Fizikalna i kemijska svojstva ugljika. Valentna stanja ugljikovog atoma

Opće informacije i metode prikupljanja

Ugljik (C) je nemetal. Naziv dolazi od riječi ugljen, au prirodi se nalazi u slobodnom stanju iu obliku brojnih spojeva. Kao produkti raspadanja drevnih formacija, postoje ugljeni, čija je glavna komponenta ugljik.

Nafta, ozocerit (gorski vosak) i asfalt također su spojevi ugljika, koji su očito nastali raspadom drevnih organizama,

Ugljik je glavna komponenta životinjskog i biljnog svijeta.

Unatoč velikoj raznolikosti čvrstih kondenziranih ugljikovih sustava (ugljen, koks, čađa, grafit, dijamant itd.), on ima dvije kristalne modifikacije: heksagonalnu (ravnotežnu) u obliku grafita i kubičnu (metastabilnu) u obliku dijamanta. Ugljik dobiven toplinskom razgradnjom svojih spojeva ima gustu crnu boju. Ranije se crni ugljik smatrao posebnom amorfnom modifikacijom elementa. Prema novijim podacima, fina struktura ove modifikacije odgovara grafitu.

Grafit stvara prilično opsežne naslage. Dobro oblikovani kristali grafita su rijetki. Grafit je fleksibilan, mekan, ima blagi metalni sjaj i razlikuje se po prljanju. Prirodni grafit često je kontaminiran drugim elementima (do 20°/o), stoga se umjetni grafit visoke čistoće koristi za potrebe suvremene tehnologije i prije svega nuklearne energije. Za proizvodnju umjetnog grafita uglavnom se koristi naftni koks kao punilo, a katran kao vezivo. Kao dodaci punilu koriste se prirodni grafit i čađa. Ponekad se kao vezivo koriste neke sintetičke smole, kao što su furan ili fenolne smole. Proizvodnja umjetnog grafita sastoji se od niza mehaničkih operacija (drobljenje, mljevenje, prosijavanje koksa na frakcije, miješanje koksa s vezivima, kalupljenje sirovina) i toplinskog žarenja na različitim temperaturama i trajanjima. Grafitizacija - završna toplinska obrada kojom se ugljični materijal pretvara u grafit, provodi se na 3000-3100°C.

Ugljik u obliku dijamanta je vrlo tvrd, potpuno proziran (u svom čistom obliku) kristal koji snažno lomi svjetlost. Prirodne facete dijamanta često su facete pravilnih oktaedra; međutim, među nx tetraedrom postoje i drugi oblici kubičnog sustava, što ukazuje da dijamant pripada tetraedarskom hemeedru kubičnog sustava.

U prirodi se dijamanti nalaze uglavnom u placerima, odnosno u aluvijalnim stijenama. Na više mjesta dijamanti su pronađeni u olivinima vulkanskog podrijetla, u takozvanim kimberlitnim cijevima.

U poslijeratnom razdoblju uspostavljena je industrijska proizvodnja umjetnih dijamanata kao neophodne sirovine za izradu raznih pasta i reznih alata.

Fizička svojstva

Atomske karakteristike. Atomski broj ugljika je 6, atomska masa je 12,01115 amu, atomski volumen je 3,42 * 10-6 m 3 / mol. Kovalent atomskog radijusa je 0,077 nm; ionski radijus C 4 + 0,02 nm. Konfiguracija vanjskih elektronskih ljuski ugljikovog atoma je 2n,2 2p 2 . Ugljik se sastoji od dva stabilna izotopa |2C i |3C, čija je zastupljenost 98,892 odnosno 1,108%. Poznati su radioaktivni izotopi s masenim brojevima 10, 11, 14, 15, čiji je poluživot 19,1 s, 1224 s, 5567 godina, 2,4 s.

Alotropske modifikacije - grafit i dijamant. Grafit ima heksagonalnu kubičnu rešetku, čiji su periodi na sobnoj temperaturi: a=0,2456 nm, c=0,6696 nm. Dijamant ima kubičnu rešetku s periodom a = 0,356679 nm. Potencijali ionizacije ugljikovog atoma / (eV): 11,264; 24.376; 47.86. Elektronegativnost 2.5. Rad rada elektrona<р=4,7 эВ. Эффективное поперечное сечение захвата тепловых нейтронов 0,0034*10 -28 м 2 .

Gustoća. Na sobnoj temperaturi rendgenska gustoća grafita je 2,666 Mg/m 3 , piknometrijska gustoća je 2,253 Mg/m 3 ; pod istim uvjetima rendgenska gustoća dijamanta iznosi 3,515 Mg/m 3 , a piknometrijska gustoća 3,514 Mg/m 3 .

Mehanička svojstva

Dijamant po tvrdoći nadmašuje sve druge tvari, pa se može brusiti i općenito obrađivati ​​samo dijamantnim prahom. Unatoč velikoj tvrdoći, dijamant je vrlo krhak.

Mikrotvrdoća dijamanta po Knuppu na 20 °C iznosi 88200 MPa. Mikrotvrdoća, određena pomoću konvencionalne piramide, 78500 MPa. Vlačna čvrstoća na sobnoj temperaturi a v - = 1760-4-1780 MPa; modul normalne elastičnosti na napetost E = 1141,1 GPa, u smjeru t=1202 GPa, au smjeru t=1052 GPa (podaci se odnose na sobnu temperaturu).

Grafit je manje tvrd od dijamanta. Na Mohsovoj ljestvici tvrdoća dijamanta je 10 a grafita 1. elektroda). U poprečnom smjeru a n = 6,18n-8,93 MPa. Na nitima od grafita može se dobiti o B =26- i -28 MPa; na grafitnim "brkovima" postignuta je čvrstoća od 480-500 MPa (podaci se odnose na sobnu temperaturu). Grafit relativno dobro podnosi tlačna opterećenja. Dakle, o ™ reaktorskog grafita pri 20 "C iznosi 20,6-34,3 MPa. U zgusnutom grafitu ova se karakteristika može povećati na 70 MPa. Kompresibilnost grafita u \u003d 3,24 * 10 -11 Pa-1, kompresibilnost dijamanta x \u003d 0,23 -Yu - "Pa -1.

Kemijska svojstva

U spojevima pokazuje oksidacijska stanja -4, +2 i +4.

Ugljik, bez obzira na modifikaciju, ima nisku kemijsku aktivnost. Ne otapa se u uobičajenim otapalima, ali se dobro otapa u rastaljenim metalima, posebno u metalima IVA - V1IIA podskupina periodnog sustava. Kad se taline ohlade, ugljik se taloži ili u obliku slobodnog grafita ili u obliku spojeva metal-ugljik. Dijamant ima vrlo visoku kemijsku otpornost. Ne podliježe utjecaju kiselina i baza. Kada se zagrije u kisiku iznad 800 °C, dijamant izgara do CO 2 . Ako se dijamant zagrijava bez pristupa zraku, tada se pretvara u grafit.

Grafit se lakše kemijski napada nego dijamant; zagrijavanjem u čistom kisiku zapali se već pri 637—642 C. Grafit, navlažen koncentriranom dušičnom kiselinom, bubri zagrijavanjem do crvene vrućine. Kada se tretira koncentriranom sumpornom kiselinom u prisutnosti oksidirajućih sredstava, grafit bubri i postaje tamno plav. Neke vrste crnog ugljika zapale se u atmosferi kisika čak i pri laganom zagrijavanju. Crni ugljik već stupa u interakciju s fluorom na uobičajenim temperaturama. Kada se zagrijava, ugljik se spaja s mnogim elementima: vodikom, sumporom, silicijem, borom itd. U prirodi se uočava široka raznolikost spojeva ugljik-vodik.

U interakciji s kisikom ugljik tvori dva jednostavna oksida. Produkt potpunog izgaranja ugljika je CO 2 dioksid, pri nepotpunom izgaranju nastaje CO oksid. Toplina stvaranja CO 2 tijekom oksidacije grafita D # 0 br = 395,2 kJ / mol, a CO D / / 0 br = 111,5 kJ / / mol, tj. znatno niža. CO2 je bezbojan, nezapaljiv plin blagog slatkog mirisa. 1,529 puta je teži od zraka, lako se ukapljuje na 20 °C i tlaku od 5,54 MPa, stvarajući bezbojnu tekućinu. Kritična temperatura C0 2 31,4 °C, kritični tlak 7,151 MPa. Pri normalnom tlaku CO 2 sublimira na

78,32 °C. CO nastaje pri izgaranju ugljena uz nedovoljan protok zraka, otrovni je plin koji nema ni mirisa ni boje; ne podržava gorenje, ali je sam zapaljiv; 0,967 puta lakši od zraka. Pri atmosferskom tlaku, CO se ukapljuje na -191,34°C i skrućuje na -203,84°C.

Ugljik stupa u interakciju sa sumporom. Kada se njegova para prođe preko vrućeg drvenog ugljena, nastaje ugljikov disulfid CS 2 (ugljični disulfid). Niži ugljični sulfidi su nestabilni. Ugljični disulfid je bezbojna tekućina zagušljivog mirisa. Vrelište CS 2 je 46,2 "C, skrućivanje je -110,6 ° C. Tlak pare CS 2 na 293 K je 0,0385 MPa. Ugljikov disulfid je endoterman spoj, oko 64,5 kJ / mol se oslobađa tijekom njegove razgradnje. CS 2 eksplozivan, ali se eksplozivna reakcija ne širi široko. Od ostalih spojeva ugljika sa sumporom treba istaknuti COS, koji je plin bez boje i mirisa; COS je vrlo zapaljiv. COS nastaje kada se smjesa sumpora i ugljičnog monoksida para se zajedno propušta kroz vruću cijev. COS se ukapljuje na ^ 49,9 "C, a stvrdnjava na -137,8 °C.

Ugljik reagira s dušikom. Kada se različiti organski proizvodi (koža, vuna, itd.) kalciniraju bez pristupa zraku, nastaju spojevi koji sadrže monovalentni radikal CN. Najjednostavnija kiselina HCN, koja je derivat cijanida, naziva se cijanovodična, a njezini suncecijanidi. Cijanovodična kiselina je bezbojna tekućina koja vre na 26,66 °C; u visokom razrjeđenju ima miris sličan mirisu gorkih badema. HCN se stvrdnjava na -14,85°C, izuzetno je otrovan. Kalijev i natrijev cijanid naširoko se koriste u proizvodnji zlata, kao iu galvanizaciji plemenitih metala.

Postoje ugljikovi spojevi s halogenima. Ugljikov fluorid CF 4 je bezbojni plin s vrelištem od -128 "C, talištem od -183,44 ° C. CF 4 se dobiva ili izravnom interakcijom fluora i ugljika ili djelovanjem AgF na CC1 4 na 300 ° C. Ugljikov tetraklorid SCC- bezbojna, nezapaljiva tekućina s blagim karakterističnim mirisom. SSC vrije na 76,86°C, a skrutne se na -22,77°C. Na uobičajenim temperaturama, SCC je kemijski inertan, ne reagira s bazama ili kiselinama. STS vrlo dobro otapa organske tvari; često se koristi kao otapalo za masti, ulja, smole itd.

Spojevi ugljika s metalima, kao i s borom i silicijem, nazivaju se karbidi. Karbidi se dijele u dvije glavne klase: vodorazgradivi i vodootporni. Karbidi razgradljivi u vodi mogu se smatrati solima acetilena; u skladu s tim, sastav odgovara općim formulama Me ^ Cr, Me "C 2 i Me 2 (C 2) 3. Acetilidi se cijepaju s vodom ili razrijeđenim kiselinama u acetilen.

U skupinu karbida otpornih na vodu ili razrijeđene kiseline spadaju spojevi ugljika s prijelaznim metalima, kao i SiC. Kristalna struktura karbida, osim SiC, je kubična, tipa NaCl. Takvi se kabridi ponekad nazivaju metalnim spojevima, budući da imaju visoku električnu i toplinsku vodljivost i metalni sjaj. Spoj silicija s ugljikom SiC je karborund. Ima vrlo visoku tvrdoću, a njegova kristalna struktura je slična dijamantu. Toplina stvaranja SiC D # 0 br = 117,43 kJ / mol. Karbidi otporni na vodu i nerazrijeđene kiseline također uključuju B 4 C, Cr 4 C, Cr 3 C 2 i neke druge.

Područja upotrebe

Najširu primjenu ugljik je dobio u metalurškoj industriji, prvenstveno u proizvodnji visokih peći, gdje se koristi njegova sposobnost obnavljanja željeza iz ruda. Ugljik se u proizvodnji visokih peći koristi u obliku koksa koji se dobiva zagrijavanjem ugljena bez zraka. Metalurški koks sadrži do 90% C, 1% H, 3% O, 0,5-1% N i 5% pepela, t.j. vatrootporne komponente. Koks gori plavičastim plamenom bez čađe, a njegova ogrjevna vrijednost je 30-32 MJ/kg. Grafit se koristi kao vatrostalni materijal za lončiće za taljenje koji je otporan na nagle promjene temperature. Također se koristi za izradu olovaka, maziva, vatrootpornih boja itd.

Grafit, koji ima visoku električnu vodljivost, nalazi različite primjene u elektrotehnici i elektroformiranju (elektrode, mikrofonski ugljeni, neke vrste grafita za žarulje sa žarnom niti itd.). Također je jedan od strukturnih materijala za nuklearne reaktore. Proizvodnja grafita u našoj zemlji regulirana je GOST 17022-81, koji se odnosi na glavne vrste prirodnog grafita. Prema ovom GOST-u, tri razreda grafita za podmazivanje GS-1 do 3, dva razreda grafita za lončić GT, dva razreda livničkog grafita GL, tri razreda akumulatorskog grafita GAK, četiri razreda elektrougljičnog grafita GEM, tri razreda elementarnog grafita GE (koriste se za proizvodnju galvanskih članaka) proizvode se dva razreda olovkastog grafita GK, dva razreda dijamantnog grafita GAL (za proizvodnju dijamanata i drugih proizvoda gdje se zahtijeva visoka inertnost, čistoća i električna vodljivost). Sadržaj pepela u nižim stupnjevima grafita za podmazivanje, elektrode i ljevaonice iznosi 13-18 °/o, au nekim slučajevima i do 25% mase (npr.

U nuklearnoj energetici koristi se umjetni grafit, čija je metoda korištenja razvijena krajem prošlog stoljeća.

Ugljik je, možda, glavni i najčudesniji kemijski element na Zemlji, jer uz njegovu pomoć nastaje ogroman broj različitih spojeva, kako anorganskih tako i organskih. Ugljik je osnova svih živih bića, možemo reći da je ugljik, uz vodu i kisik, osnova života na našem planetu! Ugljik ima različite oblike koji nisu slični ni po svojim fizikalno-kemijskim svojstvima ni po izgledu. Ali sve je to karbon!

Povijest otkrića ugljika

Ugljik je poznat čovječanstvu od davnina. Grafit i ugljen koristili su stari Grci, a dijamanti u Indiji. Istina, spojevi slični izgledom često su pogrešno smatrani grafitom. Međutim, grafit se široko koristio u antici, posebno za pisanje. Čak i njegovo ime dolazi od grčke riječi "grapho" - "pišem". Grafit se sada koristi u olovkama. Dijamantima se prvi put počelo trgovati u Brazilu u prvoj polovici 18. stoljeća, od tada su otkrivena mnoga nalazišta, a 1970. godine razvijena je tehnologija za umjetnu proizvodnju dijamanata. Takvi umjetni dijamanti koriste se u industriji, dok se prirodni, pak, koriste u nakitu.

ugljika u prirodi

Najznačajnija količina ugljika skuplja se u atmosferi i hidrosferi u obliku ugljičnog dioksida. Atmosfera sadrži oko 0,046% ugljika, a još više - u otopljenom obliku u Svjetskom oceanu.

Osim toga, kao što smo vidjeli gore, ugljik je osnova živih organizama. Na primjer, ljudsko tijelo od 70 kg sadrži oko 13 kg ugljika! To je samo u jednoj osobi! A ugljik se također nalazi u svim biljkama i životinjama. Pa razmislite...

Kruženje ugljika u prirodi

Alotropske modifikacije ugljika

Ugljik je jedinstveni kemijski element koji tvori takozvane alotropske modifikacije ili, jednostavnije, različite oblike. Ove modifikacije se dijele na kristalne, amorfne i u obliku klastera.

Modifikacije kristala imaju ispravnu kristalnu rešetku. U ovu grupu spadaju: dijamant, fulerit, grafit, lonsdaleit, karbonska vlakna i cijevi. Velika većina kristalnih modifikacija ugljika nalazi se na prvom mjestu na ljestvici "Najteži materijali na svijetu".

Alotropski oblici ugljika: a) lonsdaleit; b) dijamant;
c) grafit; d) amorfni ugljik; e) C60 (fuleren); f) grafen;
g) jednoslojne nanocijevi

Amorfne oblike tvori ugljik s malim primjesama drugih kemijskih elemenata. Glavni predstavnici ove skupine su: ugljen (kameni, drveni, aktivirani), čađa, antracit.

Najsloženiji i visokotehnološki su ugljikovi spojevi u obliku klastera. Klasteri su posebna struktura u kojoj su atomi ugljika raspoređeni tako da tvore šuplji oblik koji je iznutra ispunjen atomima drugih elemenata, poput vode. Nema toliko predstavnika u ovoj skupini, uključuje ugljikove nanokone, astralene i dikarbon.

Grafit - "tamna strana" dijamanta

Primjena ugljika

Ugljik i njegovi spojevi od velike su važnosti u životu čovjeka. Ugljik čini glavne vrste goriva na Zemlji - prirodni plin i naftu. Ugljikovi spojevi naširoko se koriste u kemijskoj i metalurškoj industriji, u građevinarstvu, inženjerstvu i medicini. Alotropske modifikacije u obliku dijamanata koriste se u nakitu, fullerit i lonsdaleite u raketnoj znanosti. Od spojeva ugljika izrađuju se razna maziva za mehanizme, tehničku opremu i još mnogo toga. Današnja industrija ne može bez ugljika, koristi se posvuda!

1. U svim organskim spojevima ugljikov atom ima valenciju 4.

2. Ugljik može tvoriti jednostavne i vrlo složene molekule (visokomolekularni spojevi: proteini, gume, plastika).

3. Atomi ugljika spajaju se ne samo s drugim atomima, već i jedni s drugima, tvoreći različite lance ugljika - ugljika - ravne, razgranate, zatvorene:

4. Za ugljikove spojeve karakteristična je pojava izomerije, t.j. kada tvari imaju isti kvalitativni i kvantitativni sastav, ali različitu kemijsku strukturu, a time i različita svojstva. Na primjer: empirijska formula C 2 H 6 O odgovara dvjema različitim strukturama tvari:

etilni alkohol, dimetil eter,

tekućina, t 0 kip. \u003d +78 0 S plin, t 0 kip. \u003d -23,7 0 S

Stoga su etilni alkohol i dimetil eter izomeri.

5. Vodene otopine većine organskih tvari su neelektroliti, njihove se molekule ne raspadaju na ione.

Izomerija.

Godine 1823. fenomen je otkriven izomerija- postojanje tvari s istim sastavom molekula, ali s različitim svojstvima. Koja je razlika između izomera? Budući da im je sastav isti, uzrok se može tražiti samo u različitom redoslijedu veza atoma u molekuli.

Čak i prije stvaranja teorije kemijske strukture, A.M. Butlerov je predvidio da za C 4 H 10 butan, koji ima linearnu strukturu CH 3 - CH 2 - CH 2 - CH 3 t 0 (vr. -0,5 0 C), postojanje druge tvari s istom molekularnom formulom, ali s različitim redoslijedom povezivanja ugljikovih atoma u molekulu:

izobutan

t 0 kip. - 11.7 0 S

Tako, izomeri- to su tvari koje imaju istu molekulsku formulu, ali različitu kemijsku strukturu, a time i različita svojstva. Postoje dvije glavne vrste izomerije − strukturalni i prostorni.

Strukturalni nazvani izomeri, koji imaju različit redoslijed veza atoma u molekuli. Postoje tri vrste:

Izomerija ugljikovog skeleta:

C - C - C - C - C C - C - C - C

Izomerija višestrukih veza:

C \u003d C - C - C C - C \u003d C - C

Međuklasna izomerija:

propionska kiselina

Prostorna izomerija. Prostorni izomeri imaju iste supstituente na svakom atomu ugljika. Ali se razlikuju po međusobnom rasporedu u prostoru. Postoje dvije vrste ove izomerije: geometrijska i optička. Geometrijska izomerija karakteristična je za spojeve koji imaju planarnu strukturu molekula (alkeni, cikloalkani, alkadieni itd.). Ako su isti supstituenti na atomima ugljika, na primjer, s dvostrukom vezom, na jednoj strani ravnine molekule, tada će to biti cis-izomer, na suprotnim stranama - trans-izomer:

Optička izomerija- karakteristika spojeva koji imaju asimetrični ugljikov atom, koji je povezan s četiri različita supstituenta. Optički izomeri su zrcalne slike jedan drugoga. Na primjer:

Elektronska struktura atoma.

Struktura atoma proučava se u anorganskoj kemiji i fizici. Poznato je da atom određuje svojstva kemijskog elementa. Atom se sastoji od pozitivno nabijene jezgre, u kojoj je koncentrirana sva njegova masa, i negativno nabijenih elektrona koji okružuju jezgru.

Budući da se jezgre atoma koji reagiraju ne mijenjaju tijekom kemijskih reakcija, fizikalna i kemijska svojstva atoma ovise o strukturi elektronskih ljuski atoma. Elektroni se mogu kretati od jednog atoma do drugog, mogu se kombinirati i tako dalje. Stoga ćemo detaljno razmotriti pitanje raspodjele elektrona u atomu na temelju kvantne teorije strukture atoma. Prema ovoj teoriji, elektron istovremeno ima svojstva čestice (masa, naboj) i valne funkcije. Za pokretne elektrone nemoguće je odrediti točnu lokaciju. Nalaze se u prostoru u blizini atomske jezgre. Može se definirati vjerojatnost pronalaženje elektrona u različitim dijelovima prostora. Elektron je takoreći "razmazan" u tom prostoru u obliku oblaka (slika 1), čija se gustoća smanjuje.

Slika 1.

Naziva se područje prostora u kojem je vjerojatnost pronalaska elektrona najveća (≈ 95%) orbitalni.

Prema kvantnoj mehanici, stanje elektrona u atomu određeno je s četiri kvantna broja: glavni (n), orbitalni (l), magnetski(m) i vrtjeti(s).

Glavni kvantni broj n - karakterizira energiju elektrona, udaljenost orbitale od jezgre, tj. energetsku razinu i uzima vrijednosti 1, 2, 3 itd. ili K, L, M, N, itd. Vrijednost n = 1 odgovara najnižoj energiji. S povećanjem n energija elektrona raste. Maksimalni broj elektrona u energetskoj razini određen je formulom: N = 2n2, gdje je n broj razine, dakle, kada:

n=1 N=2 n=3 N=18

n = 2 N = 8 n = 4 N = 32 itd.

Unutar energetskih razina, elektroni su raspoređeni u podrazine (ili podljuske). Njihov broj odgovara broju energetske razine, ali su karakterizirani orbitalni kvantni broj l, koji određuje oblik orbitale. Uzima vrijednosti od 0 do n-1. Na

n=1 l= 0 n = 2 l= 0, 1 n = 3 l= 0, 1, 2 n = 4 l= 0, 1, 2, 3

Maksimalni broj elektrona u podrazini određen je formulom: 2(2l + 1). Za podrazine prihvaćaju se oznake slova:

l = 1, 2, 3, 4

Prema tome, ako je n = 1, l= 0, podrazina s.

n = 2 l= 0, 1, podrazina s, str.

Maksimalan broj elektrona u podrazinama:

N s = 2 N d = 10

N p = 6 N f = 14 itd.

Ne može biti više od ovog broja elektrona na podrazinama. Oblik elektronskog oblaka određen je vrijednošću l. Na
l= 0 (s-orbitala) elektronski oblak ima sferni oblik i nema prostornu orijentaciju.

Slika 2.

Na l = 1 (p-orbitala) elektronski oblak ima oblik bučice ili oblik "osmice":

Slika 3

Magnetski kvantni broj m karakterizira
raspored orbitala u prostoru. Može poprimiti vrijednosti bilo kojeg broja od –l do +l, uključujući 0. Broj mogućih vrijednosti magnetskog kvantnog broja za danu vrijednost l jednako (2 l+ 1). Na primjer:

l= 0 (s-orbitala) m = 0, tj. S orbitala ima samo jedan položaj u prostoru.

l= 1 (p-orbitala) m = -1, 0, +1 (3 vrijednosti).

l= 2 (d-orbitala) m = -2, -1, 0, +1, +2, itd.

p i d orbitale imaju 3 odnosno 5 stanja.

Orbitale p izdužene su duž koordinatnih osi i označavaju se s p x , p y , p z -orbitalama.

Spinski kvantni broj s- karakterizira rotaciju elektrona oko vlastite osi u smjeru kazaljke na satu i suprotno od njega. Može imati samo dvije vrijednosti +1/2 i -1/2. Struktura elektronske ljuske atoma predstavljena je elektroničkom formulom koja prikazuje raspodjelu elektrona po energetskim razinama i podrazinama. U ovim formulama razine energije označene su brojevima 1, 2, 3, 4 ..., podrazine - slovima s, p, d, f. Broj elektrona u podrazini zapisan je kao potencija. Na primjer: najveći broj elektrona po s 2 , p 6 , d 10 , f 14 .

Elektroničke formule često su prikazane grafički, koje pokazuju distribuciju elektrona ne samo u razinama i podrazinama, već iu orbitalama, označenim pravokutnikom. Podrazine su podijeljene u kvantne ćelije.

Slobodna kvantna ćelija

Ćelija s nesparenim elektronom

Ćelija sa sparenim elektronima

Postoji jedna kvantna ćelija na s-podrazini.

Na p-podrazini nalaze se 3 kvantne stanice.

Postoji 5 kvantnih stanica na d-podrazini.

Postoji 7 kvantnih stanica na f-podrazini.

Određuje se raspodjela elektrona u atomima Paulijevo načelo i Gundovo pravilo. Prema Paulijevom principu: atom ne može imati elektrone s istim vrijednostima sva četiri kvantna broja. Sukladno Paulijevom principu, u energetskoj ćeliji mogu postojati jedan, najviše dva elektrona suprotnih spinova. Punjenje stanica događa se prema Hundovom principu, prema kojem se elektroni prvo nalaze jedan po jedan u svakoj pojedinoj ćeliji, a zatim, kada su sve ćelije danog podrazina zauzete, počinje sparivanje elektrona.

Redoslijed popunjavanja atomskih elektronskih orbitala određen je pravilima V. Klechkovskog, ovisno o zbroju (n + l):

prvo se popunjavaju one podrazine za koje je taj iznos manji;

za iste vrijednosti zbroja (n + l) prvo se podrazina popunjava manjom vrijednošću n.

Na primjer:

a) razmotrite popunjavanje podrazina 3d i 4s. Definirajmo zbroj (n + l):

y 3d(n + l) = 3 + 2 = 5, y 4s (n + l) = 4 + 0 = 4, tako da se prvo popunjava podrazina 4s, a zatim podrazina 3d.

b) za podrazine 3d, 4p, 5s, zbroj vrijednosti (n + l) = 5. U skladu s pravilom Klechkovsky, punjenje počinje s manjom vrijednošću n, tj. 3d → 4p → 5s. Punjenje energetskih razina i podrazina atoma elektronima odvija se u sljedećem nizu: valencija n = 2 n = 1

Be ima upareni par elektrona u 2s 2 podrazini. Da bi se dovela energija izvana, ovaj par elektrona može se razdvojiti i atom može postati valentan. U tom slučaju dolazi do prijelaza elektrona s jedne podrazine na drugu podrazinu. Ovaj proces se zove pobuda elektrona. Grafička formula Be u pobuđenom stanju izgledat će ovako:

a valencija je 2.

U stanju veze ugljik je dio tzv. organskih tvari, tj. mnogih tvari koje se nalaze u tijelu svake biljke i životinje. U vodi i zraku nalazi se u obliku ugljičnog dioksida, au tlu i masi zemljine kore u obliku soli ugljičnog dioksida i organskih ostataka. Raznolikost tvari koje čine tijelo životinja i biljaka poznata je svima. Vosak i ulje, terpentin i smola, pamučni papir i bjelančevine, tkivo biljne stanice i životinjsko mišićno tkivo, vinska kiselina i škrob - sve te i mnoge druge tvari uključene u tkiva i sokove biljaka i životinja su ugljikovi spojevi. Područje ugljikovih spojeva toliko je veliko da čini posebnu granu kemije, tj. kemiju ugljikovih ili bolje rečeno ugljikovodičnih spojeva.

Ove riječi iz Osnova kemije D. I. Mendeljejeva služe kao detaljan epigraf naše priče o vitalnom elementu - ugljiku. No, ovdje postoji jedna teza koja se, sa stajališta moderne znanosti o materiji, može argumentirati, ali o tome u nastavku.

Vjerojatno će prsti na rukama biti dovoljni da se izbroje kemijski elementi kojima nije posvećena barem jedna znanstvena knjiga. Ali neovisna popularno-znanstvena knjiga - ne nekakva brošura na 20 nepunih stranica s koricama od omotnog papira, već sasvim solidan volumen od gotovo 500 stranica - ima samo jedan element u aktivi - ugljik.

Općenito, literatura o ugljiku je najbogatija. To su, prvo, sve knjige i članci organskih kemičara bez iznimke; drugo, gotovo sve vezano uz polimere; treće, nebrojene publikacije vezane uz fosilna goriva; četvrto, značajan dio biomedicinske literature ...

Stoga nećemo pokušavati obuhvatiti neizmjernost (nisu je slučajno autori popularne knjige o elementu br. 6 nazvali “Neiscrpna”!), već ćemo se usredotočiti samo na ono glavno iz glavne točke – pokušat ćemo sagledati ugljik s tri gledišta.

Ugljik je jedan od rijetkih elemenata"Bez obitelji, bez plemena." Povijest ljudskog kontakta s ovom tvari seže u pretpovijesno doba. Ime pronalazača ugljika je nepoznato, a također se ne zna koji je od oblika elementarnog ugljika - dijamant ili grafit - otkriven ranije. I jedno i drugo dogodilo se predugo. Sa sigurnošću se može reći samo jedno: prije dijamanta i prije grafita otkrivena je tvar koja se prije nekoliko desetljeća smatrala trećim, amorfnim oblikom elementarnog ugljika - ugljen. Ali u stvarnosti, drveni ugljen, čak ni ugljen, nije čisti ugljik. Sadrži vodik, kisik i tragove drugih elemenata. Istina, oni se mogu ukloniti, ali čak ni tada ugljik iz ugljena neće postati samostalna modifikacija elementarnog ugljika. To je ustanovljeno tek u drugoj četvrtini našeg stoljeća. Strukturna analiza pokazala je da je amorfni ugljik u biti isti grafit. To znači da nije amorfan, već kristalan; samo su njegovi kristali vrlo mali i u njima ima više nedostataka. Nakon toga su počeli vjerovati da ugljik na Zemlji postoji samo u dva elementarna oblika – u obliku grafita i dijamanta.

Jeste li ikada razmišljali o razlozima oštre "razdjelnice" svojstava koja teče u drugoj kratkoj periodi periodnog sustava duž crte koja odvaja ugljik od dušika koji ga slijedi? Dušik, kisik, fluor su u normalnim uvjetima plinoviti. Ugljik - u bilo kojem obliku - je čvrsta tvar. Talište dušika je minus 210,5°C, a ugljika (u obliku grafita pod pritiskom preko 100 atm) oko plus 4000°C...

Dmitrij Ivanovič Mendeljejev prvi je sugerirao da je ta razlika posljedica polimerne strukture molekula ugljika. Napisao je: "Kad bi ugljik formirao molekulu C 2, poput O 2, to bi bio plin." I dalje: “Sposobnost atoma ugljena da se međusobno spajaju i daju složene molekule očituje se u svim spojevima ugljika. Ni u jednom elementu takva sposobnost komplikacije nije razvijena u tolikoj mjeri kao u ugljiku. Do sada ne postoji osnova za određivanje stupnja polimerizacije molekule ugljena, grafita, dijamanta, samo se može misliti da sadrže C p, gdje je n velika vrijednost.

Ugljik i njegovi polimeri

Ova pretpostavka je potvrđena u naše vrijeme. I grafit i dijamant su polimeri sastavljeni od istih atoma ugljika.

Prema prikladnoj primjedbi profesora Yu.V. Khodakov, "na temelju prirode sila koje treba nadvladati, zanimanje rezača dijamanata moglo bi se pripisati kemijskim zanimanjima." Doista, rezač mora svladati ne relativno slabe sile međumolekularnog međudjelovanja, već sile kemijskog vezivanja, koje spajaju ugljikove atome u molekulu dijamanta. Svaki kristal dijamanta, čak i ogroman Cullinan od šest stotina grama, u biti je jedna molekula, molekula vrlo pravilnog, gotovo savršeno izgrađenog, trodimenzionalnog polimera.

Grafit je druga stvar. Ovdje se uređenost polimera proteže samo u dva smjera - duž ravnine, a ne u prostoru. U komadu grafita te ravnine tvore prilično gust paket, čiji slojevi nisu međusobno povezani kemijskim silama, već slabijim silama međumolekularnog međudjelovanja. Zato se tako lako - čak i od dodira s papirom - grafit ljušti. Istodobno, vrlo je teško slomiti grafitnu ploču u poprečnom smjeru - ovdje se kemijska veza suprotstavlja.

Značajke molekularne strukture objašnjavaju veliku razliku u svojstvima grafita i dijamanta. Grafit je odličan vodič topline i elektriciteta, dok je dijamant izolator. Grafit uopće ne propušta svjetlost - dijamant je proziran. Bez obzira kako je dijamant oksidiran, samo će CO 2 biti produkt oksidacije. A oksidacijom grafita može se dobiti nekoliko međuproizvoda, po želji, posebno grafitne (promjenjivog sastava) i melitične C6(COOH)6 kiseline. Kisik se, takoreći, uglavio između slojeva grafitnog paketa i oksidira samo neke atome ugljika. U dijamantnom kristalu nema slabih točaka, pa je moguća potpuna oksidacija ili potpuna neoksidacija - nema trećeg puta ...

Dakle, postoji "prostorni" polimer elementarnog ugljika, postoji "planarni". Načelno se dugo pretpostavljalo postojanje "jednodimenzionalnog" linearnog polimera ugljika, ali on nije pronađen u prirodi.

Za sada nije pronađen. Nekoliko godina nakon sinteze, linearni ugljikov polimer pronađen je u meteoritskom krateru u Njemačkoj. I prvi sovjetski kemičari V. V. Korshak, A. M. Sladkov, V. I. Kasatochkin i Yu.P. Kudrjavcev. Linearni polimer ugljika nazvan je karbin. Izvana izgleda kao crni fino kristalni prah, ima svojstva poluvodiča, a pod djelovanjem svjetlosti električna vodljivost karbina se znatno povećava. Karabin je otkrio i potpuno neočekivana svojstva. Pokazalo se, primjerice, da krv u dodiru s njim ne stvara ugruške - krvne ugruške, pa su se vlakna presvučena karbinom počela koristiti u izradi umjetnih krvnih žila koje tijelo ne odbacuje.

Prema otkrivačima karbina, najteže im je bilo utvrditi kakvim su vezama lančano povezani ugljikovi atomi. Mogao bi imati izmjenične jednostruke i trostruke veze (-C = C-C=C -C=), ili bi mogao imati samo dvostruke veze (=C=C=C=C=)... A mogao bi imati obje u isto vrijeme . Tek nekoliko godina kasnije Korshak i Sladkov uspjeli su dokazati da u karbinu nema dvostrukih veza. Međutim, budući da je teorija dopuštala postojanje linearnog ugljičnog polimera samo s dvostrukim vezama, pokušalo se dobiti ovu varijantu - u biti, četvrtu modifikaciju elementarnog ugljika.

Ugljik u mineralima

Ova tvar je dobivena u Institutu za organoelementne spojeve Akademije znanosti SSSR-a. Novi linearni ugljikov polimer nazvan je polikumulen. Sada je poznato najmanje osam linearnih polimera ugljika koji se međusobno razlikuju po strukturi kristalne rešetke. U stranoj literaturi svi se oni nazivaju karabini.

Ovaj element je uvijek četverovalentan, ali budući da je točno u sredini perioda, njegovo oksidacijsko stanje u različitim okolnostima je ili +4 ili -4.U reakcijama s nemetalima je elektropozitivan, s metalima - naprotiv. Čak iu slučajevima kada veza nije ionska, već kovalentna, ugljik ostaje vjeran sebi - njegova formalna valencija ostaje jednaka četiri.

Postoji vrlo malo spojeva u kojima ugljik barem formalno pokazuje valenciju koja nije četiri. Općenito je poznat samo jedan takav spoj, CO, ugljični monoksid, u kojem se čini da je ugljik dvovalentan. Upravo se čini, jer u stvarnosti postoji složenija vrsta veze. Atomi ugljika i kisika povezani su 3-kovalentnom polariziranom vezom, a strukturna formula ovog spoja napisana je kako slijedi: O + \u003d C ".

Godine 1900. M. Gomberg dobio je organski spoj trifenilmetil (C 6 H 5) 3 C. Činilo se da je ugljikov atom ovdje trovalentan. Ali kasnije se pokazalo da je ovaj put neobična valencija bila čisto formalna. Trifenilmetil i njegovi analozi su slobodni radikali, ali su za razliku od većine radikala prilično stabilni.

Povijesno je vrlo malo ugljikovih spojeva ostalo "pod krovom" anorganske kemije. To su ugljikovi oksidi, karbidi - njegovi spojevi s metalima, kao i bor i silicij, karbonati - soli najslabije ugljične kiseline, ugljikov disulfid CS 2, spojevi cijanida. Moramo se tješiti činjenicom da, kako to često biva (ili se dogodilo) u proizvodnji, "vratilo" nadoknađuje nedostatke u nomenklaturi. Doista, najveći dio ugljika zemljine kore nije sadržan u biljnim i životinjskim organizmima, ne u ugljenu, nafti i svim ostalim organskim tvarima zajedno, već u samo dva anorganska spoja - vapnencu CaCO 3 i dolomitu MgCa (CO 3 ) 2. Ugljik je dio još nekoliko desetaka minerala, sjetimo se samo CaCO 3 mramora (s dodacima), Cu 2 (OH) 2 CO 3 malahita, ZnCO 3 smithsonita minerala cinka ... Ugljika ima i u magmatskim stijenama i u kristalnim škriljavcima.

Minerali koji sadrže karbide vrlo su rijetki. U pravilu, to su tvari posebno dubokog podrijetla; stoga znanstvenici pretpostavljaju da u jezgri globusa ima ugljika.

Za kemijsku industriju ugljik i njegovi anorganski spojevi su od velikog interesa - češće kao sirovine, rjeđe kao konstrukcijski materijali.

Mnogi uređaji u kemijskoj industriji, poput izmjenjivača topline, izrađeni su od grafita. I to je prirodno: grafit ima veliku toplinsku i kemijsku otpornost, a istovremeno vrlo dobro provodi toplinu. Inače, zahvaljujući istim svojstvima, grafit je postao važan materijal za mlaznu tehnologiju. Kormila su izrađena od grafita, rade izravno u plamenu mlaznice. Grafit je praktički nemoguće zapaliti u zraku (čak ni u čistom kisiku to nije lako), a za isparavanje grafita potrebna je temperatura znatno viša od one koja se razvija čak i u raketnom motoru. Osim toga, pod normalnim pritiskom, grafit se, poput granita, ne topi.

Teško je zamisliti modernu elektrokemijsku proizvodnju bez grafita. Grafitne elektrode koriste ne samo elektrometalurzi, već i kemičari. Dovoljno je podsjetiti da su u elektrolizerima koji se koriste za proizvodnju kaustične sode i klora anode grafitne.

Upotreba ugljika

O upotrebi ugljikovih spojeva u kemijskoj industriji napisano je mnogo knjiga. Kalcijev karbonat, vapnenac, služi kao sirovina u proizvodnji vapna, cementa, kalcijevog karbida. Drugi mineral - dolomit - "praotac" je velike skupine dolomitnih vatrostalnih materijala. Natrijev karbonat i bikarbonat - soda pepeo i soda za piće. Jedan od glavnih potrošača sode bila je i ostala industrija stakla, koja treba oko trećinu svjetske proizvodnje Na 2 CO 3 .

I na kraju, malo o karbidima. Obično, kad kažu karbid, misle na kalcijev karbid - izvor acetilena, a time i brojne proizvode organske sinteze. No kalcijev karbid, iako najpoznatiji, nipošto nije jedina vrlo važna i potrebna tvar ove skupine. Bor karbid B 4 C je važan materijal za atomsku

tehnologije, silicijev karbid SiC ili karborund je najvažniji abrazivni materijal. Karbidi mnogih metala karakteriziraju visoka kemijska otpornost i izuzetna tvrdoća; karborund, na primjer, samo je malo inferioran dijamantu. Njegova tvrdoća na Mooca ljestvici je 9,5-9,75 (dijamant - 10). Ali karborund je jeftiniji od dijamanta. Dobiva se u električnim pećima na temperaturi od oko 2000 °C iz mješavine koksa i kvarcnog pijeska.

Prema poznatom sovjetskom znanstveniku akademiku I.L. Knunyants, organska kemija može se smatrati svojevrsnim mostom koji je znanost bacila od nežive prirode do njenog najvišeg oblika - života. A prije samo stoljeće i pol sami najbolji kemičari tog vremena vjerovali su i učili svoje sljedbenike da je organska kemija znanost o tvarima koje nastaju uz sudjelovanje i pod vodstvom neke čudne “materije” - životne sile. Ali ubrzo je ova moć poslana na smetlište prirodne znanosti. Sinteze nekoliko organskih tvari - uree, octene kiseline, masti, tvari sličnih šećeru - učinile su ga jednostavno nepotrebnim.

Pojavila se klasična definicija K. Schorlemmera, koja ni 100 godina kasnije nije izgubila svoje značenje: “Organska kemija je kemija ugljikovodika i njihovih derivata, odnosno proizvoda koji nastaju zamjenom vodika drugim atomima ili skupinama atoma.”

Dakle, organska materija nije kemija niti jednog elementa, već samo jedne klase spojeva ovog elementa. Ali kakva klasa! Klasa podijeljena ne samo na skupine i podskupine – na samostalne znanosti. Proistekli su iz organske, biokemije, kemije sintetskih polimera, kemije biološki aktivnih i ljekovitih spojeva proizašlih iz organske...

Danas su poznati milijuni organskih spojeva (ugljikovih spojeva!) i oko sto tisuća spojeva svih ostalih elemenata zajedno.

Dobro je poznato da je život izgrađen na bazi ugljika. Ali zašto je baš ugljik - jedanaesti najzastupljeniji element na Zemlji - preuzeo tešku zadaću da bude temelj svega života?

Odgovor na ovo pitanje je dvosmislen. Prvo, "ni u jednom od elemenata nije takva sposobnost komplikacije razvijena do te mjere kao u ugljiku." Drugo, ugljik se može kombinirati s većinom elemenata, i to na mnogo različitih načina. Treće, veza između atoma ugljika, kao i s atomima vodika, kisika, dušika, sumpora, fosfora i drugih elemenata koji čine organske tvari, može se uništiti pod utjecajem prirodnih čimbenika. Dakle, ugljik neprestano kruži u prirodi: od atmosfere do biljaka, od biljaka do životinjskih organizama, od živih do mrtvih,

od mrtvih do živih...

Četiri valencije ugljikovog atoma su kao četiri ruke. A ako su dva takva atoma povezana, tada već postoji šest "krakova". Ili - četiri, ako se dva elektrona troše na stvaranje para (dvostruka veza). Ili - samo dva, ako je veza, kao u acetilenu, trostruka. Ali te veze (one se nazivaju nezasićene) su poput bombe u džepu ili duha u boci. Trenutačno su skriveni, ali u pravom trenutku oslobađaju se i uzimaju svoj danak u olujnoj, kockarskoj igri kemijskih interakcija i transformacija. Kao rezultat tih "igara" nastaju najrazličitije strukture ako je u njih uključen ugljik. Urednici "Dječje enciklopedije" izračunali su da se od 20 atoma ugljika i 42 atoma vodika, 366.319 različitih ugljikovodika, može dobiti 366.319 tvari sastava C 20 H42. A ako u "igri" nema šest desetaka sudionika, već nekoliko tisuća; ako su među njima predstavnici ne dva "tima", već, recimo, osam!

Gdje ima ugljika, tu je i raznolikost. Gdje ima ugljika, ima i poteškoća. I najrazličitiji dizajni u molekularnoj arhitekturi. Jednostavni lanci, kao u butanu CH 3 -CH 2 -CH 2 -CH 3 ili polietilenu -CH 2 -CH 2 -CH 2 - CH 2 -, i razgranate strukture, najjednostavniji od njih je izobutan.

C (carboneum), nemetalni kemijski element IVA skupine (C, Si, Ge, Sn, Pb) periodnog sustava elemenata. U prirodi se javlja u obliku kristala dijamanta (slika 1), grafita ili fulerena i drugim oblicima, a nalazi se u sastavu organskih (ugljen, nafta, životinjski i biljni organizmi i dr.) i anorganskih tvari (vapnenac, soda bikarbona i dr.). .). Ugljik je široko rasprostranjen, ali njegov sadržaj u zemljinoj kori iznosi samo 0,19% ( vidi također DIJAMANT; FULERENI).

Ugljik se široko koristi u obliku jednostavnih tvari. Osim skupocjenih dijamanata koji su predmet nakita, industrijski dijamanti imaju veliki značaj za izradu alata za brušenje i rezanje. Drveni ugljen i drugi amorfni oblici ugljika koriste se za obezbojenje, pročišćavanje, adsorpciju plinova, u područjima tehnike gdje su potrebni adsorbenti s razvijenom površinom. Karbidi, spojevi ugljika s metalima, kao i s borom i silicijem (na primjer, Al 4 C 3 , SiC, B 4 C) karakteriziraju veliku tvrdoću i koriste se za izradu abrazivnih i reznih alata. Ugljik je prisutan u čelicima i legurama u elementarnom stanju iu obliku karbida. Zasićenje površine čeličnih odljevaka ugljikom na visokoj temperaturi (cementacija) značajno povećava površinsku tvrdoću i otpornost na trošenje. vidi također LEGURE.

U prirodi postoji mnogo različitih oblika grafita; neki su dobiveni umjetnim putem; dostupni su amorfni oblici (npr. koks i drveni ugljen). Čađa, koštani ugljen, žarulja, acetilenska čađa nastaju izgaranjem ugljikovodika u nedostatku kisika. Takozvani bijeli ugljik dobiveni sublimacijom pirolitičkog grafita pod sniženim tlakom to su najmanji prozirni kristali grafitnih listića zašiljenih rubova.

Sunyaev Z.I. Naftni ugljik. M., 1980
Kemija hiperkoordiniranog ugljika. M., 1990

Pronađite "CARBON" na