1. Vo všetkých organických zlúčeninách má atóm uhlíka valenciu 4.

2. Uhlík je schopný vytvárať jednoduché a veľmi zložité molekuly (zlúčeniny s vysokou molekulovou hmotnosťou: bielkoviny, kaučuky, plasty).

3. Atómy uhlíka sa spájajú nielen s inými atómami, ale aj medzi sebou, pričom vytvárajú rôzne uhlíkovo - uhlíkové reťazce - priame, rozvetvené, uzavreté:

4. Zlúčeniny uhlíka sa vyznačujú fenoménom izomérie, t.j. keď látky majú rovnaké kvalitatívne a kvantitatívne zloženie, ale odlišnú chemickú štruktúru, a teda aj odlišné vlastnosti. Napríklad: empirický vzorec C2H6O zodpovedá dvom rôznym štruktúram látok:

etylalkohol, dimetyléter,

kvapalina, t 0 var. = +78 0 C plyn, t 0 var. = -23,7 °C

Preto sú etylalkohol a dimetyléter izoméry.

5. Vodné roztoky väčšiny organických látok sú neelektrolyty, ich molekuly sa nerozkladajú na ióny.

izomerizmus.

V roku 1823 bol tento jav objavený izoméria– existencia látok s rovnakým molekulárnym zložením, ale s rôznymi vlastnosťami. Aký je dôvod rozdielu medzi izomérmi? Keďže ich zloženie je rovnaké, príčinu možno hľadať len v inom poradí spojenia atómov v molekule.

Ešte pred vytvorením teórie chemickej štruktúry A.M. Butlerov predpovedal, že pre bután C 4 H 10, ktorý má lineárnu štruktúru CH 3 - CH 2 - CH 2 - CH 3 t 0 (bod varu -0,5 0 C), existenciu inej látky s rovnakým molekulovým vzorcom, ale s iná je možná sekvencia spájania atómov uhlíka v molekule:

izobután

t 0 kip. – 11,70 C

takže, izoméry- sú to látky, ktoré majú rovnaký molekulový vzorec, ale odlišnú chemickú štruktúru, a teda aj odlišné vlastnosti. Existujú dva hlavné typy izomérie − štrukturálne A priestorové.

Štrukturálne sa nazývajú izoméry, ktoré majú rôzne poradie atómov v molekule. Existujú tri typy:

Izoméria uhlíkového skeletu:

S – S – S – S – S S – S – S – S

Izoméria viacerých väzieb:

C = C – C – C C – C = C – C

- medzitriedna izoméria:

kyselina propiónová

Priestorová izoméria. Priestorové izoméry majú rovnaké substituenty na každom atóme uhlíka. Ale líšia sa relatívnou polohou v priestore. Existujú dva typy tejto izomérie: geometrická a optická. Geometrická izoméria je charakteristická pre zlúčeniny, ktoré majú planárnu molekulovú štruktúru (alkény, cykloalkány, alkadiény atď.). Ak sú rovnaké substituenty na atómoch uhlíka, napríklad v dvojitej väzbe, umiestnené na jednej strane roviny molekuly, potom to bude cis izomér, na opačných stranách - trans izomér:

Optická izoméria– charakteristika zlúčenín s asymetrickým atómom uhlíka, ktorý je naviazaný na štyri rôzne substituenty. Optické izoméry sú vzájomnými zrkadlovými obrazmi. Napríklad:

Elektrónová štruktúra atómu.

Štruktúra atómu sa študuje v anorganickej chémii a fyzike. Je známe, že atóm určuje vlastnosti chemického prvku. Atóm pozostáva z kladne nabitého jadra, v ktorom je sústredená všetka jeho hmota, a záporne nabitých elektrónov obklopujúcich jadro.

Keďže počas chemických reakcií sa jadrá reagujúcich atómov nemenia, fyzikálne a chemické vlastnosti atómov závisia od štruktúry elektrónových obalov atómov. Elektróny sa môžu pohybovať z jedného atómu na druhý, môžu sa spájať atď. Preto sa budeme podrobne zaoberať problematikou distribúcie elektrónov v atóme na základe kvantovej teórie štruktúry atómu. Podľa tejto teórie má elektrón súčasne vlastnosti častice (hmotnosť, náboj) a vlnovú funkciu. Pre pohybujúce sa elektróny nie je možné určiť presnú polohu. Nachádzajú sa vo vesmíre blízko atómového jadra. Dá sa určiť pravdepodobnosť umiestnenie elektrónu v rôznych častiach vesmíru. Elektrón je v tomto priestore akoby „rozmazaný“ vo forme oblaku (obrázok 1), ktorého hustota klesá.

Obrázok 1.

Nazýva sa oblasť priestoru, v ktorej je pravdepodobnosť nájdenia elektrónu maximálna (≈ 95 %) orbitálny.

Podľa kvantovej mechaniky je stav elektrónu v atóme určený štyrmi kvantovými číslami: Hlavná (n), orbitálny (l), magnetické(m) A točiť(s).

Hlavné kvantové číslo n – charakterizuje energiu elektrónu, vzdialenosť orbitálu od jadra, t.j. energetickú hladinu a nadobúda hodnoty 1, 2, 3 atď. alebo K, L, M, N atď. Hodnota n = 1 zodpovedá najnižšej energii. S nárastom n energia elektrónov sa zvyšuje. Maximálny počet elektrónov umiestnených na energetickej úrovni je určený vzorcom: N=2n2, kde n je číslo úrovne, teda s:

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

n = 2 N = 8 n = 4 N = 32 atď.

V rámci energetických úrovní sú elektróny usporiadané do podúrovní (alebo podplášťov). Ich počet zodpovedá číslu energetickej hladiny, ale sú charakterizované orbitálne kvantové číslo l, ktorý určuje tvar orbitálu. Nadobúda hodnoty od 0 do n-1. O

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

Maximálny počet elektrónov na podúrovni je určený vzorcom: 2(2l + 1). Označenia písmen sa používajú pre podúrovne:

l = 1, 2, 3, 4

Preto, ak n = 1, l= 0, podúroveň s.

n = 2, l= 0, 1, podúroveň s, str.

Maximálny počet elektrónov v podúrovniach:

Ns = 2 Nd = 10

Np = 6 Nf = 14 atď.

V podúrovniach nemôže byť viac ako tento počet elektrónov. Tvar elektrónového oblaku je určený hodnotou l. O
l= 0 (s-orbitál) elektrónový oblak má guľový tvar a nemá priestorový smer.

Obrázok 2

Pri l = 1 (p-orbitál) má elektrónový oblak tvar činky alebo osmičky:

Obrázok 3.

Magnetické kvantové číslo m charakterizuje
usporiadanie orbitálov vo vesmíre. Môže nadobúdať hodnoty ľubovoľných čísel od –l do +l, vrátane 0. Počet možných hodnôt magnetického kvantového čísla pre danú hodnotu l rovná sa (2 l+ 1). Napríklad:

l= 0 (s-orbital) m = 0, t.j. Orbitál s má iba jednu polohu vo vesmíre.

l= 1 (p-orbital) m = -1, 0, +1 (3 hodnoty).

l= 2 (d-orbitál) m = -2, -1, 0, +1, +2 atď.

Orbitály p a d majú 3 a 5 stavov.

Orbitály p sú predĺžené pozdĺž súradnicových osí a sú označené ako orbitály p x, p y, pz.

Spinové kvantové číslo s- charakterizuje rotáciu elektrónu okolo vlastnej osi v smere a proti smeru hodinových ručičiek. Môže mať iba dve hodnoty +1/2 a -1/2. Štruktúra elektrónového obalu atómu je znázornená elektrónovým vzorcom, ktorý ukazuje distribúciu elektrónov cez energetické úrovne a podúrovne. V týchto vzorcoch sú energetické hladiny označené číslami 1, 2, 3, 4..., podúrovne písmenami s, p, d, f. Počet elektrónov v podúrovni sa zapisuje ako mocnina. Napríklad: maximálny počet elektrónov na s 2, p 6, d 10, f 14.

Elektronické vzorce sú často znázornené graficky, ktoré zobrazujú distribúciu elektrónov nielen medzi úrovňami a podúrovňami, ale aj cez orbitály, označené obdĺžnikom. Podúrovne sa delia na kvantové bunky.

Voľná ​​kvantová bunka

Bunka s nepárovým elektrónom

Bunka so spárovanými elektrónmi

Na podúrovni s je jedna kvantová bunka.

Na podúrovni p sú 3 kvantové bunky.

Na d-podúrovni je 5 kvantových buniek.

Na podúrovni f je 7 kvantových buniek.

Určuje sa rozloženie elektrónov v atómoch Pauliho princíp A Hundovo pravidlo. Podľa Pauliho princípu: Atóm nemôže mať elektróny s rovnakými hodnotami všetkých štyroch kvantových čísel. V súlade s Pauliho princípom môže mať energetický článok jeden alebo najviac dva elektróny s opačnými spinmi. Napĺňanie buniek prebieha podľa Hundovho princípu, podľa ktorého sú elektróny najskôr umiestnené po jednom v každej jednotlivej bunke, potom, keď sú obsadené všetky bunky danej podúrovne, začína párovanie elektrónov.

Postupnosť zapĺňania atómových elektrónových orbitálov je určená pravidlami V. Klechkovského v závislosti od súčtu (n + l):

Najprv sa vyplnia tie podúrovne, pre ktoré je toto množstvo menšie;

pre rovnaké hodnoty súčtu (n + l) podúroveň s nižšou hodnotou sa vyplní ako prvá n.

Napríklad:

a) zvážiť vyplnenie podúrovní 3d a 4s. Určme súčet (n + l):

y 3d (n + l) = 3 + 2 = 5, y4s (n+ l) = 4 + 0 = 4, preto sa najprv vyplní podúroveň 4s a potom podúroveň 3d.

b) pre podúrovne 3d, 4p, 5s súčet hodnôt (n + l) = 5. V súlade s Klechkovského pravidlom sa plnenie začína menšou hodnotou n, t.j. 3d → 4p → 5s. Napĺňanie energetických hladín a podúrovní atómov elektrónmi prebieha v tomto poradí: valencia n = 2 n = 1

Be má párový pár elektrónov v podúrovni 2s 2. Na dodávanie energie zvonku je možné tento pár elektrónov oddeliť a atóm môže byť valenčný. V tomto prípade elektrón prechádza z jednej podúrovne do inej podúrovne. Tento proces sa nazýva excitácia elektrónov. Grafický vzorec pre Be v vzrušenom stave bude vyzerať takto:

a valencia je 2.

Uhlík v periodickej tabuľke prvkov sa nachádza v druhej perióde v skupine IVA. Elektrónová konfigurácia atómu uhlíka ls 2 2s 2 2p 2 . Keď je excitovaný, ľahko sa dosiahne elektronický stav, v ktorom sú štyri nepárové elektróny v štyroch vonkajších atómových orbitáloch:

To vysvetľuje, prečo je uhlík v zlúčeninách zvyčajne štvormocný. Rovnosť počtu valenčných elektrónov v atóme uhlíka k počtu valenčných orbitálov, ako aj jedinečný pomer náboja jadra a polomeru atómu mu dáva schopnosť rovnako ľahko pripájať a odovzdávať elektróny. , v závislosti od vlastností spoločníka (bod 9.3.1). V dôsledku toho sa uhlík vyznačuje rôznymi oxidačnými stavmi od -4 do +4 a ľahkosťou hybridizácie svojich atómových orbitálov podľa typu sp 3, sp 2 A sp 1 počas tvorby chemických väzieb (oddiel 2.1.3):

To všetko dáva uhlíku možnosť vytvárať jednoduché, dvojité a trojité väzby nielen medzi sebou, ale aj s atómami iných organogénnych prvkov. Molekuly vytvorené v tomto prípade môžu mať lineárnu, rozvetvenú alebo cyklickú štruktúru.

Vďaka pohyblivosti spoločných elektrónov -MO vznikajúcich za účasti atómov uhlíka sú posunuté smerom k atómu elektronegatívnejšieho prvku (indukčný efekt), čo vedie k polarite nielen tejto väzby, ale aj molekuly ako celý. Uhlík však vďaka priemernej hodnote elektronegativity (0E0 = 2,5) tvorí slabo polárne väzby s atómami iných organogénnych prvkov (tab. 12.1). Ak sú v molekulách systémy konjugovaných väzieb (časť 2.1.3), dochádza k delokalizácii mobilných elektrónov (MO) a osamelých elektrónových párov s vyrovnaním hustoty elektrónov a dĺžok väzieb v týchto systémoch.

Z hľadiska reaktivity zlúčenín zohráva významnú úlohu polarizovateľnosť väzieb (časť 2.1.3). Čím väčšia je polarizácia väzby, tým vyššia je jej reaktivita. Závislosť polarizovateľnosti väzieb obsahujúcich uhlík od ich povahy sa odráža v nasledujúcich radoch:

Všetky uvažované údaje o vlastnostiach väzieb obsahujúcich uhlík naznačujú, že uhlík v zlúčeninách tvorí na jednej strane pomerne silné kovalentné väzby medzi sebou a s inými organogénmi a na druhej strane spoločné elektrónové páry týchto väzieb sú dosť labilné. V dôsledku toho môže dôjsť k zvýšeniu reaktivity týchto väzieb a stabilizácii. Práve tieto vlastnosti zlúčenín obsahujúcich uhlík robia uhlík organogénom číslo jeden.

Acidobázické vlastnosti zlúčenín uhlíka. Oxid uhoľnatý (4) je kyslý oxid a jeho zodpovedajúci hydroxid - kyselina uhličitá H2CO3 - je slabá kyselina. Molekula oxidu uhoľnatého(4) je nepolárna, a preto je zle rozpustná vo vode (0,03 mol/l pri 298 K). V tomto prípade sa najskôr v roztoku vytvorí hydrát CO2 H2O, v ktorom sa CO2 nachádza v dutine asociátu molekúl vody a následne sa tento hydrát pomaly a reverzibilne mení na H2CO3. Väčšina oxidu uhoľnatého (4) rozpusteného vo vode je vo forme hydrátu.

V tele, v červených krvinkách, sa pôsobením enzýmu karboanhydrázy veľmi rýchlo nastolí rovnováha medzi CO2 hydrátom H2O a H2CO3. To nám umožňuje zanedbať prítomnosť CO2 vo forme hydrátu v erytrocyte, nie však v krvnej plazme, kde nie je karboanhydráza. Výsledný H2CO3 disociuje za fyziologických podmienok na hydrokarbonátový anión a v alkalickejšom prostredí na uhličitanový anión:

Kyselina uhličitá existuje iba v roztoku. Tvorí dva rady solí - hydrouhličitany (NaHCO3, Ca(HC0 3)2) a uhličitany (Na2CO3, CaCO3). Uhľovodíky sú vo vode rozpustnejšie ako uhličitany. Vo vodných roztokoch soli kyseliny uhličitej, najmä uhličitany, ľahko hydrolyzujú na anióne a vytvárajú alkalické prostredie:

Látky ako sóda bikarbóna NaHC03; krieda CaCO3, biela magnézia 4MgC03 * Mg(OH)2 * H2O, hydrolyzované za vzniku zásaditého prostredia, sa používajú ako antacidá (neutralizátory kyselín) na zníženie zvýšenej kyslosti žalúdočnej šťavy:

Kombinácia kyseliny uhličitej a bikarbonátového iónu (H2CO3, HCO3(-)) tvorí bikarbonátový tlmivý systém (časť 8.5) - pekný tlmivý systém krvnej plazmy, ktorý zabezpečuje konštantné pH krvi pri pH = 7,40 ± 0,05.

Prítomnosť hydrouhličitanov vápnika a horčíka v prírodných vodách spôsobuje ich dočasnú tvrdosť. Keď sa takáto voda prevarí, jej tvrdosť sa eliminuje. K tomu dochádza v dôsledku hydrolýzy aniónu HCO3(-), tepelného rozkladu kyseliny uhličitej a vyzrážania katiónov vápnika a horčíka vo forme nerozpustných zlúčenín CaC03 a Mg(OH)2:

Tvorba Mg(OH)2 je spôsobená úplnou hydrolýzou horčíkového katiónu, ku ktorej dochádza za týchto podmienok v dôsledku nižšej rozpustnosti Mg(OH)2 v porovnaní s MgC03.

V lekárskej a biologickej praxi sa okrem kyseliny uhličitej musíme vysporiadať s ďalšími kyselinami obsahujúcimi uhlík. Ide predovšetkým o veľké množstvo rôznych organických kyselín, ako aj kyselinu kyanovodíkovú HCN. Z hľadiska kyslých vlastností je sila týchto kyselín odlišná:

Tieto rozdiely sú spôsobené vzájomným vplyvom atómov v molekule, povahou disociačnej väzby a stabilitou aniónu, t.j. jeho schopnosťou delokalizovať náboj.

Kyselina kyanovodíková, alebo kyanovodík, HCN - bezfarebná, vysoko prchavá kvapalina (T kip = 26 °C) s vôňou horkých mandlí, miešateľný s vodou v akomkoľvek pomere. Vo vodných roztokoch sa správa ako veľmi slabá kyselina, ktorej soli sa nazývajú kyanidy. Kyanidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín sú rozpustné vo vode, ale hydrolyzujú na anióne, a preto ich vodné roztoky zapáchajú ako kyselina kyanovodíková (vôňa horkých mandlí) a majú pH >12:

Pri dlhšom vystavení CO2 obsiahnutému vo vzduchu sa kyanid rozkladá a uvoľňuje kyselinu kyanovodíkovú:

V dôsledku tejto reakcie kyanid draselný (kyanid draselný) a jeho roztoky strácajú pri dlhodobom skladovaní toxicitu. Kyanidový anión je jedným z najsilnejších anorganických jedov, pretože je aktívnym ligandom a ľahko tvorí stabilné komplexné zlúčeniny s enzýmami obsahujúcimi Fe3+ a Cu2(+) ako komplexotvorné ióny (odsek. 10.4).

Redoxné vlastnosti. Pretože uhlík v zlúčeninách môže vykazovať akýkoľvek oxidačný stav od -4 do +4, voľný uhlík môže počas reakcie darovať aj získavať elektróny, ktoré pôsobia ako redukčné činidlo alebo ako oxidačné činidlo, v závislosti od vlastností druhého činidla:

Pri interakcii silných oxidačných činidiel s organickými látkami môže dôjsť k neúplnej alebo úplnej oxidácii uhlíkových atómov týchto zlúčenín.

V podmienkach anaeróbnej oxidácie s nedostatkom alebo absenciou kyslíka sa atómy uhlíka organickej zlúčeniny v závislosti od obsahu atómov kyslíka v týchto zlúčeninách a vonkajších podmienkach môžu premeniť na C0 2, CO, C a dokonca aj CH 4 a iné. organogény sa menia na H2O, NH3 a H2S.

V tele je úplná oxidácia organických zlúčenín kyslíkom v prítomnosti oxidázových enzýmov (aeróbna oxidácia) opísaná rovnicou:

Z uvedených rovníc oxidačných reakcií je zrejmé, že v organických zlúčeninách menia oxidačný stav iba atómy uhlíka, zatiaľ čo atómy ostatných organogénov si oxidačný stav zachovávajú.

Počas hydrogenačných reakcií, t. j. pridanie vodíka (redukčného činidla) na násobnú väzbu, atómy uhlíka, ktoré ho tvoria, znižujú svoj oxidačný stav (pôsobia ako oxidačné činidlá):

Organické substitučné reakcie so vznikom novej medziuhlíkovej väzby, napríklad vo Wurtzovej reakcii, sú tiež redoxné reakcie, v ktorých atómy uhlíka pôsobia ako oxidačné činidlá a atómy kovov ako redukčné činidlá:

Podobná vec sa pozoruje pri reakciách tvorby organokovových zlúčenín:

Súčasne pri alkylačných reakciách so vznikom novej medziuhlíkovej väzby zohrávajú úlohu oxidačného činidla a redukčného činidla atómy uhlíka substrátu a činidla:

V dôsledku reakcií pridania polárneho činidla k substrátu prostredníctvom viacnásobnej medziuhlíkovej väzby jeden z atómov uhlíka znižuje oxidačný stav, pričom vykazuje vlastnosti oxidačného činidla, a druhý zvyšuje oxidačný stupeň, pričom pôsobí ako redukčné činidlo:

V týchto prípadoch prebieha intramolekulárna oxidačno-redukčná reakcia uhlíkových atómov substrátu, t.j. dismutácia, pod vplyvom činidla, ktoré nevykazuje redoxné vlastnosti.

Typickými reakciami intramolekulárnej dismutácie organických zlúčenín v dôsledku ich atómov uhlíka sú dekarboxylačné reakcie aminokyselín alebo ketokyselín, ako aj prešmykové a izomerizačné reakcie organických zlúčenín, o ktorých sa hovorilo v časti. 9.3. Uvedené príklady organických reakcií, ako aj reakcie z odd. 9.3 presvedčivo naznačujú, že atómy uhlíka v organických zlúčeninách môžu byť oxidačnými aj redukčnými činidlami.

Atóm uhlíka v zlúčenine- oxidačné činidlo, ak sa v dôsledku reakcie zvýši počet jeho väzieb s atómami menej elektronegatívnych prvkov (vodík, kovy), pretože priťahovaním spoločných elektrónov týchto väzieb k sebe príslušný atóm uhlíka znižuje svoju oxidáciu štát.

Atóm uhlíka v zlúčenine- redukčné činidlo, ak sa v dôsledku reakcie zvýši počet jeho väzieb s atómami viac elektronegatívnych prvkov(ZÁPORY), pretože odtláčaním zdieľaných elektrónov týchto väzieb zvyšuje príslušný atóm uhlíka svoj oxidačný stav.

Mnohé reakcie v organickej chémii sú teda v dôsledku redoxnej duality atómov uhlíka redoxné. Avšak na rozdiel od podobných reakcií v anorganickej chémii môže byť redistribúcia elektrónov medzi oxidačným činidlom a redukčným činidlom v organických zlúčeninách sprevádzaná iba vytesnením spoločného elektrónového páru chemickej väzby k atómu, ktorý pôsobí ako oxidačné činidlo. V tomto prípade môže byť toto spojenie zachované, ale v prípadoch silnej polarizácie môže byť prerušené.

Komplexné vlastnosti zlúčenín uhlíka. Atóm uhlíka v zlúčeninách nemá osamelé elektrónové páry, a preto môžu ako ligandy pôsobiť iba zlúčeniny uhlíka obsahujúce viacnásobné väzby s jeho účasťou. V procesoch tvorby komplexov sú obzvlášť aktívne elektróny polárnej trojitej väzby oxidu uhoľnatého (2) a anión kyseliny kyanovodíkovej.

V molekule oxidu uhoľnatého (2) tvoria atómy uhlíka a kyslíka jednu a jednu väzbu v dôsledku vzájomného prekrývania svojich dvoch 2p-atómových orbitálov podľa mechanizmu výmeny. Tretia väzba, t.j. ďalšia -väzba, sa vytvára podľa mechanizmu donor-akceptor. Akceptorom je voľný atómový orbitál 2p atómu uhlíka a donorom je atóm kyslíka, ktorý poskytuje osamelý pár elektrónov z orbitálu 2p:

Zvýšený pomer väzieb poskytuje tejto molekule za normálnych podmienok vysokú stabilitu a inertnosť, pokiaľ ide o acidobázické vlastnosti (CO je oxid netvoriaci soľ) a redoxné vlastnosti (CO je redukčné činidlo pri T > 1000 K). Zároveň z neho robí aktívny ligand v komplexačných reakciách s atómami a katiónmi d-kovov, predovšetkým so železom, s ktorým tvorí pentakarbonyl železa, prchavú toxickú kvapalinu:

Schopnosť vytvárať komplexné zlúčeniny s katiónmi d-kov je dôvodom toxicity oxidu uhoľnatého (H) pre živé systémy (oddiel. 10.4) v dôsledku výskytu reverzibilných reakcií s hemoglobínom a oxyhemoglobínom obsahujúcim katión Fe 2+ s tvorbou karboxyhemoglobínu:

Tieto rovnováhy sa posúvajú smerom k tvorbe karboxyhemoglobínu ННbСО, ktorého stabilita je 210-krát väčšia ako stabilita oxyhemoglobínu ННbО2. To vedie k hromadeniu karboxyhemoglobínu v krvi a následne k zníženiu jeho schopnosti prenášať kyslík.

Anión kyseliny kyanovodíkovej CN- obsahuje aj ľahko polarizovateľné elektróny, preto efektívne tvorí komplexy s d-kovmi vrátane živých kovov, ktoré sú súčasťou enzýmov. Preto sú kyanidy vysoko toxické zlúčeniny (časť 10.4).

Cyklus uhlíka v prírode. Cyklus uhlíka v prírode je založený najmä na reakciách oxidácie a redukcie uhlíka (obr. 12.3).

Rastliny asimilujú (1) oxid uhoľnatý (4) z atmosféry a hydrosféry. Časť rastlinnej hmoty konzumujú (2) ľudia a zvieratá. Dýchanie živočíchov a rozklad ich zvyškov (3), ako aj dýchanie rastlín, hnitie odumretých rastlín a spaľovanie dreva (4) vracia CO2 do atmosféry a hydrosféry. Proces mineralizácie zvyškov rastlín (5) a živočíchov (6) za vzniku rašeliny, fosílneho uhlia, ropy, plynu vedie k prechodu uhlíka na prírodné zdroje. Acidobázické reakcie (7) prebiehajú rovnakým smerom, vyskytujú sa medzi CO2 a rôznymi horninami s tvorbou uhličitanov (stredných, kyslých a zásaditých):

Táto anorganická časť cyklu vedie k strate CO2 v atmosfére a hydrosfére. Ľudská činnosť pri spaľovaní a spracovaní uhlia, ropy, plynu (8), palivového dreva (4) naopak bohato obohacuje životné prostredie o oxid uhoľnatý (4). Dlho panovalo presvedčenie, že vďaka fotosyntéze zostáva koncentrácia CO2 v atmosfére konštantná. Nárast obsahu CO2 v atmosfére v dôsledku ľudskej činnosti však v súčasnosti nie je kompenzovaný jeho prirodzeným poklesom. Celkové uvoľňovanie CO2 do atmosféry rastie exponenciálne o 4-5% ročne. Podľa výpočtov v roku 2000 dosiahne obsah CO2 v atmosfére približne 0,04 % namiesto 0,03 % (1990).

Po zvážení vlastností a charakteristík zlúčenín obsahujúcich uhlík treba ešte raz zdôrazniť vedúcu úlohu uhlíka

Ryža. 12.3. Uhlíkový cyklus v prírody

Organogén č. 1: po prvé, atómy uhlíka tvoria kostru molekúl organických zlúčenín; po druhé, atómy uhlíka hrajú kľúčovú úlohu v redoxných procesoch, keďže spomedzi atómov všetkých organogénov je to uhlík, ktorý je najviac charakterizovaný redoxnou dualitou. Viac informácií o vlastnostiach organických zlúčenín nájdete v module IV „Základy bioorganickej chémie“.

Všeobecná charakteristika a biologická úloha p-prvkov skupiny IVA. Elektronické analógy uhlíka sú prvky skupiny IVA: kremík Si, germánium Ge, cín Sn a olovo Pb (pozri tabuľku 1.2). Polomery atómov týchto prvkov sa s rastúcim atómovým číslom prirodzene zväčšujú a ich ionizačná energia a elektronegativita prirodzene klesá (časť 1.3). Preto prvé dva prvky skupiny: uhlík a kremík sú typické nekovy a germánium, cín a olovo sú kovy, pretože sa najviac vyznačujú stratou elektrónov. V rade Ge - Sn - Pb sa zvyšujú kovové vlastnosti.

Z hľadiska redoxných vlastností sú prvky C, Si, Ge, Sn a Pb za normálnych podmienok pomerne stabilné voči vzduchu a vode (kovy Sn a Pb - v dôsledku tvorby oxidového filmu na povrchu ). Zlúčeniny olova (4) sú zároveň silnými oxidačnými činidlami:

Komplexotvorné vlastnosti sú najcharakteristickejšie pre olovo, pretože jeho katióny Pb 2+ sú silné komplexotvorné činidlá v porovnaní s katiónmi iných p-prvkov skupiny IVA. Katióny olova tvoria silné komplexy s bioligandmi.

Prvky skupiny IVA sa výrazne líšia svojim obsahom v tele, ako aj svojou biologickou úlohou. Uhlík hrá zásadnú úlohu v živote tela, kde je jeho obsah asi 20%. Obsah ostatných prvkov skupiny IVA v tele je v rozmedzí 10 -6 -10 -3%. Zároveň, ak kremík a germánium nepochybne zohrávajú dôležitú úlohu v živote tela, potom cín a najmä olovo sú toxické. So zvyšujúcou sa atómovou hmotnosťou prvkov skupiny IVA sa teda zvyšuje toxicita ich zlúčenín.

Prach pozostávajúci z častíc uhlia alebo oxidu kremičitého SiO2 pri systematickom vystavení pľúcam spôsobuje ochorenia - pneumokoniózu. V prípade uhoľného prachu ide o antrakózu, chorobu z povolania baníkov. Pri vdychovaní prachu s obsahom Si02 dochádza k silikóze. Mechanizmus vývoja pneumokoniózy ešte nebol stanovený. Predpokladá sa, že pri dlhšom kontakte zŕn silikátového piesku s biologickými tekutinami vzniká kyselina polykremičitá Si02 yH2O v gélovitom stave, ktorej ukladanie v bunkách vedie k ich smrti.

Toxický účinok olova je ľudstvu známy už veľmi dlho. Používanie olova na výrobu riadu a vodných fajok viedlo k masívnej otrave ľudí. V súčasnosti je olovo naďalej jednou z hlavných znečisťujúcich látok životného prostredia, keďže uvoľňovanie zlúčenín olova do atmosféry predstavuje viac ako 400 000 ton ročne. Olovo sa hromadí najmä v kostre vo forme slabo rozpustného fosforečnanu Pb3(PO4)2 a pri demineralizácii kostí pôsobí na organizmus pravidelne toxicky. Preto je olovo klasifikované ako kumulatívny jed. Toxicita zlúčenín olova je spojená predovšetkým s ich komplexotvornými vlastnosťami a vysokou afinitou k bioligandom, najmä tým, ktoré obsahujú sulfhydrylové skupiny (-SH):

Tvorba komplexných zlúčenín iónov olova s ​​proteínmi, fosfolipidmi a nukleotidmi vedie k ich denaturácii. Ióny olova často inhibujú EM 2+ metaloenzýmy a vytláčajú z nich katióny živých kovov:

Olovo a jeho zlúčeniny sú jedy, ktoré pôsobia predovšetkým na nervový systém, cievy a krv. Zlúčeniny olova zároveň ovplyvňujú syntézu bielkovín, energetickú rovnováhu buniek a ich genetický aparát.

V medicíne sa ako adstringenty používajú tieto externé antiseptiká: octan olovnatý Pb(CH3COO)2 ZH2O (olova) a oxid olovnatý PbO (olovnatá omietka). Olovené ióny týchto zlúčenín reagujú s proteínmi (albumín) v cytoplazme mikrobiálnych buniek a tkanív a vytvárajú gélovité albumináty. Tvorba gélov zabíja mikróby a navyše im sťažuje prienik do tkanivových buniek, čo znižuje lokálnu zápalovú odpoveď.

Uhlík

CARBON-A; m. Chemický prvok (C), najdôležitejšia zložka všetkých organických látok v prírode. Atómy uhlíka. Percento obsahu uhlíka. Bez uhlíka je život nemožný.

◁ Uhlík, oh, oh. Y atómy. Uhlík, oh, oh. S obsahom uhlíka. No oceľ.

uhlíka

(lat. Carboneum), chemický prvok IV. skupiny periodickej tabuľky. Hlavnými kryštálovými modifikáciami sú diamant a grafit. Za normálnych podmienok je uhlík chemicky inertný; Pri vysokých teplotách sa spája s mnohými prvkami (silné redukčné činidlo). Obsah uhlíka v zemskej kôre je 6,5 10 16 ton Významné množstvo uhlíka (asi 10 13 ton) je obsiahnuté v zložení fosílnych palív (uhlie, zemný plyn, ropa atď.), ako aj v zložení atmosférického oxidu uhličitého (6 10 11 t) a hydrosféry (10 14 t). Hlavnými minerálmi obsahujúcimi uhlík sú uhličitany. Uhlík má jedinečnú schopnosť vytvárať obrovské množstvo zlúčenín, ktoré môžu pozostávať z takmer neobmedzeného počtu atómov uhlíka. Rozmanitosť zlúčenín uhlíka predurčila vznik jedného z hlavných odvetví chémie – organickej chémie. Uhlík je biogénny prvok; jeho zlúčeniny zohrávajú osobitnú úlohu v živote rastlinných a živočíšnych organizmov (priemerný obsah uhlíka - 18%). Uhlík je vo vesmíre rozšírený; na Slnku je na 4. mieste po vodíku, héliu a kyslíku.

CARBON

UHLÍK (lat. Carboneum, od carbo - uhlie), C (čítaj „ce“), chemický prvok s atómovým číslom 6, atómová hmotnosť 12,011. Prírodný uhlík pozostáva z dvoch stabilných nuklidov: 12 C, 98,892 % hmotnosti a 13 C - 1,108 %. V prírodnej zmesi nuklidov je rádioaktívny nuklid 14 C (b - žiarič, polčas rozpadu 5730 rokov) vždy prítomný v zanedbateľných množstvách. Neustále sa tvorí v spodných vrstvách atmosféry pôsobením neutrónov z kozmického žiarenia na izotop dusíka 14 N:
147N + 10 n = 146 C + 11H.
Uhlík sa nachádza v skupine IVA, v druhej perióde periodickej tabuľky. Konfigurácia vonkajšej elektrónovej vrstvy atómu v základnom stave 2 s 2 p 2 . Najdôležitejšie oxidačné stavy sú +2 +4, –4, valencie IV a II.
Polomer neutrálneho atómu uhlíka je 0,077 nm. Polomer iónu C 4+ je 0,029 nm (koordinačné číslo 4), 0,030 nm (koordinačné číslo 6). Sekvenčné ionizačné energie neutrálneho atómu sú 11,260, 24,382, 47,883, 64,492 a 392,09 eV. Elektronegativita podľa Paulinga (cm. PAULING Linus) 2,5.
Historický odkaz
Uhlík je známy už od staroveku. Drevené uhlie sa používalo na získavanie kovov z rúd, diamantov (cm. DIAMANT (minerál))- ako drahý kameň. V roku 1789 francúzsky chemik A. L. Lavoisier (cm. LAVOISIER Antoine Laurent) dospel k záveru o elementárnej povahe uhlíka.
Syntetické diamanty prvýkrát získali v roku 1953 švédski vedci, no výsledky nestihli zverejniť. V decembri 1954 sa podarilo získať umelé diamanty a začiatkom roku 1955 pracovníci firmy General Electric zverejnili výsledky. (cm. VŠEOBECNÁ ELEKTRICKÁ)
V ZSSR umelé diamanty prvýkrát získala v roku 1960 skupina vedcov vedená V. N. Bakulom a L. F. Vereščaginom (cm. VERESHCHAGIN Leonid Fedorovič) .
V roku 1961 skupina sovietskych chemikov pod vedením V.V. Korshaka syntetizovala lineárnu modifikáciu uhlíka - karbyn. Čoskoro potom bola karabína objavená v meteoritovom kráteri Ries (Nemecko). V roku 1969 boli v ZSSR syntetizované diamantové kryštály podobné fúzom pri bežnom tlaku, vyznačujúce sa vysokou pevnosťou a prakticky bez defektov.
V roku 1985 Croteau (cm. ROZTOMNÝ Harold) objavil novú formu uhlíka – fullerény (cm. FULLERENES) C 60 a C 70 v hmotnostnom spektre grafitu odpareného pri ožarovaní laserom. Pri vysokých tlakoch sa získal lonsdaleit.
Byť v prírode
Obsah v zemskej kôre je 0,48 % hmotnosti. Akumuluje sa v biosfére: v živej hmote 18% uhlie, v dreve 50%, rašelina 62%, prírodné horľavé plyny 75%, ropná bridlica 78%, čierne a hnedé uhlie 80%, ropa 85%, antracit 96%. Značná časť uhlia litosféry je sústredená vo vápencoch a dolomitoch. Uhlík v oxidačnom stave +4 je súčasťou karbonátových hornín a minerálov (krieda, vápenec, mramor, dolomit). Oxid uhličitý CO 2 (0,046 % hm.) je trvalou zložkou atmosférického vzduchu. Oxid uhličitý je vždy prítomný v rozpustenej forme vo vode riek, jazier a morí.
Látky obsahujúce uhlík boli objavené v atmosfére hviezd, planét a meteoritov.
Potvrdenie
Od staroveku sa uhlie vyrábalo nedokonalým spaľovaním dreva. V 19. storočí bolo v hutníctve drevené uhlie nahradené bitúmenovým uhlím (koksom).
V súčasnosti sa krakovanie používa na priemyselnú výrobu čistého uhlíka. (cm. PRASKOVANIE) zemný plyn metán (cm. METÁN) CH 4:
CH4 = C + 2H2
Drevené uhlie na liečebné účely sa pripravuje spaľovaním kokosových škrupín. Pre laboratórne potreby sa nedokonalým spaľovaním cukru získava čisté uhlie, ktoré neobsahuje nehorľavé nečistoty.
Fyzikálne a chemické vlastnosti
Uhlík je nekov.
Rozmanitosť zlúčenín uhlíka sa vysvetľuje schopnosťou ich atómov viazať sa navzájom, vytvárať trojrozmerné štruktúry, vrstvy, reťazce a cykly. Sú známe štyri alotropické modifikácie uhlíka: diamant, grafit, karbín a fullerit. Drevené uhlie pozostáva z drobných kryštálikov s neusporiadanou štruktúrou grafitu. Jeho hustota je 1,8-2,1 g/cm3. Sadze sú vysoko mletý grafit.
Diamant je minerál s kubickou plošne centrovanou mriežkou. Atómy C v diamante sa nachádzajú v sp 3 - hybridný stav. Každý atóm tvorí 4 kovalentné s-väzby so štyrmi susednými atómami C umiestnenými vo vrcholoch štvorstenu, v strede ktorého je atóm C. Vzdialenosti medzi atómami v štvorstene sú 0,154 nm. Neexistuje žiadna elektronická vodivosť, pásmová medzera je 5,7 eV. Zo všetkých jednoduchých látok má diamant maximálny počet atómov na jednotku objemu. Jeho hustota je 3,51 g/cm3. Tvrdosť podľa Mohsovej mineralogickej stupnice (cm. MOHS mierka) brané ako 10. Diamant môže byť poškriabaný iba iným diamantom; ale je krehký a pri náraze sa rozpadne na kúsky nepravidelného tvaru. Termodynamicky stabilné iba pri vysokých tlakoch. Avšak pri 1800 °C dochádza k premene diamantu na grafit rýchlo. K spätnej premene grafitu na diamant dochádza pri 2700°C a tlaku 11-12 GPa.
Grafit je vrstvená tmavošedá látka so šesťhrannou kryštálovou mriežkou. Termodynamicky stabilné v širokom rozsahu teplôt a tlakov. Pozostáva z paralelných vrstiev tvorených pravidelnými šesťuholníkmi atómov C. Atómy uhlíka každej vrstvy sú umiestnené oproti stredom šesťuholníkov umiestnených v susedných vrstvách; poloha vrstiev sa opakuje každá druhá a každá vrstva je posunutá voči druhej v horizontálnom smere o 0,1418 nm. Vo vnútri vrstvy sú väzby medzi atómami kovalentné, vytvorené sp 2 -hybridné orbitály. Spojenia medzi vrstvami sú realizované slabým van der Waalsom (cm. MEDZIMOLEKULÁRNA INTERAKCIA) sily, takže grafit sa ľahko odlupuje. Tento stav je stabilizovaný štvrtou delokalizovanou p-väzbou. Grafit má dobrú elektrickú vodivosť. Hustota grafitu je 2,1-2,5 kg/dm3.
Vo všetkých alotropných modifikáciách je za normálnych podmienok uhlík chemicky neaktívny. Do chemických reakcií vstupuje iba pri zahrievaní. V tomto prípade chemická aktivita uhlíka klesá v sérii sadze-drevené uhlie-grafit-diamant. Sadze na vzduchu sa zapália pri zahriatí na 300 ° C, diamant - pri 850-1000 ° C. Pri spaľovaní vzniká oxid uhličitý CO 2 a CO. Zahrievaním CO 2 uhlím sa získava aj oxid uhoľnatý (II) CO:
C02 + C = 2CO
C + H20 (prehriata para) = CO + H2
Syntetizoval sa oxid uhoľnatý C203.
CO 2 je kyslý oxid, je spojený so slabou, nestabilnou kyselinou uhličitou H 2 CO 3, ktorá existuje len vo vysoko zriedených studených vodných roztokoch. Soli kyseliny uhličitej - uhličitany (cm. Uhličitany)(K2C03, CaC03) a hydrogénuhličitany (cm. HYDROkarbonáty)(NaHC03, Ca(HC03)2).
S vodíkom (cm. VODÍK) grafit a drevené uhlie reagujú pri teplotách nad 1200 °C za vzniku zmesi uhľovodíkov. Pri reakcii s fluórom pri 900 °C vytvára zmes fluórovaných uhľovodíkových zlúčenín. Prechodom elektrického výboja medzi uhlíkovými elektródami v dusíkovej atmosfére sa získa kyanogénny plyn (CN) 2; Ak je v zmesi plynov prítomný vodík, vzniká kyselina kyanovodíková HCN. Pri veľmi vysokých teplotách grafit reaguje so sírou, (cm. SÍRA) kremík, bór, tvoriace karbidy - CS 2, SiC, B 4 C.
Karbidy vznikajú interakciou grafitu s kovmi pri vysokých teplotách: karbid sodný Na 2 C 2, karbid vápnika CaC 2, karbid horčíka Mg 2 C 3, karbid hliníka Al 4 C 3. Tieto karbidy sa vodou ľahko rozložia na hydroxid kovu a zodpovedajúci uhľovodík:
Al4C3 + 12H20 = 4Al(OH)3 + 3CH4
Uhlík tvorí s prechodnými kovmi kovovo podobné chemicky stabilné karbidy, napríklad karbid železa (cementit) Fe 3 C, karbid chrómu Cr 2 C 3, karbid volfrámu WC. Karbidy sú kryštalické látky, povaha chemickej väzby môže byť rôzna.
Pri zahrievaní uhlie redukuje mnohé kovy z ich oxidov:
FeO + C = Fe + CO,
2CuO+ C = 2Cu+ CO2
Pri zahrievaní redukuje síru (VI) na síru (IV) z koncentrovanej kyseliny sírovej:
2H2S04 + C = C02 + 2S02 + 2H20
Pri 3500°C a normálnom tlaku uhlík sublimuje.
Aplikácia
Viac ako 90 % všetkých primárnych zdrojov energie spotrebovanej na svete pochádza z fosílnych palív. 10 % vyťaženého paliva sa používa ako surovina pre základnú organickú a petrochemickú syntézu na výrobu plastov.
Fyziologické pôsobenie
Uhlík je najdôležitejším biogénnym prvkom, je to stavebná jednotka organických zlúčenín, ktoré sa podieľajú na stavbe organizmov a zabezpečujú ich životné funkcie (biopolyméry, vitamíny, hormóny, mediátory a iné). Obsah uhlíka v živých organizmoch na báze sušiny je 34,5 – 40 % pre vodné rastliny a živočíchy, 45,4 – 46,5 % pre suchozemské rastliny a živočíchy a 54 % pre baktérie. Počas života organizmov dochádza k oxidačnému rozkladu organických zlúčenín s uvoľňovaním CO 2 do vonkajšieho prostredia. Oxid uhličitý (cm. OXID UHLIČITÝ), rozpustený v biologických tekutinách a prírodných vodách, sa podieľa na udržiavaní optimálnej kyslosti prostredia pre život. Uhlík v CaCO 3 tvorí exoskelet mnohých bezstavovcov a nachádza sa v koraloch a vaječných škrupinách.
Počas rôznych výrobných procesov sa častice uhlia, sadzí, grafitu a diamantu dostávajú do atmosféry a nachádzajú sa v nej vo forme aerosólov. MPC pre uhlíkový prach v pracovných priestoroch je 4,0 mg/m3, pre uhlie 10 mg/m3.

encyklopedický slovník. 2009 .

Synonymá:

Pozrite sa, čo je „uhlík“ v iných slovníkoch:

Tabuľka nuklidov Všeobecné informácie Názov, značka Uhlík 14, 14C Alternatívne názvy rádiouhlík, rádiouhlík Neutróny 8 protóny 6 Vlastnosti nuklidu Atómová hmotnosť ... Wikipedia

Tabuľka nuklidov Všeobecné informácie Názov, symbol Uhlík 12, 12C Neutróny 6 Protóny 6 Vlastnosti nuklidov Atómová hmotnosť 12,0000000(0) ... Wikipedia

Tabuľka nuklidov Všeobecné informácie Názov, symbol Uhlík 13, 13C Neutróny 7 Protóny 6 Vlastnosti nuklidov Atómová hmotnosť 13,0033548378(10) ... Wikipedia

- (lat. Carboneum) C, chemický. prvok IV. skupiny Mendelejevovej periodickej sústavy, atómové číslo 6, atómová hmotnosť 12,011. Hlavnými kryštálovými modifikáciami sú diamant a grafit. Za normálnych podmienok je uhlík chemicky inertný; na vysokej...... Veľký encyklopedický slovník

- (Carboneum), C, chemický prvok IV. skupiny periodickej tabuľky, atómové číslo 6, atómová hmotnosť 12,011; nekovové. Obsah v zemskej kôre je 2,3 × 10 2 % hmotnosti. Hlavnými kryštalickými formami uhlíka sú diamant a grafit. Hlavnou zložkou je uhlík.... Moderná encyklopédia

Uhlík- (Carboneum), C, chemický prvok IV. skupiny periodickej tabuľky, atómové číslo 6, atómová hmotnosť 12,011; nekovové. Obsah v zemskej kôre je 2,3´10 2% hmotnosti. Hlavnými kryštalickými formami uhlíka sú diamant a grafit. Hlavnou zložkou je uhlík.... Ilustrovaný encyklopedický slovník

CARBON- (1) chem. prvok, symbol C (lat. Carboneum), at. A. 6, o. m. 12,011. Existuje v niekoľkých alotropných modifikáciách (formách) (diamant, grafit a zriedkavo karabín, chaoit a lonsdaleit v meteoritových kráteroch). Od roku 1961 / bola prijatá hmotnosť atómu izotopu 12C ... Veľká polytechnická encyklopédia

- (symbol C), rozšírený nekovový prvok štvrtej skupiny periodickej tabuľky. Uhlík tvorí obrovské množstvo zlúčenín, ktoré spolu s uhľovodíkmi a inými nekovovými látkami tvoria základ... ... Vedecko-technický encyklopedický slovník

DEFINÍCIA

Uhlík- šiesty prvok periodickej tabuľky. Označenie - C z latinského „carboneum“. Nachádza sa v druhej tretine, skupina IVA. Vzťahuje sa na nekovy. Jadrový náboj je 6.

Uhlík sa v prírode nachádza ako vo voľnom stave, tak aj vo forme mnohých zlúčenín. Voľný uhlík sa vyskytuje vo forme diamantu a grafitu. Okrem fosílneho uhlia sú v hlbinách Zeme veľké akumulácie ropy. Soli kyseliny uhličitej, najmä uhličitan vápenatý, sa nachádzajú v obrovskom množstve v zemskej kôre. Vo vzduchu je vždy oxid uhličitý. Napokon, rastlinné a živočíšne organizmy pozostávajú z látok, na ktorých tvorbe sa podieľa uhlík. Tento prvok je teda jedným z najbežnejších na Zemi, hoci jeho celkový obsah v zemskej kôre je len asi 0,1 % (hm.).

Atómová a molekulová hmotnosť uhlíka

Relatívna molekulová hmotnosť látky (M r) je číslo, ktoré ukazuje, koľkokrát je hmotnosť danej molekuly väčšia ako 1/12 hmotnosti atómu uhlíka a relatívna atómová hmotnosť prvku (A r) je koľkokrát je priemerná hmotnosť atómov chemického prvku väčšia ako 1/12 hmotnosti atómu uhlíka.

Pretože uhlík vo voľnom stave existuje vo forme monatomických molekúl C, hodnoty jeho atómových a molekulových hmotností sa zhodujú. Rovnajú sa 12,0064.

Alotropia a alotropické modifikácie uhlíka

Vo voľnom stave existuje uhlík vo forme diamantu, ktorý kryštalizuje v kubickej a hexagonálnej (lonsdaleitovej) sústave a grafitu, ktorý patrí do hexagonálnej sústavy (obr. 1). Formy uhlíka ako drevené uhlie, koks alebo sadze majú neusporiadanú štruktúru. Existujú aj alotropické modifikácie získané synteticky - sú to karbín a polykumulény - odrody uhlíka postavené z lineárnych reťazových polymérov typu -C= C- alebo = C = C=.

Ryža. 1. Alotropické modifikácie uhlíka.

Známe sú aj alotropické modifikácie uhlíka, ktoré majú tieto názvy: grafén, fullerén, nanorúrky, nanovlákna, astralen, sklený uhlík, kolosálne nanorúrky; amorfný uhlík, uhlíkové nanopúčiky a uhlíková nanopena.

Izotopy uhlíka

V prírode existuje uhlík vo forme dvoch stabilných izotopov 12C (98,98 %) a 13C (1,07 %). Ich hmotnostné čísla sú 12 a 13. Jadro atómu izotopu uhlíka 12C obsahuje šesť protónov a šesť neutrónov a izotop 13C obsahuje rovnaký počet protónov a päť neutrónov.

Existuje jeden umelý (rádioaktívny) izotop uhlíka, 14 C, s polčasom rozpadu 5730 rokov.

Uhlíkové ióny

Vonkajšia energetická hladina atómu uhlíka má štyri elektróny, ktoré sú valenčnými elektrónmi:

1s 2 2s 2 2p 2 .

V dôsledku chemickej interakcie môže uhlík stratiť svoje valenčné elektróny, t.j. byť ich donorom, a premeniť sa na kladne nabité ióny alebo prijať elektróny z iného atómu, t.j. byť ich akceptorom a premeniť sa na záporne nabité ióny:

Co-2e -> C2+;

Co-4e -> C4+;

Co +4e -> C4-.

Molekula a atóm uhlíka

Vo voľnom stave uhlík existuje vo forme monatomických molekúl C. Tu sú niektoré vlastnosti charakterizujúce atóm uhlíka a molekulu:

Uhlíkové zliatiny

Najznámejšie uhlíkové zliatiny na svete sú oceľ a liatina. Oceľ je zliatina železa a uhlíka, ktorej obsah uhlíka nepresahuje 2%. V liatine (tiež zliatina železa a uhlíka) je obsah uhlíka vyšší – od 2 do 4 %.

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

Cvičenie	Aký objem oxidu uhoľnatého (IV) sa uvoľní (n.s.) pri spaľovaní 500 g vápenca obsahujúceho 0,1 hmotnostného zlomku nečistôt.
Riešenie	Napíšme reakčnú rovnicu pre výpal vápenca: CaC03 = CaO + C02-. Nájdeme masu čistého vápenca. Aby sme to dosiahli, najprv určíme jeho hmotnostný podiel bez nečistôt: w číreho (CaC03) = 1 - w nečistoty = 1 - 0,1 = 0,9. m číry (CaC03) = m (CaC03) x w číry (CaC03); m číre (CaC03) = 500 x 0,9 = 450 g. Vypočítajme množstvo vápencovej látky: n(CaC03) = m číry (CaC03)/M(CaC03); n(CaC03) = 450/100 = 4,5 mol. Podľa reakčnej rovnice n(CaCO 3) :n(CO 2) = 1:1 znamená n(CaC03) = n(C02) = 4,5 mol. Potom sa objem uvoľneného oxidu uhoľnatého (IV) bude rovnať: V(C02) = n(C02) x Vm; V(C02) = 4,5 x 22,4 = 100,8 l.
Odpoveď	100,8 l

PRÍKLAD 2

Cvičenie	Aké množstvo roztoku obsahujúceho 0,05 hmotnostného dielu alebo 5 % chlorovodíka je potrebné na neutralizáciu 11,2 g uhličitanu vápenatého?
Riešenie	Napíšme rovnicu pre reakciu neutralizácie uhličitanu vápenatého chlorovodíkom: CaC03 + 2HCl = CaCl2 + H20 + C02-. Poďme zistiť množstvo uhličitanu vápenatého: M(CaC03) = Ar (Ca) + Ar (C) + 3 x Ar (O); M(CaC03) = 40 + 12 + 3 x 16 = 52 + 48 = 100 g/mol. n(CaC03) = m(CaC03)/M(CaC03); n(CaC03) = 11,2/100 = 0,112 mol. Podľa reakčnej rovnice n(CaCO 3) :n(HCl) = 1:2, čo znamená n(HCl) = 2 x n (CaC03) = 2 x 0,224 mol. Stanovme hmotnosť chlorovodíka obsiahnutého v roztoku: M(HCl) = Ar (H) + Ar (Cl) = 1 + 35,5 = 36,5 g/mol. m(HCl) = n(HCl) x M(HCl) = 0,224 x 36,5 = 8,176 g. Vypočítajme hmotnosť roztoku chlorovodíka: m roztok (HCl) = m(HCl)x 100/w(HCl); m roztok (HCl) = 8,176 x 100/5 = 163,52 g.
Odpoveď	163,52 g

Charakteristika prvku

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

Izotopy: 12C (98,892 %); 13C (1,108 %); 14 C (rádioaktívny)

Clarke v zemskej kôre je 0,48 % hmotnosti. Formy umiestnenia:

vo voľnej forme (uhlie, diamanty);

v zložení uhličitanov (CaC03, MgC03 atď.);

ako súčasť fosílnych palív (uhlie, ropa, plyn);

vo forme CO 2 - v atmosfére (0,03 % obj.);

vo Svetovom oceáne - vo forme HCO 3 - aniónov;

v zložení živej hmoty (-18 % uhlíka).

Chémia zlúčenín uhlíka je hlavne organická chémia. V rámci anorganickej chémie sa študujú tieto látky obsahujúce C: voľný uhlík, oxidy (CO a CO 2), kyselina uhličitá, uhličitany a hydrogénuhličitany.

Voľný uhlík. Alotropia.

Vo voľnom stave uhlík tvorí 3 alotropické modifikácie: diamant, grafit a umelo vyrobený karbín. Tieto modifikácie uhlíka sa líšia v kryštalickej štruktúre a fyzikálnych vlastnostiach.

diamant

V diamantovom kryštáli je každý atóm uhlíka spojený silnými kovalentnými väzbami so štyrmi ďalšími, ktoré sú okolo neho umiestnené v rovnakých vzdialenostiach.

Všetky atómy uhlíka sú v stave hybridizácie sp3. Atómová kryštálová mriežka diamantu má štvorstennú štruktúru.

Diamant je bezfarebná, priehľadná, vysoko lámavá látka. Má najväčšiu tvrdosť spomedzi všetkých známych látok. Diamant je krehký, žiaruvzdorný a nevedie dobre teplo ani elektrinu. Malé vzdialenosti medzi susednými atómami uhlíka (0,154 nm) určujú pomerne vysokú hustotu diamantu (3,5 g/cm3).

Grafit

V kryštálovej mriežke grafitu je každý atóm uhlíka v stave hybridizácie sp2 a tvorí tri silné kovalentné väzby s atómami uhlíka umiestnenými v tej istej vrstve. Na tvorbe týchto väzieb sa podieľajú tri elektróny z každého atómu uhlíka a štvrté valenčné elektróny tvoria n-väzby a sú relatívne voľné (pohyblivé). Určujú elektrickú a tepelnú vodivosť grafitu.

Dĺžka kovalentnej väzby medzi susednými atómami uhlíka v rovnakej rovine je 0,152 nm a vzdialenosť medzi atómami C v rôznych vrstvách je 2,5-krát väčšia, takže väzby medzi nimi sú slabé.

Grafit je nepriehľadná, jemná, na dotyk mastná hmota šedo-čiernej farby s kovovým leskom; dobre vedie teplo a elektrinu. Grafit má v porovnaní s diamantom nižšiu hustotu a ľahko sa štiepi na tenké vločky.

Neusporiadaná štruktúra jemne kryštalického grafitu je základom štruktúry rôznych foriem amorfného uhlíka, z ktorých najdôležitejšie sú koks, hnedé a čierne uhlie, sadze a aktívne uhlie.

Carbin

Táto alotropická modifikácia uhlíka sa získava katalytickou oxidáciou (dehydropolykondenzáciou) acetylénu. Carbyne je reťazový polymér, ktorý sa dodáva v dvoch formách:

С=С-С=С-... a...=С=С=С=

Carbyne má polovodičové vlastnosti.

Chemické vlastnosti uhlíka

Pri bežných teplotách sú obe modifikácie uhlíka (diamant aj grafit) chemicky inertné. Jemné kryštalické formy grafitu - koks, sadze, aktívne uhlie - sú reaktívnejšie, ale spravidla po ich predhriatí na vysokú teplotu.

C - aktívne redukčné činidlo:

1. Interakcia s kyslíkom

C + O 2 = CO 2 + 393,5 kJ (nadbytok O 2)

2C + O 2 = 2CO + 221 kJ (s nedostatkom O 2)

Spaľovanie uhlia je jedným z najdôležitejších zdrojov energie.

2. Interakcia s fluórom a sírou.

C + 2F2 = CF4 fluorid uhličitý

C + 2S = sírouhlík CS2

3. Koks je jedným z najdôležitejších redukčných činidiel používaných v priemysle. V metalurgii sa používa na získavanie kovov z oxidov, napr.

ZS + Fe203 = 2Fe + ZSO

C + ZnO = Zn + CO

4. Keď uhlík interaguje s oxidmi alkalických kovov a kovov alkalických zemín, redukovaný kov sa spojí s uhlíkom za vzniku karbidu. Napríklad: 3S + CaO = CaC 2 + CO karbid vápnika

5. Koks sa používa aj na výrobu kremíka:

2C + Si02 = Si + 2СО

6. Pri nadbytku koksu vzniká karbid kremíka (karborundum) SiC.

Výroba „vodného plynu“ (splyňovanie tuhého paliva)

Prechodom vodnej pary cez horúce uhlie sa získa horľavá zmes CO a H2, nazývaná vodný plyn:

C + H20 = CO + H2

7. Reakcie s oxidačnými kyselinami.

Pri zahrievaní aktívne uhlie alebo drevené uhlie redukuje anióny NO 3 - a SO 4 2 - z koncentrovaných kyselín:

C + 4HN03 = C02 + 4N02 + 2H20

C + 2H2S04 = C02 + 2S02 + 2H20

8. Reakcie s roztavenými dusičnanmi alkalických kovov

Pri tavení KNO 3 a NaNO 3 drvené uhlie intenzívne horí za vzniku oslňujúceho plameňa:

5C + 4KNO 3 = 2K 2 CO 3 + ZCO 2 + 2N 2

C - nízkoaktívne oxidačné činidlo:

1. Vznik soli podobných karbidov s aktívnymi kovmi.

Výrazné oslabenie nekovových vlastností uhlíka je vyjadrené v tom, že jeho funkcie ako oxidačného činidla sa prejavujú v oveľa menšej miere ako jeho redukčné funkcie.

2. Iba pri reakciách s aktívnymi kovmi sa atómy uhlíka transformujú na negatívne nabité ióny C -4 a (C=C) 2-, pričom vznikajú karbidy podobné soli:

ZS + 4Al = Al 4 C 3 karbid hliníka

2C + Ca = CaC2 karbid vápnika

3. Iónové karbidy sú veľmi nestabilné zlúčeniny, ľahko sa rozkladajú pôsobením kyselín a vody, čo poukazuje na nestabilitu záporne nabitých aniónov uhlíka:

Al4C3 + 12H20 = ZSN4 + 4Al (OH)3

CaC2 + 2H20 = C2H2 + Ca(OH)2

4. Vznik kovalentných zlúčenín s kovmi

V taveninách zmesí uhlíka s prechodnými kovmi vznikajú karbidy prevažne s kovalentným typom väzby. Ich molekuly majú premenlivé zloženie a látky ako celok sú blízke zliatinám. Takéto karbidy sú vysoko stabilné, sú chemicky inertné voči vode, kyselinám, zásadám a mnohým ďalším činidlám.

5. Interakcia s vodíkom

Pri vysokých T a P v prítomnosti niklového katalyzátora sa uhlík spája s vodíkom:

C + 2НН 2 → СНН 4

Reakcia je vysoko reverzibilná a nemá praktický význam.