Karbonski tip Karbonski tip je najčešći među pacijentima, što nije slučajno. Ugljik je središnji element organskog života, a sve tvari se dijele na organske i anorganske ovisno o prisutnosti ili odsustvu ugljika u njihovom sastavu.

2. Elektrohemija ugljenika

2. Elektrohemija ugljika Trenutno se ugljenik, zbog svoje slojevite strukture u obliku grafita, široko koristi za sintezu međuprostornih jedinjenja grafita, što je zauzvrat našlo primenu u litijumskom izvoru struje (bateriji), koji se koristi u nauka,

Hemijska svojstva: Na uobičajenim temperaturama, ugljenik je hemijski inertan na dovoljno visokim temperaturama, kombinuje se sa mnogim elementima i pokazuje jaka redukciona svojstva. Hemijska aktivnost različitih oblika ugljika opada sljedećim redoslijedom: amorfni ugljik, grafit, dijamant u zraku se pale na temperaturama iznad 300-500 °C, 600-700 °C i 850-1000 °C Oksidacijsko stanje +4; (npr. CO 2), −4 (na primjer, CH 4), rijetko +2 (CO, metalni karbonili), +3 (C 2 N 2);

afinitet prema elektronu 1,27 eV; Energija jonizacije tokom sekvencijalnog prelaza sa C 0 na C 4+ je 11,2604, 24,383, 47,871 i 64,19 eV, respektivno. Najpoznatije su tri

ugljični oksid: 1) Ugljen monoksid CO

(Gas je bezbojan, bez ukusa i mirisa. Zapaljiv je. Takozvani “miris ugljen monoksida” je zapravo miris organskih nečistoća.) 1) Ugljen monoksid 2 2) Ugljični dioksid

(Nije toksičan, ali ne podržava disanje. Visoke koncentracije u zraku izazivaju gušenje. Nedostatak ugljičnog dioksida je također opasan. Ugljični dioksid u životinjskim tijelima također ima fiziološki značaj, na primjer, učestvuje u regulaciji vaskularnog tonusa) 3) Trougljični dioksid 3 C 2 O

(obojeni otrovni plin oštrog, zagušljivog mirisa, koji se lako polimerizira u normalnim uvjetima i formira proizvod nerastvorljiv u vodi, žute, crvene ili ljubičaste boje.) Jedinjenja sa nemetalima

imaju svoja imena - metan, tetrafluorometan. Proizvodi gori ugljenik u kiseoniku su CO i CO 2 (ugljični monoksid i ugljični dioksid, respektivno). Takođe je poznato da je nestabilan podoksid ugljenik C 3 O 2 (tačka topljenja -111 ° C, tačka ključanja 7 ° C) i neki drugi oksidi (na primjer C 12 O 9, C 5 O 2, C 12 O 12). Grafit i amorfni ugljik počinju reagirati sa vodonikom na temperaturi od 1200 °C,

sa fluorom na 900 °C. Ugljični dioksid reaguje

sa vodom

, formirajući slabu ugljičnu kiselinu - H 2 CO 3, koja stvara soli - karbonate. Najrasprostranjeniji na Zemlji su kalcijum karbonati (mineralni oblici - kreda, mermer, kalcit, krečnjak itd.) i magnezijum

43 Pitanje. Silicijum silicijum postoji u dve modifikacije: amorfnoj i kristalnoj. Amorfni silicijum je smeđi prah otopljen u topljenju metala. Kristalno. Silicijum je tamno sivi kristal sa čeličnim sjajem, tvrdi i lomljiv.

Silicijum se sastoji od tri izotopa. Chem. sveci: 2 elektronska konfiguracija: 2 1s 6 3 2s 2 2p 2 . s

3p

Silicijum je nemetal. O vanjskoj energiji.

ur-ne-silicijum ima 4 e, što određuje njegova oksidaciona stanja: +4, -4, -2. Valencija – 2.4 Amorfni silicijum ima veću reaktivnost od kristalnog silicijuma. U normalnim uslovima, on stupa u interakciju sa fluorom: Si + 2F 2 = SiF 4. Od njih, silicij stupa u interakciju samo sa mješavinom dušične i fluorovodične kiseline:

Drugačije se ponaša u odnosu na metale: u rastopljenom Zn, Al, Sn, Pb dobro se otapa, ali ne reaguje s njima; Silicijum stupa u interakciju sa drugim topljenjem metala - sa Mg, Cu, Fe - da bi formirao silicide: Si + 2Mg = Mg2Si. Silicijum gori u kiseoniku: Si + O2 = SiO2 (pesak). ur-ne-silicijum ima 4 e, što određuje njegova oksidaciona stanja: +4, -4, -2. Valencija – 2.4 Amorfni silicijum ima veću reaktivnost od kristalnog silicijuma. U normalnim uslovima, on stupa u interakciju sa fluorom: Si + 2F 2 = SiF 4. Potvrda:

Besplatno

silicijum se mogao dobiti kalcinacijom finog belog peska sa magnezijumom, koji je prema hem sastav je gotovo čisti silicijum oksid, SiO2+2Mg=2MgO+Si. Silicijum(II)OksidSiO - amorfna supstanca nalik smoli, u normalnim uslovima otporna je na kiseonik. Odnosi se na okside koji ne stvaraju soli.

SiO se ne pojavljuje u prirodi. Plinoviti silicijum monoksid je otkriven u oblacima gasa i prašine međuzvjezdanih medija i na sunčevim pjegama. - amorfna supstanca nalik smoli, u normalnim uslovima otporna je na kiseonik. Silicijum nitrid ima dobra mehanička i fizičko-hemijska svojstva.

Sveta ti. Zahvaljujući vezi silicijum nitrida. poboljšane su performanse vatrostalnih materijala na bazi silicijum karbida, periklaza, forsterita itd. Vatrostalni materijali na bazi nitridnog veziva imaju visoku termičku otpornost i otpornost na habanje, odličnu otpornost na pucanje, kao i na dejstvo jedinjenja, alkalija, agresivnih talina. i metalne pare. Silicijum(IV) hlorid tetrahlorid

silicijum - bezbojna supstanca, hemikalija. mačka formula SiCl 4. Koristi se u proizvodnji organskog silicijuma.

veze; koristi se za stvaranje dimnih zavjesa. Technical Silicijum tetrahlorid je namenjen za proizvodnju etil silikata i aerosila. Silicijum karbid - binarni neorganski chem. spoj silicija sa ugljikom SiC. U prirodi se javlja u obliku izuzetno rijetkog minerala - moissanite. Silicijum dioksid ili silicijum dioksid ur-ne-silicijum ima 4 e, što određuje njegova oksidaciona stanja: +4, -4, -2. Valencija – 2.4 Amorfni silicijum ima veću reaktivnost od kristalnog silicijuma. U normalnim uslovima, on stupa u interakciju sa fluorom: Si + 2F 2 = SiF 4.– stabilna veza

Si

, široko rasprostranjena u prirodi.

Reaguje spajanjem sa alkalijama i bazičnim oksidima, formirajući soli silicijumske kiseline – silikate.

u industriji se silicijum u svom čistom obliku dobija redukcijom silicijum dioksida koksom u električnim pećima: SiO 2 + 2C = Si + 2CO 2. U laboratoriji se silicijum dobija kalcinacijom belog peska sa magnezijumom ili aluminijumom: SiO 2 + 2Mg = 2MgO + Si. 3 3SiO 2 + 4Al = Al 2 O 3 + 3Si. U laboratoriji se silicijum dobija kalcinacijom belog peska sa magnezijumom ili aluminijumom: - binarni neorganski chem. spoj silicija sa ugljikom SiC. U prirodi se javlja u obliku izuzetno rijetkog minerala - moissanite. 2 C 5 Silicijum formira sledeće:

H 2 SiO – meta-silicijumska kiselina; - dvometalni silicijum.Pronalaženje u prirodi: mineral kvarca – SiO2. Kristali kvarca imaju oblik heksagonalne prizme, bezbojne i prozirne, nazvane gorskim kristalom. Ametist je gorski kristal ljubičaste boje sa nečistoćama; dimljeni topaz je smećkaste boje; ahat i jaspis - kristalni.

sorte kvarca. Amorfni silicijum je manje uobičajen i postoji kao mineral opal. Diatomit, tripoli ili kieselgur (cilijatna zemlja) su zemljani oblici amorfnog silicija.

silikonska formula -

n

H 2 SiO 3 formira prezasićene rastvore, u kojima Kao rezultat polimerizacije, formira koloide.

Koristeći stabilizatore, mogu se dobiti stabilni koloidi (soli). Koriste se u proizvodnji. Bez stabilizatora, iz rastvora silikona se formira gel, nakon što se osuši, možete dobiti silika gel (koristi se kao adsorbent). Silikati – silicijumove soli. Silikati su uobičajeni u prirodi. Zemljina kora se sastoji uglavnom od silikata i silikata (feldspat, liskun, glina, talk, itd.). Granit, bazalt i druge stijene sadrže silikate. Smaragd, topaz, akvamarin su silikatni kristali. Samo natrijum i kalijum silikati su rastvorljivi, ostali su nerastvorljivi. Silikati su složeni. chem. spoj: 2 C 3 Kaolin Al 2 ; 2 C 2SiO ; 4 2H 2 SiO 2 + 2Mg = 2MgO + Si. 9 .

ili 2 2SiO H 4 C 12 .

ur-ne-silicijum ima 4 e, što određuje njegova oksidaciona stanja: +4, -4, -2. Valencija – 2.4 Amorfni silicijum ima veću reaktivnost od kristalnog silicijuma. U normalnim uslovima, on stupa u interakciju sa fluorom: Si + 2F 2 = SiF 4. Al

Azbest CaO; 3MgO; 4SiO CaMgSi fuzija silicijum oksida sa alkalijama ili karbonatima. Topljivo staklo – natrijum i kalijum silikati. Tečno staklo – aq. rastvori kalijum i natrijum silikata. Njegova upotreba za proizvodnju kiselootpornog cementa i betona, kerozin-otpornih maltera, vatrootpornih boja.). Aluminosilikati– silikati koji sadrže aluminijum ( feldspat, liskun Feldspars Osim oksida silicija i aluminija, sastoje se od oksida kalija, natrijuma i kalcija. Mica Osim silicijuma i aluminijuma, sadrže i vodonik, natrijum ili kalijum, a ređe kalcijum, magnezijum i gvožđe..

Graniti i gnajsovi (stijene)– komp. od kvarca, feldspata i liskuna. Horn. Stijene i minerali, koji se nalaze na površini Zemlje, u interakciji su s vodom i zrakom, što uzrokuje njihovu promjenu i uništavanje. Ovaj proces se zove.

upotreba silikatnih stijena (granita). kao građevinski materijal, silikati - kao sirovine u proizvodnji cementa, stakla, keramike, punila; liskun i azbest - kao električna i toplinska izolacija. ugljik (C) – tipični nemetalni; u periodnom sistemu nalazi se u 2. periodu grupe IV, glavne podgrupe. Serijski broj 6, Ar = 12.011 amu, nuklearno punjenje +6. Fizička svojstva: ugljik formira mnoge alotropske modifikacije:.

dijamant . - jedna od najtvrđih supstanci , grafit, ugalj, čađ

Razlika u energiji s- i p-podnivoa vanjskog sloja je mala, pa atom vrlo lako prelazi u pobuđeno stanje, u kojem jedan od dva elektrona sa 2s orbitale prelazi u slobodni 2 rub. Pojavljuje se valentno stanje sa konfiguracijom 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . Upravo je ovo stanje atoma ugljika karakteristično za dijamantsku rešetku – tetraedarski prostorni raspored hibridnih orbitala, identična dužina veze i energija.

Poznato je da se ovaj fenomen zove sp 3 -hibridizacija, a funkcije u nastajanju su sp 3 -hibridne . Formiranje četiri sp 3 veze daje atomu ugljika stabilnije stanje od tri r-r- i jednu s-s-vezu. Osim sp 3 hibridizacije, sp 2 i sp hibridizacija se također opaža na atomu ugljika . U prvom slučaju dolazi do međusobnog preklapanja s- i dvije p-orbitale. Formiraju se tri ekvivalentne sp 2 hibridne orbitale, koje se nalaze u istoj ravni pod uglom od 120° jedna prema drugoj. Treća orbitala p je nepromijenjena i usmjerena je okomito na ravan sp2.

Tokom sp hibridizacije, s i p orbitale se preklapaju. Ugao od 180° nastaje između dvije ekvivalentne hibridne orbitale koje se formiraju, dok dvije p-orbitale svakog atoma ostaju nepromijenjene.

Alotropija ugljika. Dijamant i grafit

U kristalu grafita atomi ugljika nalaze se u paralelnim ravninama, zauzimajući vrhove pravilnih šesterokuta. Svaki atom ugljika povezan je s tri susjedne sp 2 hibridne veze. Veza između paralelnih ravnina se ostvaruje zahvaljujući van der Waalsovim silama. Slobodne p-orbitale svakog atoma su usmjerene okomito na ravni kovalentnih veza. Njihovo preklapanje objašnjava dodatnu π vezu između atoma ugljika. Dakle, od valentno stanje u kojem se nalaze atomi ugljika u tvari određuje svojstva ove tvari.

Hemijska svojstva ugljika

Najkarakterističnija oksidaciona stanja su: +4, +2.

Na niskim temperaturama ugljik je inertan, ali kada se zagrije njegova aktivnost se povećava.

Ugljik kao redukciono sredstvo:

- sa kiseonikom
C 0 + O 2 – t° = CO 2 ugljični dioksid
sa nedostatkom kiseonika - nepotpuno sagorevanje:
2C 0 + O 2 – t° = 2C +2 O ugljen monoksid

- sa fluorom
C + 2F 2 = CF 4

- sa vodenom parom
C 0 + H 2 O – 1200° = C +2 O + H 2 vodeni gas

- sa metalnim oksidima. Ovako se metal iz rude topi.
C 0 + 2CuO – t° = 2Cu + C +4 O 2

- sa kiselinama - oksidanti:
C 0 + 2H 2 SO 4 (konc.) = C +4 O 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
C 0 + 4HNO 3 (konc.) = C +4 O 2 + 4NO 2 + 2H 2 O

- sa sumporom stvara ugljen-disulfid:
C + 2S 2 = CS 2.

Ugljik kao oksidant:

- formira karbide sa nekim metalima

4Al + 3C 0 = Al 4 C 3

Ca + 2C 0 = CaC 2 -4

- sa vodonikom - metanom (kao i velikim brojem organskih jedinjenja)

C0 + 2H2 = CH4

— sa silicijumom tvori karborund (na 2000 °C u električnoj peći):

Pronalaženje ugljika u prirodi

Slobodni ugljik se javlja u obliku dijamanta i grafita. U obliku jedinjenja, ugljenik se nalazi u mineralima: kreda, mermer, krečnjak - CaCO 3, dolomit - MgCO 3 *CaCO 3; hidrokarbonati - Mg(HCO 3) 2 i Ca(HCO 3) 2, CO 2 je deo vazduha; Ugljik je glavna komponenta prirodnih organskih jedinjenja - gasa, nafte, uglja, treseta, i deo je organskih supstanci, proteina, masti, ugljenih hidrata, aminokiselina koje čine žive organizme.

Neorganska jedinjenja ugljenika

Ni C 4+ ni C 4- joni se ne formiraju tokom bilo kojeg konvencionalnog hemijskog procesa: jedinjenja ugljenika sadrže kovalentne veze različitih polariteta.

Ugljen monoksid CO

Ugljen monoksid; bezbojan, bez mirisa, slabo rastvorljiv u vodi, rastvorljiv u organskim rastvaračima, otrovan, tačka ključanja = -192°C; t pl. = -205°C.

Potvrda
1) U industriji (u gasnim generatorima):
C + O 2 = CO 2

2) U laboratoriji - termička razgradnja mravlje ili oksalne kiseline u prisustvu H 2 SO 4 (konc.):
HCOOH = H2O + CO

H 2 C 2 O 4 = CO + CO 2 + H 2 O

Hemijska svojstva

U normalnim uslovima, CO je inertan; kada se zagrije - redukcijski agens; oksid koji ne stvara soli.

1) sa kiseonikom

2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2

2) sa metalnim oksidima

C +2 O + CuO = Cu + C +4 O 2

3) sa hlorom (na svjetlu)

CO + Cl 2 – hn = COCl 2 (fozgen)

4) reaguje sa alkalnim topljenjem (pod pritiskom)

CO + NaOH = HCOONa (natrijum format)

5) formira karbonile sa prelaznim metalima

Ni + 4CO – t° = Ni(CO) 4

Fe + 5CO – t° = Fe(CO) 5

Ugljen monoksid (IV) CO2

Ugljen dioksid, bezbojan, bez mirisa, rastvorljivost u vodi - 0,9V CO 2 rastvara se u 1V H 2 O (u normalnim uslovima); teže od vazduha; t°pl = -78,5°C (čvrsti CO 2 se naziva “suhi led”); ne podržava sagorevanje.

Potvrda

1. Termička razgradnja soli ugljične kiseline (karbonata). Pečenje krečnjaka:

CaCO 3 – t° = CaO + CO 2

1. Djelovanje jakih kiselina na karbonate i bikarbonate:

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

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

HemijskisvojstvaCO2
Kiseli oksid: Reaguje sa baznim oksidima i bazama da formira soli ugljene kiseline

Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

NaOH + CO 2 = NaHCO 3

Na povišenim temperaturama može pokazati oksidirajuća svojstva

C +4 O 2 + 2Mg – t° = 2Mg +2 O + C 0

Kvalitativna reakcija

Zamućenost krečnjačke vode:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ¯ (bijeli talog) + H 2 O

Nestaje kada se CO 2 dugo propušta kroz krečnu vodu, jer nerastvorljivi kalcijum karbonat se pretvara u rastvorljivi bikarbonat:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2

Ugljena kiselina i njenasol

H 2CO 3 - Slaba kiselina, postoji samo u vodenom rastvoru:

CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3

Dibasic:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 - Soli kiselina - bikarbonati, bikarbonati
HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2- Srednje soli - karbonati

Sva svojstva kiselina su karakteristična.

Karbonati i bikarbonati se mogu transformirati jedan u drugi:

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

Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 = 2NaHCO 3

Metalni karbonati (osim alkalnih metala) se dekarboksiliraju kada se zagrijavaju da tvore oksid:

CuCO 3 – t° = CuO + CO 2

Kvalitativna reakcija- "kuvanje" pod uticajem jake kiseline:

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

CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2

Karbidi

Kalcijum karbid:

CaO + 3 C = CaC 2 + CO

CaC 2 + 2 H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2.

Acetilen se oslobađa kada karbidi cinka, kadmijuma, lantana i cerijuma reaguju sa vodom:

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

Be 2 C i Al 4 C 3 se razlažu sa vodom i formiraju metan:

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

U tehnologiji se koriste titanijum karbidi TiC, volfram W 2 C (tvrde legure), silicijum SiC (karbound - kao abraziv i materijal za grejače).

Cijanid

dobiveno zagrijavanjem sode u atmosferi amonijaka i ugljičnog monoksida:

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

Cijanovodonična kiselina HCN je važan proizvod hemijske industrije i široko se koristi u organskoj sintezi. Njegova globalna proizvodnja dostiže 200 hiljada tona godišnje. Elektronska struktura cijanidnog anjona je slična ugljičnom monoksidu (II), takve čestice se nazivaju izoelektronskim:

C = O: [:C = N:] –

U eksploataciji zlata koriste se cijanidi (0,1-0,2% vodeni rastvor):

2 Au + 4 KCN + H 2 O + 0,5 O 2 = 2 K + 2 KOH.

Prilikom ključanja otopina cijanida sa sumporom ili topljenjem čvrstih tvari, oni se formiraju tiocijanata:
KCN + S = KSCN.

Kada se zagrevaju cijanidi niskoaktivnih metala, dobija se cijanid: Hg(CN) 2 = Hg + (CN) 2. Otopine cijanida se oksidiraju u cijanati:

2 KCN + O 2 = 2 KOCN.

Cijanska kiselina postoji u dva oblika:

H-N=C=O; H-O-C = N:

Friedrich Wöhler (1800-1882) je 1828. godine dobio ureu iz amonijum cijanata: NH 4 OCN = CO(NH 2) 2 isparavanjem vodenog rastvora.

Ovaj događaj se obično smatra pobjedom sintetičke hemije nad "vitalističkom teorijom".

Postoji izomer cijanske kiseline - eksplozivna kiselina

H-O-N=C.
Njegove soli (živin fulminat Hg(ONC) 2) se koriste u udarnim upaljačima.

Sinteza urea(urea):

CO 2 + 2 NH 3 = CO(NH 2) 2 + H 2 O. Na 130 0 C i 100 atm.

Urea je amid ugljične kiseline, tu je i njen “analog dušika” – gvanidin.

Karbonati

Najvažniji anorganski ugljični spojevi su soli ugljične kiseline (karbonati). H 2 CO 3 je slaba kiselina (K 1 = 1,3 10 -4; K 2 = 5 10 -11). Nosači karbonatnog pufera ravnoteža ugljičnog dioksida u atmosferi. Svjetski okeani imaju ogroman tampon kapacitet jer su otvoreni sistem. Glavna puferska reakcija je ravnoteža tokom disocijacije ugljične kiseline:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 - .

Kada se kiselost smanji, dolazi do dodatne apsorpcije ugljičnog dioksida iz atmosfere sa stvaranjem kiseline:
CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .

Kako se kiselost povećava, karbonatne stijene (školjke, kreda i sedimenti krečnjaka u oceanu) se rastvaraju; ovo nadoknađuje gubitak hidrokarbonatnih jona:

H + + CO 3 2- ↔ HCO 3 —

CaCO 3 (čvrsto) ↔ Ca 2+ + CO 3 2-

Čvrsti karbonati se pretvaraju u rastvorljive bikarbonate. Upravo ovaj proces kemijskog rastvaranja viška ugljičnog dioksida suprotstavlja „efektu staklenika“ – globalnom zagrijavanju zbog apsorpcije toplinskog zračenja Zemlje od strane ugljičnog dioksida. Otprilike trećina svjetske proizvodnje sode (natrijum karbonata Na 2 CO 3) koristi se u proizvodnji stakla.

Ugljik je sposoban formirati nekoliko alotropnih modifikacija. To su dijamant (najinertnija alotropska modifikacija), grafit, fuleren i karbin.

Drveni ugljen i čađ su amorfni ugljenik. Ugljik u ovom stanju nema uređenu strukturu i zapravo se sastoji od sitnih fragmenata grafitnih slojeva. Amorfni ugljen tretiran toplom vodenom parom naziva se aktivni ugljen. 1 gram aktivnog ugljena, zbog prisustva mnogih pora u njemu, ima ukupnu površinu veću od tri stotine kvadratnih metara! Zbog svoje sposobnosti da apsorbira različite tvari, aktivni ugljen se široko koristi kao punilo filtera, kao i enterosorbent za razne vrste trovanja.

S kemijskog gledišta, amorfni ugljik je njegov najaktivniji oblik, grafit pokazuje umjerenu aktivnost, a dijamant je izuzetno inertna tvar. Iz tog razloga, hemijska svojstva ugljenika o kojima se govori u nastavku treba prvenstveno pripisati amorfnom ugljeniku.

Redukciona svojstva ugljenika

Kao redukciono sredstvo, ugljenik reaguje sa nemetalima kao što su kiseonik, halogeni i sumpor.

U zavisnosti od viška ili nedostatka kiseonika tokom sagorevanja uglja, moguće je stvaranje ugljen-monoksida CO ili ugljen-dioksida CO2:

Kada ugljik reagira s fluorom, nastaje ugljični tetrafluorid:

Kada se ugljik zagrije sa sumporom, nastaje ugljični disulfid CS 2:

Ugljik je sposoban reducirati metale nakon aluminija u nizu aktivnosti iz njihovih oksida. Na primjer:

Ugljik također reagira s oksidima aktivnih metala, ali u ovom slučaju se u pravilu ne opaža redukcija metala, već stvaranje njegovog karbida:

Interakcija ugljika sa oksidima nemetala

Ugljik ulazi u koproporcionu reakciju sa ugljičnim dioksidom CO 2:

Jedan od najvažnijih procesa sa industrijskog gledišta je tzv pretvorba parnog uglja. Proces se izvodi propuštanjem vodene pare kroz vrući ugalj. Javlja se sljedeća reakcija:

Na visokim temperaturama, ugljik je sposoban reducirati čak i takvo inertno jedinjenje kao što je silicijum dioksid. U ovom slučaju, u zavisnosti od uslova, moguće je formiranje silicijuma ili silicijum karbida ( karborund):

Također, ugljik kao redukcijski agens reagira s oksidirajućim kiselinama, posebno koncentriranom sumpornom i dušičnom kiselinom:

Oksidativna svojstva ugljika

Hemijski element ugljik nije visoko elektronegativan, tako da jednostavne tvari koje stvara rijetko pokazuju oksidirajuća svojstva prema drugim nemetalima.

Primjer takvih reakcija je interakcija amorfnog ugljika s vodikom kada se zagrijava u prisustvu katalizatora:

a takođe i sa silicijumom na temperaturi od 1200-1300 o C:

Ugljik pokazuje oksidirajuća svojstva u odnosu na metale. Ugljik je sposoban reagirati s aktivnim metalima i nekim metalima srednje aktivnosti. Reakcije se javljaju prilikom zagrijavanja:

Hemijska svojstva silicijuma

Silicijum može postojati, poput ugljenika, u kristalnom i amorfnom stanju i, kao u slučaju ugljenika, amorfni silicijum je značajno hemijski aktivniji od kristalnog silicija.

Ponekad se amorfni i kristalni silicijum nazivaju alotropskim modifikacijama, što, strogo govoreći, nije sasvim tačno. Amorfni silicijum je u suštini konglomerat sićušnih čestica kristalnog silicijuma nasumično lociranih jedna u odnosu na drugu.

Interakcija silicija sa jednostavnim supstancama

nemetali

U normalnim uslovima, silicijum, zbog svoje inertnosti, reaguje samo sa fluorom:

Silicijum reaguje sa hlorom, bromom i jodom samo kada se zagreje. Karakteristično je da je, ovisno o aktivnosti halogena, potrebna odgovarajuća različita temperatura:

Dakle, sa hlorom se reakcija odvija na 340-420 o C:

Sa bromom – 620-700 o C:

Sa jodom – 750-810 o C:

Reakcija silicijuma s kisikom se događa, ali zahtijeva vrlo jako zagrijavanje (1200-1300 o C) zbog činjenice da jak oksidni film otežava interakciju:

Na temperaturi od 1200-1500 o C, silicijum polako stupa u interakciju s ugljikom u obliku grafita da bi nastao karborund SiC - supstanca s atomskom kristalnom rešetkom sličnom dijamantu i gotovo jednako jaka kao i ona:

Silicijum ne reaguje sa vodonikom.

metali

Zbog svoje niske elektronegativnosti, silicijum može pokazati oksidirajuća svojstva samo prema metalima. Od metala, silicijum reaguje sa aktivnim (zemnoalkalnim i zemnoalkalnim) metalima, kao i sa mnogim metalima srednje aktivnosti. Kao rezultat ove interakcije nastaju silicidi:

Interakcija silicija sa složenim supstancama

Silicijum ne reaguje sa vodom čak ni kada je prokuhan, međutim, amorfni silicijum interaguje sa pregrijanom vodenom parom na temperaturi od oko 400-500 o C. U tom slučaju nastaju vodonik i silicijum dioksid:

Od svih kiselina, silicij (u amorfnom stanju) reagira samo s koncentriranom fluorovodoničnom kiselinom:

Silicijum se rastvara u koncentrovanim rastvorima alkalija. Reakcija je praćena oslobađanjem vodika.

Opštinska obrazovna ustanova "Nikiforovskaya srednja škola br. 1"

Ugljik i njegova glavna anorganska jedinjenja

Esej

Završio: učenik 9B razreda

Sidorov Alexander

Učitelj: Saharova L.N.

Dmitrievka 2009

Uvod

Poglavlje I. Sve o ugljeniku

1.1. Ugljik u prirodi

1.2. Alotropske modifikacije ugljika

1.3. Hemijska svojstva ugljika

1.4. Primjena ugljika

Poglavlje II. Neorganska jedinjenja ugljenika

Zaključak

Književnost

Uvod

Ugljenik (lat. Carboneum) C je hemijski element IV grupe periodnog sistema Mendeljejeva: atomski broj 6, atomska masa 12.011(1). Razmotrimo strukturu atoma ugljika. Vanjski energetski nivo atoma ugljika sadrži četiri elektrona. Prikažimo to grafički:

Ugljik je poznat od davnina, a ime otkrića ovog elementa nije poznato.

Krajem 17. vijeka. Firentinski naučnici Averani i Tarđoni pokušali su da spoje nekoliko malih dijamanata u jedan veliki i zagrejali ih zapaljenim staklom koristeći sunčevu svetlost. Dijamanti su nestali, gorjeli u zraku. Francuski hemičar A. Lavoisier je 1772. godine pokazao da kada dijamanti gore, nastaje CO 2 . Tek 1797. godine engleski naučnik S. Tennant je dokazao identitet prirode grafita i uglja. Nakon sagorevanja jednakih količina uglja i dijamanta, ispostavilo se da su zapremine ugljen monoksida (IV) iste.

Raznolikost ugljikovih spojeva, objašnjena sposobnošću njegovih atoma da se međusobno kombinuju i atoma drugih elemenata na različite načine, određuje poseban položaj ugljika među ostalim elementima.

Poglavlje I . Sve o ugljiku

1.1. Ugljik u prirodi

Ugljik se nalazi u prirodi, kako u slobodnom stanju, tako iu obliku spojeva.

Slobodni ugljik se javlja u obliku dijamanta, grafita i karbina.

Dijamanti su veoma rijetki. Najveći poznati dijamant, Cullinan, pronađen je 1905. godine u Južnoj Africi, težio je 621,2 g i imao je dimenzije 10x6,5x5 cm. U Dijamantskom fondu u Moskvi se nalazi jedan od najvećih i najljepših dijamanata na svijetu – “Orlov” (37,92 g). .

Dijamant je dobio ime po grčkom. "adamas" - nepobjediv, neuništiv. Najznačajnija nalazišta dijamanata nalaze se u Južnoj Africi, Brazilu i Jakutiji.

Velika nalazišta grafita nalaze se u Njemačkoj, Šri Lanki, Sibiru i Altaju.

Glavni minerali koji sadrže ugljenik su: magnezit MgCO 3, kalcit (krečnjak, krečnjak, mermer, kreda) CaCO 3, dolomit CaMg(CO 3) 2 itd.

Sva fosilna goriva - nafta, gas, treset, ugalj i mrki ugalj, škriljac - izgrađena su na bazi ugljenika. Neki fosilni ugljevi, koji sadrže do 99% C, po sastavu su bliski ugljiku.

Ugljenik čini 0,1% zemljine kore.

U obliku ugljen monoksida (IV) CO 2, ugljenik ulazi u atmosferu. Velika količina CO 2 je otopljena u hidrosferi.

1.2. Alotropske modifikacije ugljika

Elementarni ugljik formira tri alotropske modifikacije: dijamant, grafit, karabin.

1. Dijamant je bezbojna, prozirna kristalna supstanca koja izuzetno snažno lomi svjetlosne zrake. Atomi ugljika u dijamantu su u stanju sp 3 hibridizacije. U pobuđenom stanju, valentni elektroni u atomima ugljika su upareni i formiraju se četiri nesparena elektrona. Kada se formiraju hemijske veze, elektronski oblaci dobijaju isti izduženi oblik i nalaze se u prostoru tako da su njihove ose usmerene ka vrhovima tetraedra. Kada se vrhovi ovih oblaka preklapaju sa oblacima drugih atoma ugljenika, kovalentne veze nastaju pod uglom od 109°28", i formira se atomska kristalna rešetka, karakteristična za dijamant.

Svaki atom ugljika u dijamantu okružen je s četiri druga, smještena od njega u smjerovima od centra tetraedara do vrhova. Udaljenost između atoma u tetraedrima je 0,154 nm. Snaga svih veza je ista. Dakle, atomi u dijamantu su "upakovani" veoma čvrsto. Na 20°C, gustina dijamanta je 3,515 g/cm 3 . To objašnjava njegovu izuzetnu tvrdoću. Dijamant je loš provodnik struje.

Sovjetski Savez je 1961. započeo industrijsku proizvodnju sintetičkih dijamanata od grafita.

U industrijskoj sintezi dijamanata koriste se pritisci od hiljada MPa i temperature od 1500 do 3000°C. Proces se izvodi u prisustvu katalizatora, koji mogu biti neki metali, na primjer Ni. Najveći dio formiranih dijamanata su mali kristali i dijamantska prašina.

Kada se zagrije bez pristupa zraku iznad 1000°C, dijamant se pretvara u grafit. Na 1750°C transformacija dijamanta u grafit se odvija brzo.

Struktura dijamanta

2. Grafit je sivo-crna kristalna supstanca metalnog sjaja, masna na dodir i lošija po tvrdoći čak i papiru.

Atomi ugljika u kristalima grafita su u stanju sp 2 hibridizacije: svaki od njih formira tri kovalentne σ veze sa susjednim atomima. Uglovi između pravaca veza su 120°. Rezultat je mreža sastavljena od pravilnih šesterokuta. Udaljenost između susjednih jezgara ugljikovih atoma unutar sloja je 0,142 nm. Četvrti elektron u vanjskom sloju svakog atoma ugljika u grafitu zauzima p orbitalu koja ne sudjeluje u hibridizaciji.

Nehibridni elektronski oblaci atoma ugljika orijentirani su okomito na ravan sloja i, preklapajući se jedan s drugim, formiraju delokalizirane σ veze. Susedni slojevi u kristalu grafita nalaze se na udaljenosti od 0,335 nm jedan od drugog i slabo su povezani jedan s drugim, uglavnom van der Waalsovim silama. Stoga, grafit ima nisku mehaničku čvrstoću i lako se cijepa u ljuspice, koje su same po sebi vrlo jake. Veza između slojeva atoma ugljika u grafitu je djelomično metalne prirode. Ovo objašnjava činjenicu da grafit dobro provodi struju, ali ne tako dobro kao metali.

Grafitna struktura

Fizička svojstva grafita uvelike variraju u smjerovima - okomito i paralelno na slojeve atoma ugljika.

Kada se zagreva bez pristupa vazduha, grafit se ne menja do 3700°C. Na navedenoj temperaturi sublimira se bez topljenja.

Umjetni grafit se proizvodi od najboljih vrsta uglja na 3000°C u električnim pećima bez pristupa zraka.

Grafit je termodinamički stabilan u širokom rasponu temperatura i pritisaka, pa je prihvaćen kao standardno stanje ugljika. Gustina grafita je 2,265 g/cm3.

3. Karbin je fini kristalni crni prah. U svojoj kristalnoj strukturi, atomi ugljika su povezani naizmjeničnim jednostrukim i trostrukim vezama u linearne lance:

−S≡S−S≡S−S≡S−

Ovu supstancu prvi je dobio V.V. Korshak, A.M. Sladkov, V.I. Kasatočkin, Yu.P. Kudryavtsev ranih 60-ih godina XX vijeka.

Kasnije je pokazano da karbin može postojati u različitim oblicima i da sadrži i poliacetilenske i polikumulenske lance u kojima su atomi ugljika povezani dvostrukim vezama:

C=C=C=C=C=C=

Kasnije je karbin pronađen u prirodi - u materiji meteorita.

Carbyne ima poluprovodna svojstva kada je izložen svjetlosti, njegova provodljivost se uvelike povećava. Zbog postojanja različitih vrsta veza i različitih načina polaganja lanaca atoma ugljika u kristalnoj rešetki, fizička svojstva karbina mogu varirati u širokim granicama. Kada se zagreva bez pristupa vazduhu iznad 2000°C, karabin je stabilan na temperaturama oko 2300°C, primećuje se njegov prelazak u grafit.

Prirodni ugljenik se sastoji od dva izotopa

Ranije se vjerovalo da su drveni ugljen, čađ i koks po sastavu slični čistom ugljiku i da se razlikuju po svojstvima od dijamanta i grafita, što predstavlja nezavisnu alotropnu modifikaciju ugljika („amorfni ugljik“). Međutim, otkriveno je da se ove tvari sastoje od sićušnih kristalnih čestica u kojima su atomi ugljika vezani na isti način kao u grafitu.

4. Ugalj – fino mljeveni grafit. Nastaje tokom termičke razgradnje spojeva koji sadrže ugljik bez pristupa zraka. Ugljevi se značajno razlikuju po svojstvima ovisno o tvari od koje se dobiva i načinu proizvodnje. Uvek sadrže nečistoće koje utiču na njihova svojstva. Najvažnije vrste uglja su koks, drveni ugalj i čađ.

Koks se proizvodi zagrijavanjem uglja bez pristupa zraku.

Drveni ugalj nastaje kada se drvo zagrijava bez pristupa zraku.

Čađ je vrlo fini grafitni kristalni prah. Nastaje sagorevanjem ugljovodonika (prirodni gas, acetilen, terpentin, itd.) sa ograničenim pristupom vazduha.

Aktivni uglji su porozni industrijski adsorbenti koji se uglavnom sastoje od ugljika. Adsorpcija je apsorpcija plinova i otopljenih tvari površinom čvrstih tijela. Aktivni uglji se dobijaju iz čvrstog goriva (treset, mrki i kameni ugalj, antracit), drveta i njegovih proizvoda (drveni ugalj, piljevina, papirni otpad), otpada kožne industrije i životinjskih materijala, kao što su kosti. Ugljevi, koji se odlikuju visokom mehaničkom čvrstoćom, proizvode se od ljuske kokosa i drugih orašastih plodova, te od sjemenki voća. Strukturu uglja predstavljaju pore svih veličina, međutim, adsorpcioni kapacitet i brzina adsorpcije određuju se sadržajem mikropora po jedinici mase ili zapremine granula. Prilikom proizvodnje aktivnog ugljena, početni materijal se prvo podvrgava toplinskoj obradi bez pristupa zraku, zbog čega se iz njega uklanja vlaga i djelomično smole. U tom slučaju nastaje velika porozna struktura uglja. Da bi se dobila mikroporozna struktura, aktivacija se provodi ili oksidacijom plinom ili parom, ili obradom kemijskim reagensima.