодической системы Менделеева, атомный номер 6, атомная масса 12,011. Известны два стабильных изотопа: 12 С (98,892%) и 13 С (1,108%). Из радиоактивных изотопов наиболее важен 14 С с периодом полураспада(Т ½ = 5,6·10 3 лет). Небольшие количества 14 С (около 2·10 -10 % по массе) постоянно образуются в верхних слоях атмосферы при действии нейтронов космического излучения на изотоп азота 14 N. По удельной активности изотопа 14 С в остатках биогенного происхождения определяют их возраст. 14 С широко используется в качестве изотопного индикатора.

Историческая справка. Углерод известен с глубокой древности. Древесный уголь служил для восстановления металлов из руд, алмаз - как драгоценный камень. Значительно позднее стали применять графит для изготовления тиглей и карандашей.

В 1778 году К. Шееле, нагревая графит с селитрой, обнаружил, что при этом, как и при нагревании угля с селитрой, выделяется углекислый газ. Химический состав алмаза был установлен в результате опытов А. Лавуазье (1772) по изучению горения алмаза на воздухе и исследований С. Теннанта (1797), доказавшего, что одинаковые количества алмаза и угля дают при окислении равные количества углекислого газа. Углерод был признан химическим элементом в 1789 году Лавуазье. Латинское название сагboneum Углерод получил от carbo - уголь.

Распространение Углерода в природе. Среднее содержание Углерода в земной коре 2,3·10 -2 % по массе (1·10 -2 в ультраосновных, 1·10 -2 - в основных, 2·10 -2 - в средних, 3·10 -2 - в кислых горных породах). Углерод накапливается в верхней части земной коры (биосфере): в живом веществе 18% Углерода, древесине 50%, каменном угле 80%, нефти 85%, антраците 96%. Значительная часть Углерода литосферы сосредоточена в известняках и доломитах.

Число собственных минералов Углерода - 112; исключительно велико число органических соединений Углерода - углеводородов и их производных.

С накоплением Углерода в земной коре связано накопление и многих других элементов, сорбируемых органическим веществом и осаждающихся в виде нерастворимых карбонатов, и т. д. Большую геохимическую роль в земной коре играют СО 2 и угольная кислота. Огромное количество СО 2 выделяется при вулканизме - в истории Земли это был основные источник Углерода для биосферы.

По сравнению со средним содержанием в земной коре человечество в исключительно больших количествах извлекает Углерод из недр (уголь, нефть, природный газ), так как эти ископаемые - основной источник энергии.

Огромное геохимическое значение имеет круговорот Углерода.

Углерод широко распространен также в космосе; на Солнце он занимает 4-е место после водорода, гелия и кислорода.

Физические свойства Углерода. Известны несколько кристаллических модификаций Углерода: графит, алмаз, карбин, лонсдейлит и другие. Графит - серо-черная, непрозрачная, жирная на ощупь, чешуйчатая, очень мягкая масса с металлическим блеском. Построен из кристаллов гексагональной структуры: а = 2,462Å, c = 6,701Å. При комнатной температуре и нормальном давлении (0,1 Мн/м 2 , или 1 кгс/см 2) графит термодинамически стабилен. Алмаз - очень твердое, кристаллическое вещество. Кристаллы имеют кубическую гранецентрированную решетку: а = 3,560Å. При комнатной температуре и нормальном давлении алмаз метастабилен. Заметное превращение алмаза в графит наблюдается при температурах выше 1400 °С в вакууме или в инертной атмосфере. При атмосферном давлении и температуре около 3700 °С графит возгоняется. Жидкий Углерод может быть получен при давлениях выше 10,5 Мн/м 2 (105 кгс/см 2) и температурах выше 3700 °С. Для твердого Углерода (кокс, сажа, древесный уголь) характерно также состояние с неупорядоченной структурой - так называемых "аморфный" Углерод, который не представляет собой самостоятельной модификации; в основе его строения лежит структура мелкокристаллического графита. Нагревание некоторых разновидностей "аморфного" Углерода выше 1500-1600 °С без доступа воздуха вызывает их превращение в графит. Физические свойства "аморфного" Углерод очень сильно зависят от дисперсности частиц и наличия примесей. Плотность, теплоемкость, теплопроводность и электропроводность "аморфного" Углерода всегда выше, чем графита. Карбин получен искусственно. Он представляет собой мелкокристаллический порошок черного цвета (плотность 1,9-2 г/см 3). Построен из длинных цепочек атомов С, уложенных параллельно друг другу. Лонсдейлит найден в метеоритах и получен искусственно.

Химические свойства Углерода. Конфигурация внешней электронной оболочки атома Углерода 2s 2 2p 2 . Для Углерода характерно образование четырех ковалентных связей, обусловленное возбуждением внешней электронной оболочки до состояния 2sp 3 . Поэтому Углерод способен в равной степени как притягивать, так и отдавать электроны. Химическая связь может осуществляться за счет sp 3 -, sp 2 - и sp- гибридных орбиталей, которым соответствуют координационные числа 4, 3 и 2. Число валентных электронов Углерода и число валентных орбиталей одинаково; это одна из причин устойчивости связи между атомами Углерода.

Уникальная способность атомов Углерода соединяться между собой с образованием прочных и длинных цепей и циклов привела к возникновению громадного числа разнообразных соединений Углерода, изучаемых органической химией.

В соединениях Углерод проявляет степени окисления -4; +2; +4. Атомный радиус 0,77Å, ковалентные радиусы 0,77Å, 0,67Å, 0,60Å соответственно в одинарной, двойной и тройной связях; ионный радиус С 4- 2,60Å, С 4+ 0,20Å. При обычных условиях Углерод химически инертен, при высоких температурах он соединяется со многими элементами, проявляя сильные восстановительные свойства. Химическая активность убывает в ряду: "аморфный" Углерод, графит, алмаз; взаимодействие с кислородом воздуха (горение) происходит соответственно при температурах выше 300-500 °С, 600-700 °С и 850-1000 °С с образованием оксида углерода (IV) СО 2 и оксида углерода (II) СО.

СО 2 растворяется в воде с образованием угольной кислоты. В 1906 году О. Дильс получил недооксид Углерода С 3 О 2 . Все формы Углерода устойчивы к щелочам и кислотам и медленно окисляются только очень сильными окислителями (хромовая смесь, смесь концентрированных HNO 3 и КСlO 3 и других). "Аморфный" Углерод реагирует с фтором при комнатной температуре, графит и алмаз - при нагревании. Непосредственное соединение Углерода с хлором происходит в электрической дуге; с бромом и иодом Углерод не реагирует, поэтому многочисленные галогениды углерода синтезируют косвенным путем. Из оксигалогенидов общей формулы СОХ 2 (где X - галоген) наиболее известна хлороксид СОСl (фосген). Водород с алмазом не взаимодействует; с графитом и "аморфным" Углеродом реагирует при высоких температурах в присутствии катализаторов (Ni, Pt): при 600-1000 °С образуется в основном метан СН 4 , при 1500-2000 °С - ацетилен С 2 Н 2 ; в продуктах могут присутствовать также других углеводороды, например этан С 2 Н 6 , бензол С 6 Н 6 . Взаимодействие серы с "аморфным" Углеродом и графитом начинается при 700-800 °С, с алмазом при 900-1000 °С; во всех случаях образуется сероуглерод CS 2 . Другие соединения Углерода, содержащие серу (тиооксид CS, тионедооксид С 3 S 2 , серооксид COS и тиофосген CSCl 2), получают косвенным путем. При взаимодействии CS 2 с сульфидами металлов образуются тиокарбонаты - соли слабой тиоугольной кислоты. Взаимодействие Углерода с азотом с получением циана (CN) 2 происходит при пропускании электрического разряда между угольными электродами в атмосфере азота. Среди азотсодержащих соединений Углерода важное практическое значение имеют цианистый водород HCN (Синильная кислота) и его многочисленные производные: цианиды, галогенцианы, нитрилы и других При температурах выше 1000 °С Углерод взаимодействует со многими металлами, давая карбиды. Все формы Углерода при нагревании восстанавливают оксиды металлов с образованием свободных металлов (Zn, Cd, Cu, Рb и других) или карбидов (СаС 2 , Мо 2 С, WC, ТаС и других). Углерод реагирует при температурах выше 600-800 °С с водяным паром и углекислым газом (Газификация топлив). Отличительной особенностью графита является способность при умеренном нагревании до 300-400 °С взаимодействовать со щелочными металлами и галогенидами с образованием соединений включения типа С 8 Ме, С 24 Ме, С 8 Х (где X - галоген, Me - металл). Известны соединения включения графита с HNO 3 , H 2 SO 4 , FeCl 3 и другие (например, бисульфат графита C 24 SO 4 H 2). Все формы Углерода нерастворимы в обычных неорганических и органических растворителях, но растворяются в некоторых расплавленных металлах (например, Fe, Ni, Co).

Народнохозяйственное значение Углерода определяется тем, что свыше 90% всех первичных источников потребляемой в мире энергии приходится на органическое топливо, главенствующая роль которого сохранится и на ближайшие десятилетия, несмотря на интенсивное развитие ядерной энергетики. Только около 10% добываемого топлива используется в качестве сырья для основного органического синтеза и нефтехимического синтеза, для получения пластических масс и других.

Углерод в организме. Углерод - важнейший биогенный элемент, составляющий основу жизни на Земле, структурная единица огромного числа органических соединений, участвующих в построении организмов и обеспечении их жизнедеятельности (биополимеры, а также многочисленные низкомолекулярные биологически активные вещества - витамины, гормоны, медиаторы и другие). Значительная часть необходимой организмам энергии образуется в клетках за счет окисления Углерода. Возникновение жизни на Земле рассматривается в современное науке как сложный процесс эволюции углеродистых соединений.

Уникальная роль Углерода в живой природе обусловлена его свойствами, которыми в совокупности не обладает ни один других элемент периодической системы. Между атомами Углерода, а также между Углеродом и другими элементами образуются прочные химические связи, которые, однако, могут быть разорваны в сравнительно мягких физиологических условиях (эти связи могут быть одинарными, двойными и тройными). Способность Углерода образовывать 4 равнозначные валентные связи с других атомами Углерода создает возможность для построения углеродных скелетов различных типов - линейных, разветвленных, циклических. Показательно, что всего три элемента - С, О и Н - составляют 98% общей массы живых организмов. Этим достигается определенная экономичность в живой природе: при практически безграничном структурном разнообразии углеродистых соединений небольшое число типов химических связей позволяет намного сократить количество ферментов, необходимых для расщепления и синтеза органических веществ. Особенности строения атома Углерода лежат в основе различных видов изомерии органических соединений (способность к оптической изомерии оказалась решающей в биохимической эволюции аминокислот, углеводов и некоторых алкалоидов).

Согласно общепринятой гипотезе А. И. Опарина, первые органических соединения на Земле имели абиогенное происхождение. Источниками Углерода служили метан (СН 4) и цианистый водород (HCN), содержавшиеся в первичной атмосфере Земли. С возникновением жизни единственным источником неорганического Углерода, за счет которого образуется все органическое вещество биосферы, является оксид углерода (IV) (СО 2), находящийся в атмосфере, а также растворенный в природных водах в виде НСО 3 . Наиболее мощный механизм усвоения (ассимиляции) Углерода (в форме СО 2) - фотосинтез - осуществляется повсеместно зелеными растениями (ежегодно ассимилируется около 100 млрд. т СО 2). На Земле существует и эволюционно более древний способ усвоения СО 2 путем хемосинтеза; в этом случае микроорганизмы-хемосинтетики используют не лучистую энергию Солнца, а энергию окисления неорганических соединений. Большинство животных потребляют Углерод с пищей в виде уже готовых органических соединений. В зависимости от способа усвоения органических соединений принято различать автотрофные организмы и гетеротрофные организмы. Применение для биосинтеза белка и других питательных веществ микроорганизмов, использующих в качестве единственного источника Углерода углеводороды нефти, - одна из важных современное научно-технических проблем.

Содержание Углерода в живых организмах в расчете на сухое вещество составляет: 34,5-40% у водных растений и животных, 45,4-46,5% у наземных растений и животных и 54% у бактерий. В процессе жизнедеятельности организмов, в основные за счет тканевого дыхания, происходит окислительный распад органических соединений с выделением во внешнюю среду СО 2 . Углерод выделяется также в составе более сложных конечных продуктов обмена веществ. После гибели животных и растений часть Углерода вновь превращается в СО 2 в результате осуществляемых микроорганизмами процессов гниения. Таким образом происходит круговорот Углерода в природе. Значительная часть Углерода минерализуется и образует залежи ископаемого Углерода: каменные угли, нефть, известняки и другие. Помимо основной функции - источника Углерода - СО 2 , растворенная в природных водах и в биологических жидкостях, участвует в поддержании оптимальной для жизненных процессов кислотности среды. В составе СаСО 3 Углерод образует наружный скелет многих беспозвоночных (например, раковины моллюсков), а также содержится в кораллах, яичной скорлупе птиц и других Такие соединения Углерода, как HCN, СО, ССl 4 , преобладавшие в первичной атмосфере Земли в добиологический период, в дальнейшем, в процессе биологической эволюции, превратились в сильные антиметаболиты обмена веществ.

Помимо стабильных изотопов Углерода, в природе распространен радиоактивный 14 С (в организме человека его содержится около 0,1 мккюри). С использованием изотопов Углерода в биологических и медицинских исследованиях связаны многие крупные достижения в изучении обмена веществ и круговорота Углерод в природе. Так, с помощью радиоуглеродной метки была доказана возможность фиксации Н 14 СО 3 - растениями и тканями животных, установлена последовательность реакций фотосинтеза, изучен обмен аминокислот, прослежены пути биосинтеза многих биологически активных соединений и т. д. Применение 14 С способствовало успехам молекулярной биологии в изучении механизмов биосинтеза белка и передачи наследственной информации. Определение удельной активности 14 С в углеродсодержащих органических остатках позволяет судить об их возрасте, что используется в палеонтологии и археологии.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Углерод - шестой элемент Периодической таблицы. Обозначение - С от латинского «carboneum». Расположен во втором периоде, IVА группе. Относится к неметаллам. Заряд ядра равен 6.

Углерод находится в природе как в свободном состоянии, так и в виде многочисленных соединений. Свободный углерод встречается в виде алмаза и графита. Кроме ископаемого угля, в недрах Земли находятся большие скопления нефти. В земной коре встречаются в огромных количествах соли угольной кислоты, особенно карбонат кальция. В воздухе всегда имеется диоксид углерода. Наконец, растительные и животные организмы состоят из веществ, в образовании которых участие принимает углерод. Таким образом, этот элемент - один из распространенных на Земле, хотя общее его содержание в земной коре составляет всего около 0,1% (масс.).

Атомная и молекулярная масса углерода

Относительной молекулярная масса вещества (M r) - это число, показывающее, во сколько раз масса данной молекулы больше 1/12 массы атома углерода, а относительная атомная масса элемента (A r) — во сколько раз средняя масса атомов химического элемента больше 1/12 массы атома углерода.

Поскольку в свободном состоянии углерод существует в виде одноатомных молекул С, значения его атомной и молекулярной масс совпадают. Они равны 12,0064.

Аллотропия и аллотропные модификации углерода

В свободном состоянии углерод существует в виде алмаза, кристаллизующегося в кубической и гексагональной (лонсдейлит) системе, и графита, принадлежащего к гексагональной системе (рис. 1). Такие формы углерода, как древесный уголь, кокс или сажа имеют неупорядоченную структуру. Также есть аллотропные модификации, полученные синтетическим путем - это карбин и поликумулен - разновидности углерода, построенные из линейных цепных полимеров типа -C= C- или = C = C= .

Рис. 1. Аллотропные модификации углерода.

Известны также аллотропные модификации углерода, имеющие следующие названия: графен, фуллерен, нанотрубки, нановолокна, астрален, стеклоуглерож, колоссальные нанотрубки; аморфный углерод, углеродные нанопочки и углеродная нанопена.

Изотопы углерода

В природе углерод существует в виде двух стабильных изотопов 12 С (98,98%) и 13 С (1,07%). Их массовые числа равны 12 и 13 соответственно. Ядро атома изотопа углерода 12 С содержит шесть протонов и шесть нейтронов, а изотопа 13 С - такое же количество протонов и пять нейтронов.

Существует один искусственный (радиоактивный) изотоп углерода 14 Сс периодом полураспада равным 5730 лет.

Ионы углерода

На внешнем энергетическом уровне атома углерода имеется четыре электрона, которые являются валентными:

1s 2 2s 2 2p 2 .

В результате химического взаимодействия углерод может терять свои валентные электроны, т.е. являться их донором, и превращаться в положительно заряженные ионы или принимать электроны другого атома, т.е. являться их акцептором, и превращаться в отрицательно заряженные ионы:

С 0 -2e → С 2+ ;

С 0 -4e → С 4+ ;

С 0 +4e → С 4- .

Молекула и атом углерода

В свободном состоянии углерод существует в виде одноатомных молекул С. Приведем некоторые свойства, характеризующие атом и молекулу углерода:

Сплавы углерода

Наиболее известные сплавы углерода во всем мире - это сталь и чугун. Сталь - это сплав железа с углеродом, содержание углерода в котором не превышает 2%. В чугуне (тоже сплав железа с углеродом) содержание углерода выше - от 2-х до 4%.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание	Какой объем оксида углерода (IV) выделится (н.у.) при обжиге 500 г известняка, содержащего 0,1 массовую долю примесей.
Решение	Запишем уравнение реакции обжига известняка: CaCO 3 = CaO + CO 2 -. Найдем массу чистого известняка. Для этого сначала определим его массовую долю без примесей: w clear (CaCO 3) = 1 — w impurity = 1 - 0,1 = 0,9. m clear (CaCO 3) = m(CaCO 3) ×w clear (CaCO 3); m clear (CaCO 3) = 500 ×0,9 = 450 г. Рассчитаем количество вещества известняка: n(CaCO 3) = m clear (CaCO 3) / M(CaCO 3); n(CaCO 3) = 450 / 100 = 4,5 моль. Согласно уравнению реакции n(CaCO 3) :n(CO 2) = 1:1, значит n(CaCO 3) = n(CO 2) = 4,5 моль. Тогда, объем выделившегося оксида углерода (IV) будет равен: V(CO 2) = n(CO 2) ×V m ; V(CO 2) = 4,5 × 22,4 = 100,8 л.
Ответ	100,8 л

ПРИМЕР 2

Задание	Сколько потребуется раствора, содержащего 0,05 массовых долей, или 5% хлороводорода, для нейтрализации 11,2 г карбоната кальция?
Решение	Запишем уравнение реакции нейтрализации карбоната кальция хлороводородом: CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2 -. Найдем количество вещества карбоната кальция: M(CaCO 3) = A r (Ca) + A r (C) + 3×A r (O); M(CaCO 3) = 40 + 12 + 3×16 = 52 + 48 = 100 г/моль. n(CaCO 3) = m (CaCO 3) / M(CaCO 3); n(CaCO 3) = 11,2 / 100 = 0,112 моль. Согласно уравнению реакции n(CaCO 3) :n(HCl) = 1:2, значит n(HCl) = 2 ×n(CaCO 3) = 2 ×0,224 моль. Определим массу вещества хлороводорода, содержащуюся в растворе: M(HCl) = A r (H) + A r (Cl) = 1 + 35,5 = 36,5 г/моль. m(HCl) = n(HCl) ×M(HCl) = 0,224 × 36,5 = 8,176 г. Рассчитаем массу раствора хлороводорода: m solution (HCl) = m(HCl)× 100 / w(HCl); m solution (HCl) = 8,176 × 100 / 5 = 163,52 г.
Ответ	163,52 г

(первый электрон)

Углерод (химический символ C) химический элемент 4-ой группы главной подгруппы 2-го периода периодической системы Менделеева , порядковый номер 6, атомная масса природной смеси изотопов 12,0107 г/моль.

История

Углерод в виде древесного угля применялся в глубокой древности для выплавки металлов. Издавна известны аллотропные модификации углерода— алмаз и графит. Элементарная природа углерода установлена А. Лавуазье в конце 1780-х годов.

Происхождение названия

Международное название: carbō — уголь.

Физические свойства

Углерод существует во множестве аллотропных модификаций с очень разнообразными физическими свойствами. Разнообразие модификаций обусловлено способностью углерода образовывать химические связи разного типа.

Изотопы углерода

Природный углерод состоит из двух стабильных изотопов— 12 С (98,892%) и 13 С (1,108%) и одного радиоактивного изотопа 14 С (β-излучатель, Т ½ = 5730 лет), сосредоточенного в атмосфере и верхней части земной коры. Он постоянно образуется в нижних слоях стратосферы в результате воздействия нейтронов космического излучения на ядра азота по реакции: 14 N (n, p) 14 C, а также, с середины 1950-х годов, как техногенный продукт работы АЭС и в результате испытания водородных бомб.

На образовании и распаде 14 С основан метод радиоуглеродного датирования, широко применяющийся в четвертичной геологии и археологии.

Аллотропные модификации углерода

Схемы строения различных модификаций углерода
a : алмаз, b : графит, c : лонсдейлит
d : фуллерен— букибол C 60 , e : фуллерен C 540 , f : фуллерен C 70
g : аморфный углерод, h : углеродная нанотрубка

Аллотропия углерода

лонсдейлит

фуллерены

углеродные нанотрубки

аморфный углерод

Уголь техуглерод сажа

Электронные орбитали атома углерода могут иметь различную геометрию, в зависимости от степени гибридизации его электронных орбиталей. Существует три основных геометрии атома углерода.

Тетраэдрическая — образуется при смешении одного s- и трех p-электронов (sp 3 -гибридизация). Атом углерода находится в центре тетраэдра, связан четырьмя эквивалентными σ-связями с атомами углерода или иными в вершинах тетраэдра. Такой геометрии атома углерода соответствуют аллотропные модификации углерода алмаз и лонсдейлит. Такой гибридизацией обладает углерод, например, в метане и других углеводородах.

Тригональная - образуется при смешении одной s- и двух p-электронных орбиталей (sp²-гибридизация). Атом углерода имеет три равноценные σ-связи, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу. Не участвующая в гибридизации p-орбиталь, расположенная перпендикулярно плоскости σ-связей, используется для образования π-связи с другими атомами. Такая геометрия углерода характерна для графита, фенола и др.

Дигональная — образуется при смешении одного s- и одного p-электронов (sp-гибридизация). При этом два электронных облака вытянуты вдоль одного направления и имеют вид несимметричных гантелей. Два других р-электрона дают π-связи. Углерод с такой геометрией атома образует особую аллотропную модификацию — карбин.

Графит и алмаз

Основные и хорошо изученные кристаллические модификации углерода— алмаз и графит. При нормальных условиях термодинамически устойчив только графит, а алмаз и другие формы метастабильны. При атмосферном давлении и температуре выше 1200 Kалмаз начинает переходить в графит, выше 2100 Kпревращение совершается за секунды. ΔН 0 перехода— 1,898 кДж/моль. При нормальном давлении углерод сублимируется при 3780 K. Жидкий углерод существует только при определенном внешнем давлении. Тройные точки: графит-жидкость-пар Т =4130 K, р =10,7 МПа. Прямой переход графита в алмаз происходит при 3000 Kи давлении 11—12 ГПа.

При давлении свыше 60 ГПа предполагают образование весьма плотной модификации С III (плотность на 15—20% выше плотности алмаза), имеющей металлическую проводимость. При высоких давлениях и относительно низких температурах (ок. 1200 K) из высокоориентированного графита образуется гексагональная модификация углерода с кристаллической решеткой типа вюрцита— лонсдейлит (а =0,252 нм, с =0,412 нм, пространственная группа Р6 3 /ттс), плотность 3,51 г/см³, то есть такая же, как у алмаза. Лонсдейлит найден также в метеоритах.

Ультрадисперсные алмазы (наноалмазы)

В 1980-е гг. в СССР было обнаружено, что в условиях динамического нагружения углеродсодержащих материалов могут образовываться алмазоподобные структуры, получившие название ультрадисперсных алмазов (УДА). В настоящее время всё чаще применяется термин «наноалмазы». Размер частиц в таких матералах составляет единицы нанометров. Условия образования УДА могут быть реализованы при детонации взрывчатых веществ с значительным отрицательным кислородным балансом, например смесей тротила с гексогеном. Такие условия могут быть реализованы также при ударах небесных тел о поверхность Земли в присутствии углеродсодержащих материалов (органика, торф, уголь и пр.). Так, в зоне падения Тунгусского метеорита в лесной подстилке были обнаружены УДА.

Карбин

Кристаллическая модификация углерода гексагональной сингонии с цепочечным строением молекул называется карбин. Цепи имеют либо полиеновое строение (—C≡C—), либо поликумуленовое (=C=C=). Известно несколько форм карбина, отличающихся числом атомов в элементарной ячейке, размерами ячеек и плотностью (2,68—3,30 г/см³). Карбин встречается в природе в виде минерала чаоита (белые прожилки и вкрапления в графите) и получен искусственно— окислительной дегидрополиконденсацией ацетилена, действием лазерного излучения на графит, из углеводородов или CCl 4 в низкотемпературной плазме.

Карбин представляет собой мелкокристаллический порошок чёрного цвета (плотность 1,9-2 г/см³), обладает полупроводниковыми свойствами. Получен в искусственных условиях из длинных цепочек атомов углерода , уложенных параллельно друг другу.

Карбин— линейный полимер углерода. В молекуле карбина атомы углерода соединены в цепочки поочередно либо тройными и одинарными связями (полиеновое строение), либо постоянно двойными связями (поликумуленовое строение). Это вещество впервые получено советскими химиками В.В.Коршаком, А.М.Сладковым, В.И.Касаточкиным и Ю.П.Кудрявцевым в начале 60-х гг. в Институте элементоорганических соединений Академии наук СССР .Карбин обладает полупроводниковыми свойствами, причём под воздействием света его проводимость сильно увеличивается. На этом свойстве основано первое практическое применение— в фотоэлементах.

Фуллерены и углеродные нанотрубки

Углерод известен также в виде кластерных частиц С 60 , С 70 , C 80 , C 90 , C 100 и подобных (фуллерены), а также графенов и нанотрубок.

Аморфный углерод

В основе строения аморфного углерода лежит разупорядоченная структура монокристаллического (всегда содержит примеси) графита. Это кокс, бурые и каменные угли, техуглерод, сажа, активный уголь.

Нахождение в природе

Содержание углерода в земной коре 0,1% по массе. Свободный углерод находится в природе в виде алмаза и графита. Основная масса углерода в виде природных карбонатов (известняки и доломиты), горючих ископаемых— антрацит (94—97% С), бурые угли (64—80% С), каменные угли (76—95% С), горючие сланцы (56—78% С), нефть (82—87% С), горючих природных газов (до 99% метана), торф (53—56% С), а также битумы и др. В атмосфере и гидросфере находится в виде диоксида углерода СО 2 , в воздухе 0,046% СО 2 по массе, в водах рек, морей и океанов в ~60 раз больше. Углерод входит в состав растений и животных (~18%).
В организм человека углерод поступает с пищей (в норме около 300 г в сутки). Общее содержание углерода в организме человека достигает около 21% (15кг на 70кг массы тела). Углерод составляет 2/3 массы мышц и 1/3 массы костной ткани. Выводится из организма преимущественно с выдыхаемым воздухом (углекислый газ) и мочой (мочевина)
Кругооборот углерода в природе включает биологический цикл, выделение СО 2 в атмосферу при сгорании ископаемого топлива, из вулканических газов, горячих минеральных источников, из поверхностных слоев океанических вод и др. Биологический цикл состоит в том, что углерод в виде СО 2 поглощается из тропосферы растениями. Затем из биосферы вновь возвращается в геосферу: с растениями углерод попадает в организм животных и человека, а затем при гниении животных и растительных материалов— в почву и в виде СО 2 — в атмосферу.

В парообразном состоянии и в виде соединений с азотом и водородом углерод обнаружен в атмосфере Солнца, планет, он найден в каменных и железных метеоритах.

Большинство соединений углерода, и прежде всего углеводороды, обладают ярко выраженным характером ковалентных соединений. Прочность простых, двойных и тройных связей атомов С между собой, способность образовывать устойчивые цепи и циклы из атомов С обусловливают существования огромного числа углеродсодержащих соединений, изучаемых органической химией.

Химические свойства

При обычных температурах углерод химически инертен, при достаточно высоких соединяется со многими элементами, проявляет сильные восстановительные свойства. Химическая активность разных форм углерода убывает в ряду: аморфный углерод, графит, алмаз, на воздухе они воспламеняются при температурах соответственно выше 300—500 °C, 600—700 °C и 850—1000 °C.

Степени окисления +4, −4, редко +2 (СО, карбиды металлов), +3 (C 2 N 2 , галогенцианы); сродство к электрону 1,27 эВ; энергия ионизации при последовательном переходе от С 0 к С 4+ соответственно 11,2604, 24,383, 47,871 и 64,19 эВ.

Неорганические соединения

Углерод реагирует со многими элементами с образованием карбидов.

Продукты горения— оксид углерода CO и диоксид углерода СО 2 . Известен также неустойчивый оксид С 3 О 2 (температура плавления −111°C, температура кипения 7°C) и некоторые другие оксиды. Графит и аморфный углерод начинают реагировать с Н 2 при 1200°C, с F 2 — соответственно 900°C.

CO 2 с водой образует слабую угольную кислоту— H 2 CO 3 , которая образует соли— Карбонаты. На Земле наиболее широко распространены карбонаты кальция (мел, мрамор, кальцит, известняк и др. минералы) и магния (доломит).

Графит с галогенами, щелочными металлами и др. веществами образует соединения включения. При пропускании электрического разряда между угольными электродами в среде N 2 образуется циан, при высоких температурах взаимодействием углерода со смесью Н 2 и N 2 получают синильную кислоту. С серой углерод дает сероуглерод CS 2 , известны также CS и C 3 S 2 . С большинством металлов, бором и кремнием углерод образует карбиды. Важна в промышленности реакция углерода с водяным паром: С +Н 2 О =СО +Н 2 (Газификация твердых топлив). При нагревании углерод восстанавливает оксиды металлов до металлов, что широко используется в металлургии.

Органические соединения

Благодаря способности углерода образовывать полимерные цепочки, существует огромный класс соединений на основе углерода, которых значительно больше, чем неорганических, и изучением которых занимается органическая химия. Среди них наиболее обширные группы: углеводороды, белки, жиры и др.

Соединения углерода составляют основу земной жизни, а их свойства во многом определяют спектр условий, в которых подобные формы жизни могут существовать. По числу атомов в живых клетках доля углерода около 25%, по массовой доле— около 18%.

Применение

Графит используется в карандашной промышленности. Также его используют в качестве смазки при особо высоких или низких температурах.

Алмаз, благодаря исключительной твердости, незаменимый абразивный материал. Алмазным напылением обладают шлифовальные насадки бормашин. Кроме этого, ограненные алмазы — бриллианты используются в качестве драгоценных камней в ювелирных украшениях. Благодаря редкости, высоким декоративным качествам и стечению исторических обстоятельств, бриллиант неизменно является самым дорогим драгоценным камнем. Исключительно высокая теплопроводность алмаза (до 2000 Вт/м.К) делает его перспективным материалом для полупроводниковой техники в качестве подложек для процессоров. Но относительно высокая цена (около 50 долларов/грамм) и сложность обработки алмаза ограничивают его применение в этой области.
В фармакологии и медицине широко используются различные соединения углерода— производные угольной кислоты и карбоновых кислот, различные гетероциклы, полимеры и другие соединения. Так, карболен (активированный уголь), применяется для абсорбции и выведения из организма различных токсинов; графит (в виде мазей)— для лечения кожных заболеваний; радиоактивные изотопы углерода— для научных исследований (радиоуглеродный анализ).

Углерод играет огромную роль в жизни человека. Его применения столь же разнообразны, как сам этот многоликий элемент.

Углерод является основой всех органических веществ. Любой живой организм состоит в значительной степени из углерода. Углерод— основа жизни. Источником углерода для живых организмов обычно является СО 2 из атмосферы или воды. В результате фотосинтеза он попадает в биологические пищевые цепи, в которых живые существа пожирают друг друга или останки друг друга и тем самым добывают углерод для строительства собственного тела. Биологический цикл углерода заканчивается либо окислением и возврашением в атмосферу, либо захоронением в виде угля или нефти.

Углерод в виде ископаемого топлива: угля и углеводородов (нефть, природный газ)— один из важнейших источников энергии для человечества.

Токсическое действие

Углерод входит в состав атмосферных аэрозолей, в результате чего может изменяться региональный климат, уменьшаться количество солнечных дней. Углерод поступает в окружающую среду в виде сажив составе выхлопных газов автотранспорта, при сжигании угля на ТЭС, при открытых разработках угля, подземной его газификации, получении угольных концентратов и др. Концентрация углерода над источниками горения 100—400 мкг/м³, крупными городами 2,4—15,9 мкг/м³, сельскими районами 0,5— 0,8 мкг/м³. С газоаэрозольными выбросами АЭС в атмосферу поступает (6—15).10 9 Бк/сут 14 СО 2 .

Высокое содержание углерода в атмосферных аэрозолях ведет к повышению заболеваемости населения, особенно верхних дыхательных путей и легких. Профессиональные заболевания— в основном антракоз и пылевой бронхит. В воздухе рабочей зоны ПДК, мг/м³: алмаз 8,0, антрацит и кокс 6,0, каменный уголь 10,0, технический углерод и углеродная пыль 4,0; в атмосферном воздухе максимальная разовая 0,15, среднесуточная 0,05 мг/м³.

Токсическое действие 14 С, вошедшего в состав молекул белков (особенно в ДНК и РНК), определяется радиационным воздействием бета частиц и ядер отдачи азота (14 С (β) → 14 N) и трансмутационным эффектом— изменением химического состава молекулы в результате превращения атома С в атом N. Допустимая концентрация 14 С в воздухе рабочей зоны ДК А 1,3 Бк/л, в атмосферном воздухе ДК Б 4,4 Бк/л, в воде 3,0.10 4 Бк/л, предельно допустимое поступление через органы дыхания 3,2.10 8 Бк/год.

Дополнительная информация

— Соединения углерода
— Радиоуглеродный анализ
— Ортокарбоновая кислота

Аллотропные формы углерода:

Алмаз
Графен
Графит
Карбин
Лонсдейлит
Углеродные нанотрубки
Фуллерены

Аморфные формы:

Сажа
Технический углерод
Уголь

Изотопы углерода:

Нестабильные (менее суток): 8C: Углерод-8, 9C: Углерод-9, 10C: Углерод-10, 11C: Углерод-11
Стабильные: 12C: Углерод-12, 13C: Углерод-13
10—10 000 лет: 14C: Углерод-14
Нестабильные (менее суток): 15C: Углерод-15, 16C: Углерод-16, 17C: Углерод-17, 18C: Углерод-18, 19C: Углерод-19, 20C: Углерод-20, 21C: Углерод-21, 22C: Углерод-22

Таблица нуклидов

Углерод, Carboneum, С (6)
Углерод (англ. Carbon, франц. Carbone, нем. Kohlenstoff) в виде угля, копоти и сажи известен человечеству с незапамятных времен; около 100 тыс. лет назад, когда наши предки овладели огнем, они каждодневно имели дело с углем и сажей. Вероятно, очень рано люди познакомились и с аллотропическими видоизменениями углерода — алмазом и графитом, а также с ископаемым каменным углем. Не удивительно, что горение углеродсодержащих веществ было одним из первых химических процессов, заинтересовавших человека. Так как горящее вещество исчезало, пожираемое огнем, горение рассматривали как процесс разложения вещества, и поэтому уголь (или углерод) не считали элементом. Элементом был огонь — явление, сопровождающее горение; в учениях об элементах древности огонь обычно фигурирует в качестве одного из элементов. На рубеже XVII -- XVIII вв. возникла теория флогистона, выдвинутая Бехером и Шталем. Эта теория признавала наличие в каждом горючем теле особого элементарного вещества — невесомого флюида — флогистона, улетучивающегося в процессе горения.

При сгорании большого количества угля остается лишь немного золы, флогистики полагали, что уголь — это почти чистый флогистон. Именно этим объясняли, в частности, «флогистирующее» действие угля, — его способность восстанавливать металлы из «известей» и руд. Позднейшие флогистики, Реомюр, Бергман и др., уже начали понимать, что уголь представляет собой элементарное вещество. Однако впервые таковым «чистый уголь» был признан Лавуазье, исследовавшим процесс сжигания в воздухе и кислороде угля и других веществ. В книге Гитона де Морво, Лавуазье, Бертолле и Фуркруа «Метод химической номенклатуры» (1787) появилось название «углерода» (carbone) вместо французского «чистый уголь» (charbone pur). Под этим же названием углерод фигурирует в «Таблице простых тел» в «Элементарном учебнике химии» Лавуазье. В 1791 г. английский химик Теннант первым получил свободный углерод; он пропускал пары фосфора над прокаленным мелом, в результате чего образовывался фосфат кальция и углерод. То, что алмаз при сильном нагревании сгорает без остатка, было известно давно. Еще в 1751 г. французский король Франц I согласился дать алмаз и рубин для опытов по сжиганию, после чего эти опыты даже вошли в моду. Оказалось, что сгорает лишь алмаз, а рубин (окись алюминия с примесью хрома) выдерживает без повреждения длительное нагревание в фокусе зажигательной линзы. Лавуазье поставил новый опыт по сжиганию алмаза с помощью большой зажигательной машины, пришел к выводу, что алмаз представляет собой кристаллический углерод. Второй аллотроп углерода — графит в алхимическом периоде считался видоизмененным свинцовым блеском и назывался plumbago; только в 1740 г. Потт обнаружил отсутствие в графите какой-либо примеси свинца. Шееле исследовал графит (1779) и будучи флогистиком счел его сернистым телом особого рода, особым минеральным углем, содержащим связанную «воздушную кислоту» (СО2,) и большое количество флогистона.

Двадцать лет спустя Гитон де Морво путем осторожного нагревания превратил алмаз в графит, а затем в угольную кислоту.

Международное название Carboneum происходит от лат. carbo (уголь). Слово это очень древнего происхождения. Его сопоставляют с cremare — гореть; корень саг, cal, русское гар, гал, гол, санскритское ста означает кипятить, варить. Со словом «carbo» связаны названия углерода и на других европейских языках (carbon, charbone и др.). Немецкое Kohlenstoff происходит от Kohle — уголь (старогерманское kolo, шведское kylla -- нагревать). Древнерусское угорати, или угарати (обжигать, опалять) имеет корень гар, или гор, с возможным переходом в гол; уголь по-древнерусски югъль, или угъль, того же происхождения. Слово алмаз (Diamante) происходит от древнегреческого — несокрушимый, непреклонный, твердый, а графит от греческого — пишу.

В начале XIX в. старое слово уголь в русской химической литературе иногда заменялось словом «углетвор» (Шерер, 1807; Севергин, 1815); с 1824 г. Соловьев ввел название углерод.