Атомный вес углерода. Углерод — химические и физические свойства. Атомная и молекулярная масса углерода

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.

Углерод является шестым элементом периодической системы Менделеева. Его атомный вес равен 12.

Углерод находится во втором периоде системы Менделеева и в четвёртой группе этой системы.

Номер периода сообщает нам, что шесть электронов углерода располагаются на двух энергетических уровнях.

А четвёртый номер группы говорит, что на внешнем энергетическом уровне у углерода находится четыре электрона. Два из них это спаренные s -электроны, а два другие – не спаренные р -электроны.

Структура внешнего электронного слоя атома углерода может быть выражена следующими схемами:

Каждая ячейка вэтих схемах означает отдельную электронную орбиталь, стрелка – элетрон, находящийся на орбитали. Две стрелки внутри одной ячейки – это два электрона, находящиеся на одной орбитали, но имеющие противоположно направленные спины.

При возбуждении атома (при сообщени ему энергии) один из спаренных S -электронов занимает р -орбиталь.

Возбуждённый атом углерода может учавствовать в образовании четырёх ковалентных связей. Поэтому в подавляющем большинстве своих соединений углерод проявляет валентность, равную четырем.

Так, простейшее органическое соединение углеводород метан имеет состав СН 4 . Строение его может быть выражено структурной или электронной формулами:

Электронная формула показывает, что атом углерода в молекуле метана имеет устойчивую восьмиэлектронную внешнюю оболочку, а атомы водорода – устойчивую двухэлектронную оболочку.

Все четыре ковалентных связи углерода в метане (и в других подобных соединениях) равноценны и симметрично направлены в пространстве. Атом углерода находится как бы в центре тетраэдра (правильной четырёхугольной пирамиды), а четыре соединённых с ним атома (в случае метана – четыре атома водорода) в вершинах тетраэдра.

Углы между направлениями любой пары связей одинаковы и составляют 109 градусов 28 минут.

Это объясняется тем, что в атоме углерода, когда он образует ковалентные связи с четырьмя другими атомами, из одной s - и трёх p -орбиталей в результате sp 3 -гибридизации образуются чтыре симметрично расположенные в пространстве гибридные sp 3 -орбитали, вытянутые в направлении к вершинам тетраэдра.

Особенность свойств углерода.

Количество электронов на внешнем энергетическом уровне является главным фактором, определяющим химические свойства элемента.

В левой части периодической системы расположены элементы с малозаполненным внешним электронным уровнем. У элементов первой группы на внешнем уровне один электрон, у элементов второй группы – два.

Элементы этих двух групп являются металлами . Они легко окисляются, т.е. теряют свои внешние электроны ипревращаются в положительные ионы.

В правой части периодической системы, наоборот, находятся неметаллы (окислители) . В сравнении с металлами они обладают ядром с большим числом протонов. Такое массивное ядро обеспечивает гораздо более сильное притяжение своего электронного облака.

Такие элементы с большим трудом теряют свои электроны, зато непрочь присоединить к себе дополнительные электроны других атомов, т.е. окислить их, а самим, при этом, превратиться в отрицательный ион.

Металлические свойства элементов по мере возрастания номера группы в периодической системе ослабляются, а их способность окислять другие элементы увеличивается.

Углерод находится в четвёртой группе, т.е. как раз посередине между металлами, легко отдающими электроны, и неметаллами, легко эти электроны присоединяющими.

По этой причине углерод не обладает ярко выраженной склонности отдавать или присоединять электроны .

Углеродные цепи.

Исключительным свойством углерода, обуславливающим многообразие органических соединений, является способность его атомов соединяться прочными ковалентными связями друг с другом, образуя углеродные схемы практически неограниченной длины.

Кроме углерода, цепи из одинаковых атомов образует его аналог из IV группы – кремний. Однако такие цепи содержат не более шести атомов Si. Известны длинные цепи из атомов серы, но содержащие их соединения непрочны.

Валентности атомов углерода, не задействованные для взаимного соединения, используются на присоединение других атомов или групп (в углеводородах – для присоединения водорода).

Так углеводороды этан (С 2 Н 6 ) и пропан (С 3 Н 8 ) содержат цепи соответственно из двух и трёх атомов углерода. Строение их выражают следующие структурные и электронные формулы:

Известны соединения, содержащие в цепях сотни и более атомов углерода.

Вследствии тетраэдрической направленности связей углерода, его атомы, входящие в цепь, располагаются не на прямой, а зигзагообразно. Причём, благодаря возможности вращения атомов вокруг оси связи, цепь в пространстве может принимать различные формы (конформации):

Такая структура цепей даёт возможность сближаться концевым или другим не смежным атомам углерода. В результате возникновения связи между этими атомами углеродные цепи могут замыкаться в кольца (циклы), например:

Таким образом, многообразие органических соединений определяется и тем, что при одинаковом числе атомов углерода в молекуле возможны соединения с открытой незамкнутой цепью углеродных атомов, а также вещества, молекулы которых содержат циклы.

Простые и кратные связи.

Ковалентные связи между атомами углерода, образованные одной парой обобщённых электронов, называются простыми связями.

Связь между атомами углерода может осуществляться не одной, а двумя или тремя общими парами электронов. Тогда получаются цепи с кратными – двойными или тройными связями. Эти связи можно изобразить следующим образом:

Простейшие соединения, содержащие кратные связи – углеводороды этилен (с двойной связью) и ацетилен (с тройной связью):

Углеводороды с кратными связями называются непредельными или ненасыщенными. Этилен и ацетилен – первые представители двух гомологических рядов – этиленовых и ацетиленовых углеводородов.

В этой книге слово «углерод» встречается довольно часто: в рассказах о зелёном листе и о железе, о пластмассах и кристаллах и ещё во многих других. Углерод - «рождающий уголь» - один из удивительнейших химических элементов. Его история - это история возникновения и развития жизни на Земле, потому что он входит в состав всего живого Земли.

А как выглядит углерод?

Сделаем несколько опытов. Возьмём сахар и нагреем его без доступа воздуха. Он сначала расплавится, станет коричневым, а потом почернеет и превратится в уголь, выделив воду. Если теперь нагреть этот уголь в присутствии , он сгорит без остатка и превратится в . Стало быть, сахар состоял из угля и воды (сахар, кстати, и называют углеводом), а «сахарный» уголь - это, видимо, и есть чистый углерод, потому что углекислый газ - это соединение углерода с кислородом. Значит, углерод - чёрный, мягкий порошок.

Возьмём серый мягкий камень графит, хорошо тебе знакомый благодаря карандашам. Если его нагреть в кислороде, он тоже сгорит без остатка, хотя и немного медленней, чем уголь, а в приборе, где он горел, останется углекислый газ. Значит, графит тоже чистый углерод? Конечно, но и это ещё не всё.

Если в том же приборе в кислороде накалить алмаз, прозрачный сверкающий драгоценный камень, самый твердый из всех минералов, он тоже сгорит, превратившись в углекислый газ. Если же нагревать алмаз без доступа кислорода, он превратится в графит, а при очень высоких давлениях и температурах можно из графита получить алмаз.

Итак, уголь, графит и алмаз - это различные формы существования одного и того же элемента - углерода.

Ещё более удивительна способность углерода «принимать участие» в огромном количестве разнообразных соединений (поэтому-то слово «углерод» так часто встречается в этой книге).

104 элемента периодической системы образуют более сорока тысяч изученных соединений. А соединений, основу которых составляет углерод, уже известно свыше миллиона!

Причина такого разнообразия заключается в том, что атомы углерода могут соединяться между собой и с другими атомами прочной связью, образуя сложные в виде цепей, колец и других фигур. Ни один элемент в таблице , кроме углерода, не способен на это.

Бесконечно число фигур, которые можно построить из атомов углерода, и поэтому бесконечно число возможных его соединений. Это могут быть и очень простые вещества, например светильный газ метан, в молекуле которого четыре атома связаны с одним атомом углерода, и настолько сложные, что строение их молекул ещё не установлено. К таким веществам относится

Углерод в периодической системе элементов располагается во втором периоде в группе IVA. Электронная конфигурация атома углерода ls 2 2s 2 2p 2 . При его возбуждении легко достига­ется электронное состояние, при котором на четырех внешних атомных орбиталях находятся четыре неспаренных электрона:

Это объясняет, почему углерод в соединениях обычно четы­рехвалентен. Равенство в атоме углерода числа валентных элек­тронов числу валентных орбиталей, а также уникальное соотношение заряда ядра и радиуса атома сообщают ему способность одинаково легко присоединять и отдавать электроны в зависимо­сти от свойств партнера (разд. 9.3.1). Вследствие этого для углерода характерны различные степени окисления от -4 до +4 и легкость гибридизации его атомных орбиталей по типу sp 3 , sp 2 и sp 1 при образовании химических связей (разд. 2.1.3):

Все это дает углероду возможность образовывать ординарные, двойные и тройные связи не только между собой, но и с ато­мами других элементов-органогенов. Молекулы, образующиеся при этом, могут иметь линейное, разветвленное и циклическое строение.

Вследствие подвижности общих электронов -МО, образован­ных с участием атомов углерода, происходит их смещение в сто­рону атома более электроотрицательного элемента (индуктивный эффект), что приводит к полярности не только этой связи, но и молекулы в целом. Однако углерод, благодаря среднему значению электроотрицательности (0Э0 = 2,5), образует с атомами других элементов-органогенов слабополярные связи (табл. 12.1). При наличии в молекулах систем сопряженных связей (разд. 2.1.3) происходит делокализация подвижных электронов -МО и неподеленных электронных пар с выравниванием электронной плот­ности и длин связей в этих системах.

С позиции реакционной способности соединений большую роль играет поляризуемость связей (разд. 2.1.3). Чем больше поляризуемость связи, тем выше ее реакционная способность. Зависимость поляризуемости углеродсодержащих связей от их природы отражает следующий ряд:

Все рассмотренные данные о свойствах углеродсодержащих связей свидетельствуют о том, что углерод в соединениях образу­ет, с одной стороны, достаточно прочные ковалентные связи ме­жду собой и с другими органогенами, а с другой стороны - об­щие электронные пары этих связей достаточно лабильны. В ре­зультате этого может происходить как увеличение реакционной способности этих связей, так и стабилизация. Именно эти осо­бенности углеродсодержащих соединений и делают углерод орга­ногеном номер один.

Кислотно-основные свойства соединений углерода. Оксид углерода(4) является кислотным оксидом, а соответствующий ему гидроксид - угольная кислота Н2СО3 - слабой кислотой. Молекула оксида углерода(4) неполярна, и поэтому он плохо растворяется в воде (0,03 моль/л при 298 К). При этом вначале в ратворе образуется гидрат СО2 Н2О, в котором СО2 находится в полости ассоциата из молекул воды, а затем этот гидрат медлен­но и обратимо превращается в Н2СО3. Большая часть растворен­ного в воде оксида углерода(4) находится в виде гидрата.

В организме в эритроцитах крови под действием фермента каррбоангидразы равновесие между гидратом CO2 Н2О и Н2СО3 устанавливается очень быстро. Это позволяет пренебречь нали­чием СО2 в виде гидрата в эритроците, но не в плазме крови, где нет карбоангидразы. Образующаяся Н2СО3 диссоциирует в физиологических условиях до гидрокарбонат-аниона, а в более щелочной среде - до карбонат-аниона:

Угольная кислота существует только в растворе. Она образует два ряда солей - гидрокарбонаты (NаНСОз, Са(НС0 3)2) и карбонаты (Nа2СОз, СаСОз). В воде гидрокарбонаты растворя­ются лучше, чем карбонаты. В водных растворах соли угольной кислоты, особенно карбонаты, легко гидролизуются по аниону, создавая щелочную среду:

Такие вещества, как питьевая сода NaHC03 ; мел СаСОз, белая магнезия 4MgC03 * Mg(OH)2 * Н2О, гидролизующиеся с образонанием щелочной среды, применяются в качестве антацидных (нейтрализующих кислоты) средств для снижения повы­шенной кислотности желудочного сока:

Совокупность угольной кислоты и гидрокарбонат-иона (Н2СО3, НСО3(-)) образует гидрокарбонатную буферную систему (разд. 8.5) -славную буферную систему плазмы крови, которая обеспечива­ет постоянство рН крови на уровне рН = 7,40 ± 0,05.

Наличие в природных водах гидрокарбонатов кальция и магния обуславливает их временную жесткость. При кипяче­нии такой воды ее жесткость устраняется. Это происходит из-за гидролиза аниона HCO3(-)), термического разложения угольной кислоты и осаждения катионов кальция и магния в виде нерас­творимых соединений СаС0 3 и Mg(OH) 2:

Образование Mg(OH) 2 вызвано полным гидролизом по ка­тиону магния, протекающему в этих условиях из-за меньшей растворимости Mg(0H)2 по сравнению с MgC0 3 .

В медико-биологической практике кроме угольной кислоты приходится сталкиваться с другими углеродсодержащими кисло­тами. Это прежде всего большое множество различных органи­ческих кислот, а также синильная кислота HCN. С позиции кислотных свойств сила этих кислот различна:

Эти различия обусловлены взаимным влиянием атомов в мо­лекуле, природой диссоциирующей связи и устойчивостью аниона, т. е. его способностью к делокализации заряда.

Синильная кислота, или циановодород, HCN - бес­цветная, легколетучая жидкость (Т кип = 26 °С) с запахом горь­кого миндаля, смешивающаяся с водой в любых соотношениях. В водных растворах ведет себя как очень слабая кислота, соли которой называются цианидами. Цианиды щелочных и щелоч­ноземельных металлов растворимы в воде, при этом они гидролизуются по аниону, из-за чего их водные растворы пахнут синильной кислотой (запах горького миндаля) и имеют рН >12:

При длительном воздействии СО2, содержащегося в воздухе, цианиды разлагаются с выделением синильной кислоты:

В результате этой реакции цианид калия (цианистый калий) и его растворы при длительном хранении теряют свою токсич­ность. Цианид-анион - один из самых сильных неорганиче­ских ядов, поскольку он является активным лигандом и легко образует устойчивые комплексные соединения с ферментами, содержащими в качестве ионовкомплексообразователей Fe 3+ и Сu2(+) (разд. 10.4).

Окислительно-восстановительные свойства. Поскольку уг­лерод в соединениях может проявлять любые степени окисле­ния от -4 до +4, то в ходе реакции свободный углерод может и отдавать и присоединять электроны, выступая соответственно восстановителем или окислителем в зависимости от свойств второго реагента:

При взаимодействии сильных окислителей с органическими веществами может протекать неполное или полное окисление атомов углерода этих соединений.

В условиях анаэробного окисления при недостатке или в от­сутствие кислорода атомы углерода органического соединения в зависимости от содержания кислородных атомов в этих соедине­ниях и внешних условий могут превратиться в С0 2 , СО, С и даже СН 4 , а остальные органогены превращаются в Н2О, NH3 и H2S.

В организме полное окисление органических соединений кислородом в присутствии ферментов оксидаз (аэробное окис­ление) описывается уравнением:

Из приведенных уравнений реакций окисления видно, что в органических соединениях степень окисления изменяют только атомы углерода, а атомы остальных органогенов при этом со­храняют свою степень окисления.

При реакциях гидрирования, т. е. присоединения водорода (восстановителя) по кратной связи, образующие ее атомы углерода понижают свою степень окисления (выступают окислителями):

Органические реакции замещения с возникновением новой межуглеродной связи, например в реакции Вюрца, также явля­ются окислительно-восстановительными реакциями, в которых атомы углерода выступают окислителями, а атомы металла -восстановителями:

Подобное наблюдается в реакциях образования металлорганических соединений:

В то же время в реакциях алкилирования с возникновением новой межуглеродной связи роль окислителя и восстановителя играют атомы углерода субстрата и реагента соответственно:

В результате реакций присоединения полярного реагента к субстрату по кратной межуглеродной связи один из атомов уг­лерода понижает степень окисления, проявляя свойства окис­лителя, а другой - повышает степень окисления, выступая вос­становителем:

В этих случаях имеет место реакция внутримолекулярного окисления-восстановления атомов углерода субстрата, т. е. про­цесс дисмутации, под действием реагента, не проявляющего окислительно-восстановительных свойств.

Типичными реакциями внутримолекулярной дисмутации ор­ганических соединений за счет их атомов углерода являются ре­акции декарбоксилирования аминокислот или кетокислот, а так­же реакции перегруппировки и изомеризации органических со­единений, которые были рассмотрены в разд. 9.3. Приведенные примеры органических реакций, а также реакции из разд. 9.3 убедительно свидетельствуют, что атомы углерода в органических соединениях могут быть и окислителями, и восстановите­лями.

Атом углерода в соединении - окислитель, если в ре­зультате реакции увеличивается число его связей с атомами менее электроотрицательных элементов (во­дород, металлы), потому что, притягивая к себе общие электроны этих связей, рассматриваемый атом углеро­да понижает свою степень окисления.

Атом углерода в соединении - восстановитель, если в результате реакции увеличивается число его связей с атомами более электроотрицательных элементов (С, О, N, S), потому что, отталкивая от себя общие элек­троны этих связей, рассматриваемый атом углерода повышает свою степень окисления.

Таким образом, многие реакции в органической химии вслед­ствие окислительно-восстановительной двойственности атомов углерода являются окислительно-восстановительными. Однако, в отличие от подобных реакций неорганической химии, пере­распределение электронов между окислителем и восстановите­лем в органических соединениях может сопровождаться лишь смещением общей электронной пары химической связи к ато­му, выполняющему роль окислителя. При этом данная связь может сохраняться, но в случаях сильной ее поляризации она может и разорваться.

Комплексообразующие свойства соединений углерода. У ато­ма углерода в соединениях нет неподеленных электронных пар, и поэтому лигандами могут выступать только соединения угле­рода, содержащие кратные связи с его участием. Особенно активны в процессах комплексообразования -электроны тройной по­лярной связи оксида углерода(2) и аниона синильной кислоты.

В молекуле оксида углерода(2) атомы углерода и кислорода образуют одну и одну -связь за счет взаимного перекрывания их двух 2р-атомных орбиталей по обменному механизму. Третья связь, т. е. еще одна -связь, образуется по донорно-акцепторному механизму. Акцептором является свободная 2р-атомная ор-биталь атома углерода, а донором - атом кислорода, предостав­ляющий неподеленную пару электронов с 2p-орбитали:

Повышенная кратность связи обеспечивает этой молекуле высокую стабильность и инертность при нормальных ус­ловиях с позиции кислотно-основных (СО - несолеобразующий оксид) и окислительно-восстановительных свойств (СО - вос­становитель при Т > 1000 К). В то же время она делает его ак­тивным лигандом в реакциях комплексообразования с атомами и катионами d-металлов, прежде всего с железом, с которым он образует пентакарбонил железа - летучую ядовитую жидкость:

Способность к образованию комплексных соединений с ка­тионами d-металлов является причиной ядовитости оксида углерода(Н) для живых систем (разд. 10.4) вследствие протекания обратимых реакций с гемоглобином и оксигемоглобином, содер­жащими катион Fe 2+ , с образованием карбоксигемоглобина:

Эти равновесия смещены в сторону образования карбокси­гемоглобина ННbСО, устойчивость которого в 210 раз больше, чем оксигемоглобина ННbО2. Это приводит к накоплению карбоксигемоглобина в крови и, следовательно, к снижению ее спо­собности переносить кислород.

В анионе синильной кислоты CN- также содержатся легко поляризуемые - электроны, из-за чего он эффективно обра­зует комплексы с d-металлами, включая металлы жизни, вхо­дящие в состав ферментов. Поэтому цианиды являются высокотоксичными соединениями (разд. 10.4).

Круговорот углерода в природе. В основе круговорота угле­рода в природе в основном лежат реакции окисления и восста­новления углерода (рис. 12.3).

Из атмосферы и гидросферы растения ассимилируют (1) ок­сид углерода(4). Часть растительной массы потребляется (2) че­ловеком и животными. Дыхание животных и гниение их остан­ков (3), а также дыхание растений, гниение отмерших растений и горение древесины (4) возвращают атмосфере и гидросфере CO2. Процесс минерализации останков растений (5) и животных (6) с образованием торфа, ископаемых углей, нефти, газа при­водит к переходу углерода в природные ископаемые. В том же направлении действуют кислотно-основные реакции (7), проте­кающие между СО2 и различными горными породами с образо­ванием карбонатов (средних, кислых и основных):

Эта неорганическая часть круговорота приводит к потерям СО2 в атмосфере и гидросфере. Деятельность человека по сжи­ганию и переработке угля, нефти, газа (8), дров (4), наоборот, с избытком обогащает окружающую среду оксидом углерода(4). Долгое время существовала уверенность, что благодаря фото­синтезу концентрация СО2 в атмосфере сохраняется постоян­ной. Однако в настоящее время увеличение содержания СО2 в атмосфере за счет деятельности человека не компенсируется его естественной убылью. Общее поступление СО2 в атмосферу рас­тет в геометрической прогрессии на 4-5 % в год. Согласно рас­четам в 2000 году содержание СО2 в атмосфере достигнет приблизительно 0,04 % вместо 0,03 % (1990 г.).

После рассмотрения свойств и особенностей углеродсодержащих соединений следует еще раз подчеркнуть ведущую роль углерода

Рис. 12.3. Круговорот углерода в природе

органогена № 1: во-первых, атомы углерода формируют скелет молекул органических соединений; во-вторых, атомы углерода играют ключевую роль в окислительно-восстановительных про­цессах, поскольку среди атомов всех органогенов именно для углерода наиболее характерна окислительно-восстановительная двойственность. Подробнее о свойствах органических соедине­ний - см. модуль IV "Основы биоорганической химии".

Общая характеристика и биологическая роль р-элементов группы IVA. Электронными аналогами углерода являются эле­менты IVA группы: кремний Si, германий Ge, олово Sn и свинец Рb (см. табл. 1.2). Радиусы атомов этих элементов закономерно возрастают с увеличением порядкового номера, а их энергия иони­зации и электроотрицательность при этом закономерно снижают­ся (разд. 1.3). Поэтому первые два элемента группы: углерод и кремний - типичные неметаллы, а германий, олово, свинец -металлы, так как для них наиболее характерна отдача электро­нов. В ряду Ge - Sn - Рb металлические свойства усиливаются.

С позиции окислительно-восстановительных свойств элемен­ты С, Si, Ge, Sn и Рb в обычных условиях достаточно устойчи­вы по отношению к воздуху и воде (металлы Sn и Рb - за счет образования оксидной пленки на поверхности). В то же время соединения свинца(4) - сильные окислители:

Комплексообразующие свойства наиболее характерны для свинца, так как его катионы Рb 2+ являются сильными комплексообразователями по сравнению с катионами остальных р-элементов IVA группы. Катионы свинца образуют прочные комплексы с биолигандами.

Элементы группы IVA резко различаются как по содержанию в организме, так и по биологической роли. Углерод играет осново­полагающую роль в жизнедеятельности организма, где его содер­жание составляет около 20 %. Содержание в организме остальных элементов IVA группы находится в пределах 10 -6 -10 -3 %. В то же время, если кремний и германий, несомненно, играют важную роль в жизнедеятельности организма, то олово и особенно сви­нец - токсичны. Таким образом, с ростом атомной массы эле­ментов IVA группы токсичность их соединений возрастает.

Пыль, состоящая из частиц угля или диоксида кремния SiO2, при систематическом воздействии на легкие вызывает заболе­вания - пневмокониозы. В случае угольной пыли это антракоз -профессиональное заболевание шахтеров. При вдыхании пыли, содержащей Si02, возникает силикоз. Механизм развития пневмокониозов еще не установлен. Предполагается, что при длительном контакте силикатных песчинок с биологическими жидкостями образуется поликремниевая кислота Si02 yH2O в гелеобразном состоянии, отложение которой в клетках ведет к их гибели.

Токсическое действие свинца известно человечеству очень дав­но. Использование свинца для изготовления посуды и водопроводных труб приводило к массовому отравлению людей. В на­стоящее время свинец продолжает быть одним из основных загрязнителей окружающей среды, так как выброс соединений свинца в атмосферу составляет свыше 400 000 т ежегодно. Сви­нец накапливается в основном в скелете в форме малораствори­мого фосфата РЬз(Р04)2, а при деминерализации костей оказы­вает регулярное токсическое действие на организм. Поэтому свинец относится к кумулятивным ядам. Токсичность соедине­ний свинца связана прежде всего с его комплексообразующими свойствами и большим сродством к биолигандам, особенно содержащим сульфгидрильные группы (-SH):

Образование комплексных соединений ионов свинца с бел­ками, фосфолипидами и нуклеотидами приводит к их денату­рации. Часто ионы свинца ингибируют металлоферменты ЕМ 2+ , вытесняя из них катионы металлов жизни:

Свинец и его соединения относятся к ядам, действующим преимущественно на нервную систему, кровеносные сосуды и кровь. При этом соединения свинца влияют на синтез белка, энергетический баланс клеток и их генетический аппарат.

В медицине применяются как вяжущие наружные антисеп­тические средства: свинец ацетат Рb(СНзСОО)2 ЗН2О (свинцо­вые примочки) и свинец(2) оксид РbО (свинцовый пластырь). Ионы свинца этих соединений вступают в реакции с белками (альбуминами) цитоплазмы микробных клеток и тканей, образуя гелеобразные альбуминаты. Образование гелей убивает микробы и, кроме того, затрудняет проникновение их внутрь клеток тка­ней, что снижает местную воспалительную реакцию.

Одним из самых удивительных элементов, который способен формировать огромное количество разнообразных соединений органической и неорганической природы, является углерод. Это настолько необычный по свойствам элемент, что еще Менделеев предрекал ему большое будущее, говоря о не раскрытых пока особенностях.

Позже это подтвердилось практически. Стало известно, что он - главный биогенный элемент нашей планеты, входящий в состав абсолютно всех живых существ. Помимо этого, способный существовать в таких формах, которые кардинально различаются по всем параметрам, но при этом состоят только лишь из атомов углерода.

В общем, особенностей у этой структуры много, именно с ними и постараемся разобраться в ходе статьи.

Углерод: формула и положение в системе элементов

В периодической системе элемент углерод располагается в IV (по новому образцу в 14) группе, главной подгруппе. Его порядковый номер 6, а атомный вес 12,011. Обозначение элемента знаком С говорит о его названии на латыни - carboneum. Есть несколько различных форм, в которых существует углерод. Формула его поэтому бывает различна и зависит от конкретной модификации.

Однако для написания уравнений реакций обозначение конкретное, конечно, есть. В целом, когда говорится о веществе в чистом виде, принята молекулярная формула углерода С, без индексации.

История открытия элемента

Сам по себе этот элемент известен с самой древности. Ведь один из главнейших минералов в природе - это каменный уголь. Поэтому для древних греков, римлян и других народностей секретом он не был.

Помимо этой разновидности, также использовали алмазы и графит. С последним долгое время было много запутанных ситуаций, так как часто без анализа состава за графит принимали такие соединения, как:

• серебристый свинец;
• карбид железа;
• сульфид молибдена.

Все они были окрашены в черный цвет и поэтому считались графитом. Позже это недоразумение было разъяснено, и данная форма углерода стала сама собой.

С 1725 года большое коммерческое значение приобретают алмазы, а в 1970 освоена технология получения их искусственным путем. С 1779 года, благодаря работам Карла Шееле, изучаются химические свойства, которые проявляет углерод. Это послужило началом ряда важнейших открытий в области данного элемента и стало основой для выяснения всех его уникальнейших особенностей.

Изотопы углерода и распространение в природе

Несмотря на то что рассматриваемый элемент - один из важнейших биогенных, его общее содержание в массе земной коры составляет 0,15 %. Так происходит от того, что он подвергается постоянной циркуляции, естественному круговороту в природе.

В целом можно назвать несколько соединений минерального характера, в состав которых входит углерод. Это такие природные породы, как:

• доломиты и известняки;
• антрацит;
• горючие сланцы;
• природный газ;
• каменный уголь;
• нефть;
• бурый уголь;
• торф;
• битумы.

Помимо этого, не следует забывать и о живых существах, которые являются просто хранилищем углеродных соединений. Ведь им образованы белки, жиры, углеводы, нуклеиновые кислоты, а значит самые жизненно важные структурные молекулы. В целом на пересчет сухой массы тела из 70 кг 15 приходится на чистый элемент. И так у каждого человека, не говоря уже о животных, растениях и прочих существах.

Если же рассмотреть и воды, то есть гидросферу в целом и атмосферу, то здесь присутствует смесь углерод-кислород, выражаемая формулой СО 2 . Диоксид или углекислый газ - один из основных газов, составляющих воздух. Именно в таком виде массовая доля углерода составляет 0,046%. Еще больше растворено углекислого газа в водах Мирового океана.

Атомная масса углерода как элемента составляет 12,011. Известно, что данная величина рассчитывается как среднее арифметическое между атомными весами всех существующих в природе изотопных разновидностей, с учетом их распространенности (в процентном соотношении). Так происходит и у рассматриваемого вещества. Есть три главных изотопа, в виде которых находится углерод. Это:

• 12 С - его массовая доля в подавляющем большинстве составляет 98,93 %;
• 13 С - 1,07 %;
• 14 С - радиоактивный, период полураспада 5700 лет, устойчивый бетта-излучатель.

В практике определения геохронологического возраста образцов широко применяется радиоактивный изотоп 14 С, который является индикатором, благодаря своему длительному периоду распада.

Аллотропные модификации элемента

Углерод - это такой элемент, который в виде простого вещества существует в нескольких формах. То есть он способен формировать самое большое из известных на сегодня число аллотропных модификаций.

1. Кристаллические вариации - существуют в виде прочных структур с правильными решетками атомного типа. К данной группе относятся такие разновидности, как:

• алмазы;
• фуллерены;
• графиты;
• карбины;
• лонсдейлиты;
• и трубки.

Все они различаются решетки, в узлах которых - атом углерода. Отсюда и совершенно уникальные, не схожие свойства, как физические, так и химические.

2. Аморфные формы - их образует атом углерода, входящий в состав некоторых природных соединений. То есть это не чистые разновидности, а с примесями других элементов в незначительном количестве. В данную группу входят:

• активированный уголь;
• каменный и древесный;
• сажа;
• углеродная нанопена;
• антрацит;
• стеклоуглерод;
• техническая разновидность вещества.

Их также объединяют особенности строения кристаллической решетки, объясняющие и проявляемые свойства.

3. Соединения углерода в виде кластеров. Такая структура, при которой атомы замыкаются в особую полую изнутри конформацию, заполняемую водой или ядрами других элементов. Примеры:

• углеродные наноконусы;
• астралены;
• диуглерод.

Физические свойства аморфного углерода

Из-за большого разнообразия аллотропных модификаций, выделить какие-то общие физические свойства для углерода сложно. Проще говорить о конкретной форме. Так, например, аморфный углерод обладает следующими характеристиками.

1. В основе всех форм - мелкокристаллические разновидности графита.
2. Высокая теплоемкость.
3. Хорошие проводниковые свойства.
4. Плотность углерода около 2 г/см 3 .
5. При нагревании свыше 1600 0 С происходит переход в графитовые формы.

Сажа, и каменные разновидности находят широкое применение в технических целях. Они не являются проявлением модификации углерода в чистом виде, однако содержат его в очень большом количестве.

Кристаллический углерод

Существует несколько вариантов, в которых углерод - вещество, формирующее правильные кристаллы различного вида, где атомы соединяются последовательно. В результате происходит образование следующих модификаций.

1. - кубическая, в которой соединяются четыре тетраэдра. В результате все ковалентные химические связи каждого атома максимально насыщенны и прочны. Это объясняет физические свойства: плотность углерода 3300 кг/м 3 . Высокая твердость, низкая теплоемкость, отсутствие электрической проводимости - все это является результатом строения кристаллической решетки. Существуют технически полученные алмазы. Образуются при переходе графита в следующую модификацию под влиянием высокой температуры и определенного давления. В целом так же высока, как и прочность - около 3500 0 С.
2. Графит. Атомы расположены подобно структуре предыдущего вещества, однако происходит насыщение только трех связей, а четвертая становится более длинной и менее прочной, она соединяет между собой "слои" гексагональных колец решетки. В результате получается, что графит - мягкое, жирное на ощупь вещество черного цвета. Обладает хорошей электрической проводимостью и имеет высокую температуру плавления - 3525 0 С. Способно к сублимации - возгонке из твердого состояния в газообразное, минуя жидкое (при температуре 3700 0 С). Плотность углерода - 2,26 г/см 3, что гораздо ниже таковой у алмаза. Это объясняет их различные свойства. Из-за слоистой структуры кристаллической решетки, возможно использование графита для изготовления грифелей простых карандашей. При проведении по бумаге чешуйки отслаиваются и оставляют на бумаге след черного цвета.
3. Фуллерены. Открыты были лишь в 80-х годах прошлого столетия. Представляют собой модификации, в которых углероды соединяются между собой в особую выпуклую замкнутую структуру, имеющую в центре пустоту. Причем форма кристалла - многогранник, правильной организации. Количество атомов четное. Самая известная форма фуллерен С 60 . Образцы подобного вещества были найдены при исследованиях:

• метеоритов;
• донных отложений;
• фольгуритов;
• шунгитов;
• космического пространства, где содержались в виде газов.

Все разновидности кристаллического углерода имеют важное практическое значение, поскольку обладают рядом полезных в технике свойств.

Химическая активность

Молекулярный углерод проявляет низкую химическую активность вследствие своей устойчивой конфигурации. Заставить его вступать в реакции можно лишь сообщив атому дополнительную энергию и заставив электроны внешнего уровня распариться. В этот момент валентность становится равна 4. Поэтому в соединениях он имеет степень окисления + 2, + 4, - 4.

Практически все реакции с простыми веществами, как металлами, так и неметаллами, протекают под влиянием высоких температур. Рассматриваемый элемент может быть как окислителем, так и восстановителем. Однако последние свойства выражены у него особенно сильно, именно на этом основано применение его в металлургической и других отраслях промышленности.

В целом способность вступать в химическое взаимодействие зависит от трех факторов:

• дисперсности углерода;
• аллотропной модификации;
• температуры реакции.

Таким образом, в ряде случаев происходит взаимодействие со следующими веществами:

• неметаллами (водородом, кислородом);
• металлами (алюминием, железом, кальцием и прочими);
• оксидами металлов и их солями.

С кислотами и щелочами не реагирует, с галогенами очень редко. Важнейшее из свойств углерода - способность образовывать длинные цепи между собой. Они могут замыкаться в цикл, формировать разветвления. Так происходит образование органических соединений, которые на сегодняшний день исчисляются миллионами. Основа этих соединений два элемента - углерод, водород. Также в состав могут входить и другие атомы: кислород, азот, сера, галогены, фосфор, металлы и прочие.

Основные соединения и их характеристика

Существует множество различных соединений, в состав которых входит углерод. Формула самого известного из них - СО 2 - углекислый газ. Однако помимо этого оксида, существует еще СО - монооксид или угарный газ, а также недооксид С 3 О 2 .

Среди солей, в состав которых входит данный элемент, самыми распространенными являются карбонаты кальция и магния. Так, карбонат кальция имеет несколько синонимов в названии, так как в природе встречается в виде:

• мела;
• мрамора;
• известняка;
• доломита.

Важное значение карбонатов щелочноземельных металлов проявляется в том, что они активные участники процессов образования сталактитов и сталагмитов, а также подземных вод.

Угольная кислота - еще одно соединение, которое образует углерод. Формула ее - Н 2 СО 3 . Однако в обычном виде она крайне неустойчива и сразу же в растворе распадается на углекислый газ и воду. Поэтому известны лишь ее соли, а не она сама, как раствор.

Галогениды углерода - получаются в основном косвенным путем, так как прямые синтезы идут лишь при очень высоких температурах и с низким выходом продукта. Одно из самых распространенных - CCL 4 - тетрахлорметан. Ядовитое соединение, способное при вдыхании вызвать отравление. Получают при реакциях радикального фотохимического замещения в метане.

Карбиды металлов - соединения углерода, в которых он проявляет степень окисления 4. Также возможно существование объединений с бором и кремнием. Главное свойство карбидов некоторых металлов (алюминия, вольфрама, титана, ниобия, тантала, гафния) - это высокая прочность и отличная электропроводность. Карбид бора В 4 С - одно из самых твердых веществ после алмаза (9,5 по Моосу). Данные соединения используются в технике, а также химической промышленности, как источники получения углеводородов (карбид кальция с водой приводит к образованию ацетилена и гидроксида кальция).

Многие сплавы металлов изготавливают с использованием углерода, значительно повышая тем самым их качественные и технические характеристики (сталь - сплав железа с углеродом).

Отдельного внимания заслуживают многочисленные органические соединения углерода, в которых он - основополагающий элемент, способный соединяться с такими же атомами в длинные цепи различного строения. К ним можно отнести:

• алканы;
• алкены;
• арены;
• белки;
• углеводы;
• нуклеиновые кислоты;
• спирты;
• карбоновые кислоты и многие другие классы веществ.

Применение углерода

Значение соединений углерода и его аллотропных модификаций в жизни человека очень велико. Можно назвать несколько самых глобальных отраслей, чтобы стало понятно, что это действительно так.

1. Данный элемент образует все виды органического топлива, из которого человек получает энергию.
2. Металлургическая промышленность использует углерод как сильнейший восстановитель для получения металлов из их соединений. Здесь же находят широкое применение карбонаты.
3. Строительство и химическая промышленность потребляют огромное количество соединений углерода для синтеза новых веществ и получения необходимых продуктов.

Также можно назвать такие отрасли хозяйства, как:

• ядерная промышленность;
• ювелирное дело;
• техническое оборудование (смазки, жаропрочные тигли, карандаши и прочее);
• определение геологического возраста пород - радиоактивный индикатор 14 С;
• углерод - прекрасный адсорбент, что позволяет использовать его для изготовления фильтров.

Круговорот в природе

Масса углерода, находящегося в природе, включена в постоянный круговорот, который циклически совершается ежесекундно по всему земному шару. Так, атмосферный источник углерода - СО 2 , поглощается растениями и выделяется всеми живыми существами в процессе дыхания. Попадая в атмосферу, он снова поглощается, и так цикл не прекращается. При этом отмирание органических остатков приводит к высвобождению углерода и накоплению его в земле, откуда затем он снова поглощается живыми организмами и выводится в атмосферу в виде газа.