Използването на въглеродни съединения. Резюме: Въглерод и неговите основни неорганични съединения. Атомно и молекулно тегло на въглерода

КАРБОН, C (a. carbon; n. Kohlenstoff; f. carbone; и. carbono), е химичен елемент от IV група на периодичната система на Менделеев, атомен номер 6, атомна маса 12.041. Естественият въглерод се състои от смес от 2 стабилни изотопа: 12 C (98,892%) и 13 C (1,108%). Има и 6 радиоактивни изотопа на въглерода, от които най-важният е изотопът 14 C с период на полуразпад 5.73.10 3 години (този изотоп постоянно се образува в малки количества в горната атмосфера в резултат на облъчване на 14 N ядра с космическо лъчение неутрони).

Въглеродът е познат от древни времена. Дървото е използвано за възстановяване на метали от руди, а диамантът е използван като. Признаването на въглерода като химичен елемент се свързва с името на френския химик А. Лавоазие (1789).

Модификации и свойства на въглерода

Известни са 4 кристални модификации на въглерода: графит, диамант, карбин и лонсдейлит, които се различават значително по своите свойства. Carbyne е изкуствено получена разновидност на въглерода, който е фино кристален черен прах, чиято кристална структура се характеризира с наличието на дълги вериги от въглеродни атоми, разположени успоредно един на друг. Плътност 3230-3300 kg / m 3, топлинна мощност 11,52 J / mol.K. Лонсдейлитът се намира в метеорити и се получава изкуствено; неговата структура и физични свойства не са окончателно установени. Въглеродът също се характеризира със състояние с неподредена структура - т.нар. аморфен въглерод (сажди, кокс, въглен). Физичните свойства на "аморфния" въглерод зависят до голяма степен от фиността на частиците и от наличието на примеси.

Химични свойства на въглерода

В съединенията въглеродът има степени на окисление +4 (най-често), +2 и +3. При нормални условия въглеродът е химически инертен; при високи температури той се свързва с много елементи, проявявайки силни редуциращи свойства. Химическата активност на въглерода намалява в серията "аморфен" въглерод, графит, диамант; взаимодействието с атмосферния кислород в тези видове въглерод се извършва съответно при температури от 300-500 ° C, 600-700 ° C и 850-1000 ° C с образуването на въглероден диоксид (CO 2) и моноксид (CO) въглерод. Диоксидът се разтваря във вода, за да се образува карбонова киселина. Всички форми на въглерод са устойчиви на основи и киселини. Въглеродът практически не взаимодейства с халогени (с изключение на графит, който реагира с F 2 над 900 ° C), поради което неговите халогениди се получават индиректно. Сред азотсъдържащите съединения е важно практическа стойностимат циановодород HCN (циановодородна киселина) и неговите многобройни производни. При температури над 1000°C въглеродът взаимодейства с много метали, образувайки карбиди. Всички форми на въглерод са неразтворими в обикновени неорганични и органични разтворители.

Най-важното свойство на въглерода е способността на неговите атоми да образуват силни химични връзки помежду си, както и между себе си и други елементи. Способността на въглерода да образува 4 еквивалентни валентни връзки с други въглеродни атоми ви позволява да изграждате въглеродни скелети различни видове(линейни, разклонени, циклични); Именно тези свойства обясняват изключителната роля на въглерода в структурата на всички органични съединенияи по-специално всички живи организми.

въглерод в природата

Средно съдържание на въглерод в земната кора 2.3.10% (по маса); в този случай по-голямата част от въглерода е концентрирана в седиментните скали (1%), докато в други скали има значително по-ниски и приблизително същите (1-3,10%) концентрации на този елемент. Въглеродът се натрупва в горната част, където присъствието му се свързва главно с жива материя (18%), дърво (50%), въглища (80%), нефт (85%), антрацит (96%), както и доломити и варовици. Познати са повече от 100 въглеродни минерала, от които най-често срещаните са калциеви, магнезиеви и железни карбонати (калцит CaCO 3 , доломит (Ca, Mg) CO 3 и сидерит FeCO 3 ). Натрупването на въглерод в земната кора често се свързва с натрупването на други елементи, сорбирани от органична материя и отложени след погребването му на дъното на водни тела под формата на неразтворими съединения. Големи количества CO 2 диоксид се отделят в атмосферата от Земята по време на вулканична дейност и по време на изгарянето на изкопаеми горива. От атмосферата CO 2 се поема от растенията по време на фотосинтезата и се разтваря в морската вода, като по този начин се образуват най-важните връзки в цялостния въглероден цикъл на Земята. Въглеродът също играе важна роля в космоса; на Слънцето въглеродът заема 4-то място по изобилие след водород, хелий и кислород, участвайки в ядрените процеси.

Приложение и използване

Най-важното национално икономическо значение на въглерода се определя от факта, че около 90% от всички първични енергийни източници, консумирани от хората, са изкопаеми горива. Съществува тенденция нефтът да се използва не като гориво, а като суровина за различни химически индустрии. По-малка, но въпреки това значителна роля в национална икономикаиграе въглерод, добиван под формата на карбонати (металургия, строителство, химическо производство), диаманти (бижута, технологии) и графит (ядрена технология, топлоустойчиви тигли, моливи, някои видове смазочни материали и др.). Според специфичната активност на изотопа 14 С в останките от биогенен произход се определя тяхната възраст (радиовъглероден метод). 14 C се използва широко като радиоактивен индикатор. Важностима най-разпространения изотоп 12 C - една дванадесета от масата на атом на този изотоп се приема за единица атомна маса химически елементи.

Съдържанието на статията

ВЪГЛЕРОД, C (carboneum), неметален химичен елемент от група IVA (C, Si, Ge, Sn, Pb) от периодичната таблица на елементите. Среща се в природата под формата на диамантени кристали (фиг. 1), графит или фулерен и други форми и е част от органичните (въглища, нефт, животински и растителни организми и др.) и неорганични вещества(варовик, сода бикарбонат и др.).

Въглеродът е широко разпространен, но съдържанието му в земната кора е само 0,19%.

Въглеродът се използва широко под формата на прости вещества. В допълнение към скъпоценните диаманти, които са предмет на бижута, голямо значениеимат индустриални диаманти - за производство на шлифовъчни и режещи инструменти.

Въглен и други аморфни форми на въглерод се използват за обезцветяване, пречистване, адсорбция на газове, в области на техниката, където се изискват адсорбенти с развита повърхност. Карбидите, съединенията на въглерода с метали, както и с бор и силиций (например Al 4 C 3, SiC, B 4 C) се характеризират с висока твърдост и се използват за производство на абразивни и режещи инструменти. Въглеродът присъства в стоманите и сплавите в елементарно състояние и под формата на карбиди. Насищането на повърхността на стоманените отливки с въглерод при висока температура (циментиране) значително повишава повърхностната твърдост и устойчивост на износване. Вижте същоСПЛАВИ.

В природата има много различни форми на графит; някои са получени изкуствено; налични са аморфни форми (напр. кокс и въглен). При изгаряне на въглеводороди в отсъствието на кислород се образуват сажди, костен въглен, лампова черна, ацетиленова черна. Т.нар бял въглеродполучен чрез сублимация на пиролитичен графит при понижено налягане - това са най-малките прозрачни кристали от графитни листа със заострени ръбове.

Историческа справка.

Графит, диамант и аморфен въглерод са известни от древността. Отдавна е известно, че други материали могат да бъдат маркирани с графит и самото име "графит", произлизащо от гръцка дума, което означава „да пиша“, е предложено от А. Вернер през 1789 г. Въпреки това, историята на графита е объркана, често вещества с подобни външни физични свойства са погрешни за него, например молибденит (молибденов сулфид), който по едно време се смяташе за графит. Други имена за графит включват "черно олово", "железен карбид", "сребърно олово". През 1779 г. К. Шееле установи, че графитът може да се окисли с въздух, за да образува въглероден диоксид.

За първи път диамантите намират приложение в Индия, а в Бразилия скъпоценните камъни придобиват търговско значение през 1725 г.; находища в Южна Африка са открити през 1867 г. През 20в. Основните производители на диаманти са Южна Африка, Заир, Ботсвана, Намибия, Ангола, Сиера Леоне, Танзания и Русия. Изкуствените диаманти, чиято технология е създадена през 1970 г., се произвеждат за промишлени цели.

Алотропия.

Ако структурните единици на дадено вещество (атоми за едноатомни елементи или молекули за многоатомни елементи и съединения) могат да се комбинират помежду си в повече от една кристална форма, това явление се нарича алотропия. Въглеродът има три алотропни модификации - диамант, графит и фулерен. В диаманта всеки въглероден атом има 4 тетраедрално разположени съседи, образуващи кубична структура (фиг. 1, А). Тази структура съответства на максималната ковалентност на връзката и всичките 4 електрона на всеки въглероден атом образуват високоякостни C–C връзки, т.е. в структурата няма електрони на проводимост. Следователно диамантът се отличава с липса на проводимост, ниска топлопроводимост, висока твърдост; това е най-твърдото известно вещество (фиг. 2). Разкъсването на C–C връзката (дължина на връзката 1,54 Å, следователно ковалентният радиус 1,54/2 = 0,77 Å) в тетраедричната структура изисква много енергия, така че диамантът, заедно с изключителна твърдост, се характеризира с висока точка на топене (3550 °C).

Друга алотропна форма на въглерода е графитът, който е много различен от диаманта по свойства. Графитът е меко черно вещество от лесно ексфолиращи се кристали, характеризиращи се с добра електропроводимост (електрическо съпротивление 0,0014 Ohm cm). Поради това графитът се използва в дъгови лампи и пещи (фиг. 3), в които е необходимо да се създадат високи температури. Графитът с висока чистота се използва в ядрените реактори като модератор на неутрони. Неговата точка на топене при повишено налягане е 3527 ° C. При нормално налягане графитът сублимира (преминава от твърдо състояние в газ) при 3780 ° C.

Графитна структура (фиг. 1, b) е система от слети шестоъгълни пръстени с дължина на връзката 1,42 Å (значително по-къса, отколкото в диаманта), но всеки въглероден атом има три (а не четири, както в диаманта) ковалентни връзкис три съседни, а четвъртата връзка (3,4 Å) е твърде дълга за ковалентна връзка и слабо свързва паралелно подредени слоеве графит един към друг. Това е четвъртият въглероден електрон, който определя топлинната и електрическата проводимост на графита - тази по-дълга и по-малко силна връзка прави графита по-малко компактен, което се отразява в по-ниската му твърдост в сравнение с диаманта (плътността на графита е 2,26 g / cm 3, диаманта - 3,51 g/cm3). По същата причина графитът е хлъзгав на допир и лесно отделя люспите на веществото, което се използва за направата на лубриканти и глифи за моливи. Оловният блясък на оловото се дължи главно на наличието на графит.

Въглеродните влакна имат висока якост и могат да се използват за производство на коприна или други прежди с високо съдържание на въглерод.

При високо налягане и температура, в присъствието на катализатор като желязо, графитът може да се превърне в диамант. Този процес е приложен за промишленото производство на изкуствени диаманти. На повърхността на катализатора растат диамантени кристали. Равновесието графит-диамант съществува при 15 000 atm и 300 K или при 4000 atm и 1500 K. Изкуствените диаманти могат да бъдат получени и от въглеводороди.

Аморфните форми на въглерод, които не образуват кристали, включват въглен, получен чрез нагряване на дърво без достъп на въздух, лампа и газови сажди, образувани по време на нискотемпературно изгаряне на въглеводороди с липса на въздух и кондензирани върху студена повърхност, костен въглен е добавка към калциев фосфат в процеса на тъкани за разрушаване на костите, както и въглища (естествено вещество с примеси) и кокс, сух остатък, получен от коксуването на горива чрез суха дестилация на въглища или петролни остатъци (битуминозни въглища), т.е. отопление без въздух. Коксът се използва за топене на желязо, в черната и цветната металургия. При коксуването се образуват и газообразни продукти - коксов газ (H 2 , CH 4 , CO и др.) и химически продукти, които са суровини за производството на бензин, бои, торове, лекарства, пластмаси и др. Схемата на основното устройство за производство на кокс - коксова пещ - е показана на фиг. 3.

Различните видове въглища и сажди се характеризират с развита повърхност и затова се използват като адсорбенти за пречистване на газове и течности, както и като катализатори. Използват се специални методи за получаване на различни форми на въглерод. химическа технология. Изкуственият графит се получава чрез калциниране на антрацит или петролен кокс между въглеродни електроди при 2260°C (процес на Acheson) и се използва в производството на смазочни материали и електроди, по-специално за електролитно производство на метали.

Структурата на въглеродния атом.

Ядрото на най-стабилния въглероден изотоп с маса 12 (98,9% изобилие) има 6 протона и 6 неутрона (12 нуклона), подредени в три квартета, всеки от които съдържа 2 протона и два неутрона, подобно на хелиево ядро. Друг стабилен въглероден изотоп е 13 C (около 1,1%), а нестабилен изотоп 14 C съществува в природата в следи от количества с период на полуразпад от 5730 години, което има b- радиация. И трите изотопа под формата на CO 2 участват в нормалния въглероден цикъл на живата материя. След смъртта на жив организъм, консумацията на въглерод спира и C-съдържащите обекти могат да бъдат датирани чрез измерване на нивото на радиоактивност 14 C. Намаляване b- радиацията от 14 CO 2 е пропорционална на времето, изминало от смъртта. През 1960 г. У. Либи получава Нобелова награда за изследване на радиоактивния въглерод.

В основно състояние 6 електрона въглерод образуват електронна конфигурация от 1 с 2 2с 2 2px 1 2py 1 2pz 0 . Четири електрона от второ ниво са валентни, което съответства на позицията на въглерода в IVA групата на периодичната система ( см. ПЕРИОДИЧНА СИСТЕМА НА ЕЛЕМЕНТИТЕ). Тъй като отделянето на електрон от атом в газовата фаза изисква голяма енергия (около 1070 kJ / mol), въглеродът не образува йонни връзки с други елементи, тъй като това би изисквало отделянето на електрон с образуването на положителен йон. С електроотрицателност от 2,5, въглеродът не показва силен електронен афинитет и следователно не е активен акцептор на електрони. Следователно, той не е склонен да образува частица с отрицателен заряд. Но с частично йонен характер на връзката съществуват някои въглеродни съединения, например карбиди. В съединенията въглеродът проявява степен на окисление 4. За да могат четири електрона да участват в образуването на връзки, е необходимо разпаряване на 2 с-електрони и скок на един от тези електрони с 2 pz-орбитален; в този случай се образуват 4 тетраедрични връзки с ъгъл между тях 109°. В съединенията валентните електрони на въглерода са само частично изтеглени от него, така че въглеродът образува силни ковалентни връзки между съседни атоми от типа C–C, използвайки обща електронна двойка. Енергията на разкъсване на такава връзка е 335 kJ/mol, докато за Si-Si връзката е само 210 kJ/mol; следователно дългите –Si–Si– вериги са нестабилни. Ковалентният характер на връзката се запазва дори в съединения на силно реактивни халогени с въглерод, CF 4 и CCl 4 . Въглеродните атоми са способни да осигурят повече от един електрон от всеки въглероден атом за образуване на връзка; така се образуват двойни C=C и тройни CºC връзки. Други елементи също образуват връзки между своите атоми, но само въглеродът може да образува дълги вериги. Следователно са известни хиляди съединения на въглерода, наречени въглеводороди, в които въглеродът е свързан с водород и други въглеродни атоми, образувайки дълги вериги или пръстенни структури. См. ОРГАНИЧНА ХИМИЯ.

В тези съединения е възможно заместването на водорода с други атоми, най-често с кислород, азот и халогени, с образуването на много органични съединения. Сред тях важно място заемат флуоровъглеводородите, въглеводороди, в които водородът е заменен с флуор. Такива съединения са изключително инертни и се използват като пластмаси и смазочни материали (флуоровъглеводороди, т.е. въглеводороди, в които всички водородни атоми са заменени с флуорни атоми) и като нискотемпературни хладилни агенти (фреони или фреони, - флуорохлоровъглеводороди).

През 80-те години на миналия век американски физици откриха много интересни въглеродни съединения, в които въглеродните атоми са свързани в 5- или 6-ъгълници, образувайки молекула C 60 във формата на куха топка с перфектна симетрия на футболна топка. Тъй като такъв дизайн е в основата на "геодезичния купол", изобретен от американския архитект и инженер Бъкминстър Фулър, новият клас съединения се нарича "бакминстърфулерени" или "фулерени" (и също, по-накратко, "фасиболс" или "бъкиболс"). Фулерените - третата модификация на чистия въглерод (с изключение на диаманта и графита), състояща се от 60 или 70 (и дори повече) атома - се получава чрез въздействието на лазерно лъчение върху най-малките частици въглерод. Фулерените с по-сложна форма се състоят от няколко стотин въглеродни атома. Диаметърът на молекулата C 60 е ~ 1 nm. В центъра на такава молекула има достатъчно място, за да побере голям атом на уран.

стандартна атомна маса.

През 1961 г. Международните съюзи на теоретичните и приложна химия(IUPAC) и във физиката взеха масата на въглеродния изотоп 12 C като единица за атомна маса, премахвайки кислородната скала на атомните маси, която съществуваше преди. Атомната маса на въглерода в тази система е 12,011, тъй като е средната за трите естествени въглеродни изотопа, като се вземе предвид тяхното изобилие в природата. См. АТОМНА МАСА.

Химични свойства на въглерода и някои от неговите съединения.

Някои физически и Химични свойствавъглерод са дадени в статията ХИМИЧНИ ЕЛЕМЕНТИ. Реактивността на въглерода зависи от неговата модификация, температура и дисперсия. При ниски температуривсички форми на въглерод са доста инертни, но при нагряване те се окисляват от атмосферния кислород, образувайки оксиди:

Фино диспергиран въглерод в излишък на кислород е способен да експлодира при нагряване или от искра. В допълнение към директното окисление има по-модерни методи за получаване на оксиди.

въглероден субоксид

C 3 O 2 се образува по време на дехидратацията на малонова киселина върху P 4 O 10:

C 3 O 2 има неприятна миризма, лесно се хидролизира, повторно образувайки малонова киселина.

Въглероден окис (II) CO се образува по време на окисляването на всяка модификация на въглерода в отсъствието на кислород. Реакцията е екзотермична, отделят се 111,6 kJ/mol. Коксът при бяла топлина реагира с вода: C + H 2 O = CO + H 2; получената газова смес се нарича "воден газ" и е газообразно гориво. CO също се образува по време на непълно изгаряне на петролни продукти, намира се в значителни количества в автомобилните изгорели газове и се получава чрез термична дисоциация на мравчена киселина:

Степента на окисление на въглерода в CO е +2 и тъй като въглеродът е по-стабилен в степен на окисление +4, CO лесно се окислява от кислород до CO 2: CO + O 2 → CO 2, тази реакция е силно екзотермична (283 kJ / mol). CO се използва в промишлеността в смес с H 2 и други горими газове като гориво или газообразен редуциращ агент. При нагряване до 500° C CO образува C и CO 2 в забележима степен, но при 1000° C се установява равновесие при ниски концентрации на CO 2. CO реагира с хлор, образувайки фосген - COCl 2, реакциите протичат по подобен начин с други халогени, при реакция със серен карбонилсулфид се получава COS, с метали (M) CO образува карбонили различен състав M(CO) х, които са сложни съединения. Железният карбонил се образува от взаимодействието на кръвния хемоглобин с CO, предотвратявайки реакцията на хемоглобина с кислорода, тъй като железният карбонил е по-силно съединение. В резултат на това се блокира функцията на хемоглобина като преносител на кислород към клетките, които след това умират (и на първо място се засягат мозъчните клетки). (Оттук и друго име за CO - "въглероден окис"). Вече 1% (об.) CO във въздуха е опасно за човек, ако е в такава атмосфера повече от 10 минути. някои физични свойства RM са дадени в таблицата.

Въглероден диоксид или въглероден оксид (IV) CO 2 се образува при изгарянето на елементарен въглерод в излишък на кислород с отделяне на топлина (395 kJ/mol). CO 2 (тривиално име - " въглероден двуокис”) също се образува по време на пълното окисляване на CO, петролни продукти, бензин, масла и други органични съединения. Когато карбонатите се разтварят във вода, CO 2 също се освобождава в резултат на хидролиза:

Тази реакция често се използва в лабораторната практика за получаване на CO 2 . Този газ може да се получи и чрез калциниране на метални бикарбонати:

при взаимодействието на газовата фаза на прегрята пара с CO:

при изгаряне на въглеводороди и техните кислородни производни, например:

По същия начин хранителните продукти се окисляват в жив организъм с освобождаване на топлинна и други видове енергия. В този случай окислението протича при меки условия през междинни етапи, но крайни продуктисъщото - CO 2 и H 2 O, както например по време на разлагането на захари под действието на ензими, по-специално по време на ферментацията на глюкозата:

Производството на голям тонаж на въглероден диоксид и метални оксиди се извършва в промишлеността чрез термично разлагане на карбонати:

CaO се използва в големи количества в технологията за производство на цимент. Термичната стабилност на карбонатите и консумацията на топлина за тяхното разлагане по тази схема се увеличават в серията CaCO 3 ( Вижте същоПРОТИВОПОЖАРНА ПРЕДОТВРАТЯВАНЕ И ПРОТИВОПОЖАРНА ЗАЩИТА).

Електронна структура на въглеродните оксиди.

Електронната структура на всеки въглероден окис може да се опише с три равновероятни схеми с различно подреждане на електронни двойки - три резонансни форми:

Всички въглеродни оксиди имат линейна структура.

Карбонова киселина.

Когато CO 2 взаимодейства с вода, се образува въглеродна киселина H 2 CO 3. В наситен разтвор на CO 2 (0,034 mol/l) само част от молекулите образуват H 2 CO 3, а по-голямата част от CO 2 е в хидратирано състояние на CO 2 CHH 2 O.

Карбонати.

Карбонатите се образуват при взаимодействието на метални оксиди с CO 2, например Na 2 O + CO 2 Na 2 CO 3.

С изключение на карбонатите на алкални метали, останалите са практически неразтворими във вода, а калциевият карбонат е частично разтворим във въглена киселина или разтвор на CO 2 във вода под налягане:

Тези процеси протичат в подпочвените води, протичащи през варовиковия слой. При условия на ниско налягане и изпарение CaCO 3 се утаява от подпочвените води, съдържащи Ca(HCO 3) 2 . Ето как в пещерите растат сталактити и сталагмити. Цветът на тези интересни геоложки образувания се обяснява с наличието на примеси от йони на желязо, мед, манган и хром във водите. Въглеродният диоксид реагира с метални хидроксиди и техните разтвори, за да образува хидрокарбонати, например:

CS 2 + 2Cl 2 ® CCl 4 + 2S

CCl 4 тетрахлоридът е незапалимо вещество, използвано като разтворител в процесите на химическо чистене, но не се препоръчва използването му като забавител на горенето, тъй като при висока температура образува токсичен фосген (газообразно отровно вещество). Самият CCl 4 също е отровен и, ако се вдиша в значителни количества, може да причини отравяне на черния дроб. CCl4 също се образува чрез фотохимична реакция между метан CH4 и Cl2; в този случай е възможно образуването на продукти от непълно хлориране на метан - CHCl3, CH2Cl2 и CH3Cl. Реакциите протичат по подобен начин с други халогени.

графитни реакции.

Графитът като модификация на въглерода, характеризираща се с големи разстояния между слоевете на шестоъгълни пръстени, влиза в необичайни реакции, например алкални метали, халогени и някои соли (FeCl 3) проникват между слоевете, образувайки съединения на KC 8, KC 16 тип (наречени интерстициални, включения или клатрати). Силни окислители като KClO 3 в кисела среда (сярна или азотна киселина) образуват вещества с голям обем на кристалната решетка (до 6 Å между слоевете), което се обяснява с въвеждането на кислородни атоми и образуването на съединения, на чиято повърхност, в резултат на окисление, карбоксилни групи (–COOH ) - съединения като окислен графит или мелитова (бензенхексакарбоксилна) киселина C 6 (COOH) 6. В тези съединения съотношението С:О може да варира от 6:1 до 6:2,5.

Карбиди.

Въглеродът образува с метали, бор и силиций различни съединения, наречени карбиди. Повечето активни метали(IA-IIIA подгрупи) образуват солеподобни карбиди, например Na2C2, CaC2, Mg4C3, Al4C3. В промишлеността калциевият карбид се получава от кокс и варовик чрез следните реакции:

Карбидите са непроводими, почти безцветни, хидролизират до образуване на въглеводороди, например

CaC 2 + 2H 2 O \u003d C 2 H 2 + Ca (OH) 2

Ацетиленът C 2 H 2, образуван при реакцията, служи като суровина при производството на много органични вещества. Този процес е интересен, защото представлява прехода от суровини от неорганичен характер към синтеза на органични съединения. Карбидите, които образуват ацетилен при хидролиза, се наричат ​​ацетилиди. В силициевите и борните карбиди (SiC и B 4 C) връзката между атомите е ковалентна. Преходните метали (елементи от B-подгрупа) при нагряване с въглерод също образуват карбиди с променлив състав в пукнатини на металната повърхност; връзката в тях е близка до металната. Някои карбиди от този тип, като WC, W 2 C, TiC и SiC, се характеризират с висока твърдост и огнеупорност и имат добра електропроводимост. Например NbC, TaC и HfC са най-огнеупорните вещества (т.т. = 4000–4200 ° C), диниобиевият карбид Nb 2 C е свръхпроводник при 9,18 K, TiC и W 2 C са близки по твърдост до диамант и твърдост B 4 С (структурен аналог на диаманта) е 9,5 по скалата на Моос ( см. ориз. 2). Инертни карбиди се образуват, ако радиусът на преходния метал

Азотни производни на въглерода.

Тази група включва урея NH 2 CONH 2 - азотен тор, използван под формата на разтвор. Уреята се получава от NH3 и CO2 при нагряване под налягане:

Цианогенът (CN) 2 е подобен в много свойства на халогените и често се нарича псевдохалоген. Цианидът се получава чрез леко окисляване на цианидния йон с кислород, водороден пероксид или Cu 2+ йон: 2CN - ® (CN) 2 + 2e.

Цианидният йон, като донор на електрони, лесно образува комплексни съединения с йони на преходни метали. Подобно на CO, цианидният йон е отрова, свързваща жизненоважни железни съединения в живия организъм. Цианидните комплексни йони имат обща формула -0,5 х, Където хе координационното число на метала (комплексообразувател), емпирично равно на удвоената стойност на степента на окисление на металния йон. Примери за такива комплексни йони са (структурата на някои йони е дадена по-долу) тетрацианоникелат (II) -йон 2–, хексацианоферат (III) 3–, дицианоаргентат -:

Карбонили.

Въглеродният окис може директно да реагира с много метали или метални йони, образувайки сложни съединения, наречени карбонили, като Ni(CO) 4, Fe(CO) 5, Fe 2 (CO) 9, 3, Mo(CO) 6, 2 . Връзката в тези съединения е подобна на връзката в циано комплексите, описани по-горе. Ni(CO) 4 е летливо вещество, използвано за отделяне на никел от други метали. Влошаването на структурата на чугуна и стоманата в конструкциите често се свързва с образуването на карбонили. Водородът може да бъде част от карбонили, образувайки карбонилни хидриди, като H 2 Fe (CO) 4 и HCo (CO) 4, които проявяват киселинни свойства и реагират с алкали:

H 2 Fe(CO) 4 + NaOH → NaHFe(CO) 4 + H 2 O

Карбонил халогенидите също са известни, например Fe (CO) X 2, Fe (CO) 2 X 2, Co (CO) I 2, Pt (CO) Cl 2, където X е всеки халоген.

Въглеводороди.

Известни са огромен брой съединения на въглерода с водорода

КАРБОН
СЪС (карбонеум), неметален химичен елемент от IVA подгрупа (C, Si, Ge, Sn, Pb) на периодичната таблица на елементите. В природата се среща под формата на диамантени кристали (фиг. 1), графит или фулерен и други форми и е част от органични (въглища, нефт, животински и растителни организми и др.) и неорганични вещества (варовик, сода за хляб и др. .). Въглеродът е широко разпространен, но съдържанието му в земната кора е само 0,19% (виж също ДИАМАНТ; ФУЛЕРЕНИ).

Въглеродът се използва широко под формата на прости вещества. В допълнение към скъпоценните диаманти, които са обект на бижута, индустриалните диаманти са от голямо значение - за производството на шлифовъчни и режещи инструменти. Въглен и други аморфни форми на въглерод се използват за обезцветяване, пречистване, адсорбция на газове, в области на техниката, където се изискват адсорбенти с развита повърхност. Карбидите, съединенията на въглерода с метали, както и с бор и силиций (например Al4C3, SiC, B4C) се характеризират с висока твърдост и се използват за производство на абразивни и режещи инструменти. Въглеродът присъства в стоманите и сплавите в елементарно състояние и под формата на карбиди. Насищането на повърхността на стоманените отливки с въглерод при висока температура (циментиране) значително повишава повърхностната твърдост и устойчивост на износване.
Вижте също СПЛАВИ. В природата има много различни форми на графит; някои са получени изкуствено; налични са аморфни форми (напр. кокс и въглен). При изгаряне на въглеводороди в отсъствието на кислород се образуват сажди, костен въглен, лампова черна, ацетиленова черна. Така нареченият бял въглен се получава чрез сублимация на пиролитичен графит при понижено налягане - това са най-малките прозрачни кристали от графитни листа със заострени ръбове.
Историческа справка.Графит, диамант и аморфен въглерод са известни от древността. Отдавна е известно, че други материали могат да бъдат маркирани с графит, а самото име "графит", което идва от гръцката дума, означаваща "да пиша", е предложено от А. Вернер през 1789 г. Въпреки това, историята на графита е объркан, често вещества с подобни външни физични свойства са били бъркани с него, като молибденит (молибденов сулфид), по едно време смятан за графит. Сред другите имена на графит са известни "черно олово", "железен карбид", "сребърно олово". През 1779 г. К. Шееле установи, че графитът може да се окисли с въздух, за да образува въглероден диоксид. За първи път диамантите намират приложение в Индия, а в Бразилия скъпоценните камъни придобиват търговско значение през 1725 г.; находища в Южна Африка са открити през 1867 г. През 20в. Основните производители на диаманти са Южна Африка, Заир, Ботсвана, Намибия, Ангола, Сиера Леоне, Танзания и Русия. Изкуствените диаманти, чиято технология е създадена през 1970 г., се произвеждат за промишлени цели.
Алотропия.Ако структурните единици на дадено вещество (атоми за едноатомни елементи или молекули за многоатомни елементи и съединения) могат да се комбинират помежду си в повече от една кристална форма, това явление се нарича алотропия. Въглеродът има три алотропни модификации - диамант, графит и фулерен. В диаманта всеки въглероден атом има четири тетраедрално подредени съседи, образуващи кубична структура (фиг. 1а). Тази структура съответства на максималната ковалентност на връзката и всичките 4 електрона на всеки въглероден атом образуват високоякостни C-C връзки, т.е. в структурата няма електрони на проводимост. Следователно диамантът се отличава с липса на проводимост, ниска топлопроводимост, висока твърдост; това е най-твърдото известно вещество (фиг. 2). Разкъсването на C-C връзката (дължина на връзката 1,54, следователно ковалентният радиус 1,54/2 = 0,77) в тетраедричната структура изисква много енергия, така че диамантът, заедно с изключителна твърдост, се характеризира с висока точка на топене (3550 ° C).

Фино диспергиран въглерод в излишък на кислород е способен да експлодира при нагряване или от искра. В допълнение към директното окисление има по-модерни методи за получаване на оксиди. Въглероден субоксид C3O2 се образува чрез дехидратиране на малонова киселина върху P4O10:

C3O2 има неприятна миризма, лесно се хидролизира, повторно образувайки малонова киселина.
Въглеродният оксид (II) CO се образува по време на окисляването на всяка модификация на въглерода при условия на недостиг на кислород. Реакцията е екзотермична, отделят се 111,6 kJ/mol. Коксът при бяла топлина реагира с вода: C + H2O = CO + H2; получената газова смес се нарича "воден газ" и е газообразно гориво. CO също се образува по време на непълно изгаряне на петролни продукти, намира се в значителни количества в автомобилните изгорели газове и се получава чрез термична дисоциация на мравчена киселина:

Степента на окисление на въглерода в CO е +2 и тъй като въглеродът е по-стабилен в степен на окисление +4, CO лесно се окислява от кислород до CO2: CO + O2 (r) CO2, тази реакция е силно екзотермична (283 kJ/ mol). CO се използва в промишлеността в смеси с H2 и други горими газове като гориво или газообразен редуциращ агент. При нагряване до 500° C CO образува C и CO2 в забележима степен, но при 1000° C се установява равновесие при ниски концентрации на CO2. CO реагира с хлор, образувайки фосген - COCl2, реакциите протичат по подобен начин с други халогени, при реакция със серен карбонилсулфид се получава COS, с метали (M) CO образува карбонили с различни състави M (CO) x, които са сложни съединения. Железният карбонил се образува от взаимодействието на кръвния хемоглобин с CO, предотвратявайки реакцията на хемоглобина с кислорода, тъй като железният карбонил е по-силно съединение. В резултат на това се блокира функцията на хемоглобина като преносител на кислород към клетките, които след това умират (и на първо място се засягат мозъчните клетки). (Оттук и друго име за CO - "въглероден окис"). Вече 1% (об.) CO във въздуха е опасно за човек, ако е в такава атмосфера повече от 10 минути. Някои физични свойства на CO са дадени в таблицата. Въглероден диоксид или въглероден оксид (IV) CO2 се образува по време на изгарянето на елементарен въглерод в излишък на кислород с отделяне на топлина (395 kJ / mol). CO2 (тривиалното наименование е "въглероден диоксид") също се образува при пълното окисление на CO, петролни продукти, бензин, масла и други органични съединения. Когато карбонатите се разтварят във вода, CO2 също се освобождава в резултат на хидролиза:

Тази реакция често се използва в лабораторната практика за получаване на CO2. Този газ може да се получи и чрез калциниране на метални бикарбонати:

При газофазовото взаимодействие на прегрята пара с CO:

При изгаряне на въглеводороди и техните кислородни производни, например:

По същия начин хранителните продукти се окисляват в жив организъм с освобождаване на топлинна и други видове енергия. В този случай окислението протича при меки условия през междинни етапи, но крайните продукти са едни и същи - CO2 и H2O, както например при разграждането на захарите под действието на ензими, по-специално при ферментацията на глюкозата:

Производството на голям тонаж на въглероден диоксид и метални оксиди се извършва в промишлеността чрез термично разлагане на карбонати:

CaO се използва в големи количества в технологията за производство на цимент. Термичната стабилност на карбонатите и консумацията на топлина за тяхното разлагане по тази схема се увеличават в серията CaCO3 (виж също ПРОТИВОПОЖАРНА ПРЕДОТВРАТЯВАНЕ И ПРОТИВОПОЖАРНА ЗАЩИТА). Електронна структура на въглеродните оксиди. Електронната структура на всеки въглероден окис може да се опише с три равновероятни схеми с различно подреждане на електронни двойки - три резонансни форми:

Всички въглеродни оксиди имат линейна структура.
Карбонова киселина.Когато CO2 реагира с вода, се образува въглена киселина H2CO3. В наситен разтвор на CO2 (0,034 mol/l) само част от молекулите образуват H2CO3, а по-голямата част от CO2 е в хидратирано състояние CO2*H2O.
Карбонати.Карбонатите се образуват при взаимодействието на метални оксиди с CO2, например Na2O + CO2 -> NaHCO3, които се разлагат при нагряване до освобождаване на CO2: 2NaHCO3 -> Na2CO3 + H2O + CO2 Натриевият карбонат или содата се произвежда в големи количества в индустрията за газирани напитки главно по метода на Solvay:

По друг метод содата се получава от CO2 и NaOH

Карбонатен йон CO32- има плоска структура с Ъгъл O-C-O, равно на 120°, и дължина на връзката CO 1,31
(виж също АЛКАЛНО ПРОИЗВОДСТВО).
Въглеродни халогениди.Въглеродът реагира директно с халогени при нагряване, за да образува тетрахалогениди, но скоростта на реакцията и добивът на продукта са ниски. Следователно въглеродните халиди се получават по други методи, например CCl4 се получава чрез хлориране на въглероден дисулфид: CS2 + 2Cl2 -> CCl4 + 2S температура, възниква образуването на токсичен фосген (газообразно отровно вещество). Самият CCl4 също е отровен и, ако се вдиша в значителни количества, може да причини отравяне на черния дроб. СCl4 също се образува при фотохимична реакция между метан СH4 и Сl2; в този случай е възможно образуването на продукти от непълно хлориране на метан - CHCl3, CH2Cl2 и CH3Cl. Реакциите протичат по подобен начин с други халогени.
графитни реакции.Графитът като модификация на въглерода, характеризираща се с големи разстояния между слоевете от шестоъгълни пръстени, влиза в необичайни реакции, например алкални метали, халогени и някои соли (FeCl3) проникват между слоевете, образувайки съединения от типа KC8, KC16 ( наречени интерстициални, включващи или клатратни съединения). Силни окислители като KClO3 в кисела среда (сярна или азотна киселина) образуват вещества с голям обем на кристалната решетка (до 6 между слоевете), което се обяснява с въвеждането на кислородни атоми и образуването на съединения на повърхността от които в резултат на окисление се образуват карбоксилни групи (-СООН) – съединения като окислен графит или мелитова (бензенхексакарбоксилна) киселина С6(СООН)6. В тези съединения съотношението С:О може да варира от 6:1 до 6:2,5.
Карбиди.Въглеродът образува с метали, бор и силиций различни съединения, наречени карбиди. Най-активните метали (IA-IIIA подгрупи) образуват солеподобни карбиди, например Na2C2, CaC2, Mg4C3, Al4C3. В промишлеността калциевият карбид се получава от кокс и варовик чрез следните реакции:

Карбидите са непроводими, почти безцветни, хидролизират с образуването на въглеводороди, например CaC2 + 2H2O = C2H2 + Ca(OH)2 Ацетиленът C2H2, образуван при реакцията, служи като суровина при производството на много органични вещества. Този процес е интересен, защото представлява прехода от суровини от неорганичен характер към синтеза на органични съединения. Карбидите, които образуват ацетилен при хидролиза, се наричат ​​ацетилиди. В силициевите и борните карбиди (SiC и B4C) връзката между атомите е ковалентна. Преходните метали (елементи от B-подгрупа) при нагряване с въглерод също образуват карбиди с променлив състав в пукнатини на металната повърхност; връзката в тях е близка до металната. Някои карбиди от този тип, като WC, W2C, TiC и SiC, се характеризират с висока твърдост и огнеупорни свойства и добра електропроводимост. Например NbC, TaC и HfC са най-огнеупорните вещества (т.т. = 4000-4200 ° C), диниобиевият карбид Nb2C е свръхпроводник при 9,18 K, TiC и W2C са близки по твърдост до диаманта, а твърдостта на B4C (a структурен аналог на диаманта) е 9,5 по скалата на Mohs (виж фиг. 2). Инертни карбиди се образуват, ако радиусът на преходния метал Азотни производни на въглерода.Тази група включва урея NH2CONH2 - азотен тор, използван под формата на разтвор. Уреята се получава от NH3 и CO2 чрез нагряване под налягане:

Цианогенът (CN)2 е подобен в много свойства на халогените и често се нарича псевдохалоген. Цианидът се получава чрез леко окисляване на цианидния йон с кислород, водороден прекис или Cu2+ йон: 2CN- -> (CN)2 + 2e. Цианидният йон, като донор на електрони, лесно образува комплексни съединения с йони на преходни метали. Подобно на CO, цианидният йон е отрова, свързваща жизненоважни железни съединения в живия организъм. Цианидните комплексни йони имат общата формула []-0,5x, където x е координационното число на метала (комплексообразувател), емпирично равно на два пъти степента на окисление на металния йон. Примери за такива комплексни йони са (структурата на някои йони е дадена по-долу) тетрацианоникелат(II)-йон []2-, хексацианоферат(III) []3-, дицианоаргентат []-:

Карбонили.Въглеродният окис може директно да реагира с много метали или метални йони, за да образува комплексни съединения, наречени карбонили, например Ni(CO)4, Fe(CO)5, Fe2(CO)9, []3, Mo(CO)6, [] 2 . Връзката в тези съединения е подобна на връзката в циано комплексите, описани по-горе. Ni(CO)4 е летливо вещество, използвано за отделяне на никел от други метали. Влошаването на структурата на чугуна и стоманата в конструкциите често се свързва с образуването на карбонили. Водородът може да бъде част от карбонили, образувайки карбонилни хидриди, като H2Fe(CO)4 и HCo(CO)4, които проявяват киселинни свойства и реагират с алкали: H2Fe(CO)4 + NaOH -> NaHFe(CO)4 + H2O Известни също карбонилни халиди, например Fe(CO)X2, Fe(CO)2X2, Co(CO)I2, Pt(CO)Cl2, където X е всеки халоген
(виж също ОРГАНОМЕТАЛНИ СЪЕДИНЕНИЯ).
Въглеводороди.Известни са огромен брой съединения на въглерода с водорода
(виж ОРГАНИЧНА ХИМИЯ).
ЛИТЕРАТУРА
Суняев З.И. Петролен въглерод. М., 1980 Химия на свръхкоординиран въглерод. М., 1990

Енциклопедия на Collier. - Отворено общество. 2000 .

Вижте какво е "CARBON" в други речници:

Таблица на нуклидите Главна информацияИме, символ Въглерод 14, 14C Алтернативни имена радиовъглерод, радиовъглерод Неутрони 8 Протони 6 Нуклидни свойства Атомна маса ... Wikipedia

Таблица на нуклидите Обща информация Име, символ Въглерод 12, 12C Неутрони 6 Протони 6 Свойства на нуклида Атомна маса 12.0000000 (0) ... Wikipedia

В тази книга думата „въглерод“ се среща доста често: в истории за зеленото листо и за желязото, за пластмаси и кристали и в много други истории. Въглеродът - "раждащият въглища" - е един от най-невероятните химични елементи. Неговата история е история на възникването и развитието на живота на Земята, защото е част от целия живот на Земята.

Как изглежда въглеродът?

Нека направим няколко експеримента. Вземете захар и я загрейте без въздух. Първо ще се стопи, ще покафенее, а след това ще почернее и ще се превърне във въглища, освобождавайки вода. Ако сега загреем тези въглища в присъствието на , те ще изгорят без остатък и ще се превърнат в . И така, захарта се състои от въглища и вода (захарта, между другото, се нарича въглехидрат), а "захарните" въглища очевидно са чист въглерод, тъй като въглеродният диоксид е комбинация от въглерод и кислород. Така че въглеродът е черен, мек прах.

Да вземем сив мек графитен камък, добре познат ви благодарение на моливите. Ако се нагрее в кислород, той също ще изгори без остатък, макар и малко по-бавно от въглищата, а въглеродният диоксид ще остане в устройството, където е изгорял. Значи графитът също е чист въглерод? Разбира се, но това не е всичко.

Ако един диамант се нагрее в същия апарат в кислород, прозрачен блясък скъпоценен камък, най-твърдият от всички минерали, той също ще изгори и ще се превърне във въглероден диоксид. Ако нагреете диамант без достъп на кислород, той ще се превърне в графит, а при много високи налягания и температури диамантът може да се получи от графит.

И така, въглища, графит и диамант са различни формисъществуването на един и същи елемент - въглерод.

Още по-изненадваща е способността на въглерода да "вземе участие" в огромен брой различни съединения (затова думата "въглерод" се появява толкова често в тази книга).

104 елемента от периодичната система образуват повече от четиридесет хиляди изследвани съединения. И вече са известни над един милион съединения, чиято основа е въглеродът!

Причината за това разнообразие е, че въглеродните атоми могат да бъдат свързани помежду си и с други атоми чрез силна връзка, образувайки сложни атоми под формата на вериги, пръстени и други форми. Нито един елемент в таблицата, освен въглеродът, не е способен на това.

Има безкраен брой фигури, които могат да бъдат изградени от въглеродни атоми и следователно безкраен брой възможни съединения. Това могат да бъдат много прости вещества, например газ метан, в който четири атома са свързани с един въглероден атом, и толкова сложни, че структурата на техните молекули все още не е установена. Такива вещества включват

Въглеродът в периодичната таблица на елементите се намира във втория период в групата IVA. Електронна конфигурация на въглеродния атом ls 2 2s 2 2p 2 .Когато се възбуди, лесно се постига електронно състояние, в което има четири несдвоени електрона в четирите външни атомни орбитали:

Това обяснява защо въглеродът в съединенията обикновено е четиривалентен. Равенството на броя на валентните електрони във въглеродния атом на броя на валентните орбитали, както и уникалното съотношение на ядрения заряд и радиуса на атома, му дават способността еднакво лесно да добавя и да дарява електрони, в зависимост от свойствата на партньора (Раздел 9.3.1). В резултат на това въглеродът се характеризира с различни степени на окисление от -4 до +4 и лекотата на хибридизация на неговите атомни орбитали според типа sp3, sp2И sp 1по време на образуването на химични връзки (раздел 2.1.3):

Всичко това дава на въглерода способността да образува единични, двойни и тройни връзки не само помежду си, но и с атоми на други органогенни елементи. Образуваните в този случай молекули могат да имат линейна, разклонена и циклична структура.

Поради подвижността на общите електрони - МО, образувани с участието на въглеродни атоми, те се изместват към атома на по-електроотрицателен елемент (индуктивен ефект), което води до полярността не само на тази връзка, но и на молекулата като цяло . Въпреки това, въглеродът, поради средната стойност на електроотрицателността (0E0 = 2,5), образува слабо полярни връзки с атоми на други органогенни елементи (Таблица 12.1). При наличието на системи от спрегнати връзки в молекулите (раздел 2.1.3), подвижните електрони (МО) и несподелените електронни двойки се делокализират с изравняването на електронната плътност и дължините на връзките в тези системи.

От гледна точка на реактивността на съединенията, поляризуемостта на връзките играе важна роля (раздел 2.1.3). Колкото по-голяма е поляризуемостта на една връзка, толкова по-висока е нейната реактивност. Зависимостта на поляризуемостта на въглеродсъдържащите връзки от тяхната природа отразява следната серия:

Всички разгледани данни за свойствата на въглеродсъдържащите връзки показват, че въглеродът в съединенията образува, от една страна, достатъчно силни ковалентни връзки помежду си и с други органогени, а от друга страна, общите електронни двойки на тези връзки са доста лабилни. В резултат на това може да настъпи както повишаване на реактивността на тези връзки, така и стабилизиране. Именно тези характеристики на въглеродсъдържащите съединения правят въглерода органоген номер едно.

Киселинно-алкални свойства на въглеродните съединения.Въглеродният оксид (4) е киселинен оксид, а съответният му хидроксид, въглеродната киселина H2CO3, е слаба киселина. Молекулата на въглеродния окис (4) е неполярна и следователно е слабо разтворима във вода (0,03 mol/l при 298 K). В този случай първо се образува CO2 H2O хидрат в разтвора, в който CO2 е в кухината на асоциирана водна молекула, след което този хидрат бавно и обратимо се превръща в H2CO3. Повечето отвъглеродният окис (4), разтворен във вода, е под формата на хидрат.

В организма, в кръвните еритроцити, под действието на ензима карбоанхидраза много бързо се установява равновесието между CO2 H2O и H2CO3 хидрат. Това дава възможност да се пренебрегне наличието на CO2 под формата на хидрат в еритроцита, но не и в кръвната плазма, където няма карбоанхидраза. Полученият H2CO3 се дисоциира при физиологични условия до бикарбонатен анион и в по-алкална среда до карбонатен анион:

Въглеродната киселина съществува само в разтвор. Образува две серии соли - бикарбонати (NaHCO3, Ca(HC0 3) 2) и карбонати (Na2CO3, CaCO3). Бикарбонатите са по-разтворими във вода от карбонатите. Във водни разтвори солите на въглеродната киселина, особено карбонатите, лесно се хидролизират от аниона, създавайки алкална среда:

Вещества като NaHC03 сода за хляб; CaCO3 креда, бял магнезий 4MgC03 * Mg (OH) 2 * H2O, хидролизирайки се с образуването на алкална среда, се използват като антиациди (неутрализиращи киселини) за намаляване на високата киселинност на стомашния сок:

Комбинацията от въглеродна киселина и бикарбонатен йон (Н2СО3, НСО3(-)) образува бикарбонатна буферна система (раздел 8.5) - великолепна буферна система на кръвната плазма, която осигурява постоянството на рН на кръвта при рН = 7,40 ± 0,05.

Образуването на Mg(OH) 2 се причинява от пълна хидролиза на магнезиевия катион, което се случва при тези условия поради по-ниската разтворимост на Mg(0H) 2 в сравнение с MgCO 3 .

В биомедицинската практика, в допълнение към въглеродната киселина, трябва да се работи с други киселини, съдържащи въглерод. Това е преди всичко голямо разнообразие от различни органични киселини, както и циановодородната киселина HCN. От гледна точка на киселинните свойства силата на тези киселини е различна:

Тези разлики се дължат на взаимното влияние на атомите в молекулата, природата на дисоцииращата връзка и стабилността на аниона, т.е. способността му да делокализира заряда.

Циановодородна киселина, или циановодород, HCN - безцветна, летлива течност (Т бала = 26 °C) с мирис на горчиви бадеми, смесва се с вода във всяко съотношение. Във водни разтвори той се държи като много слаба киселина, чиито соли се наричат ​​цианиди. Цианидите на алкалните и алкалоземните метали са разтворими във вода, докато се хидролизират от аниона, поради което те водни разтворимирис на циановодородна киселина (мирис на горчиви бадеми) и имат pH >12:

В резултат на тази реакция калиевият цианид (калиев цианид) и неговите разтвори губят своята токсичност при дългосрочно съхранение. Цианидният анион е една от най-силните неорганични отрови, тъй като е активен лиганд и лесно образува стабилни комплексни съединения с ензими, съдържащи Fe3+ и Сu2(+) като комплексообразуващи йони (Разд. 10.4).

редокс свойства.Тъй като въглеродът в съединенията може да проявява всяко състояние на окисление от -4 до +4, по време на реакцията свободният въглерод може както да отдава, така и да добавя електрони, действайки съответно като редуциращ агент или окислител, в зависимост от свойствата на втория реагент:

При условия на анаеробно окисление, с липса или липса на кислород, въглеродните атоми на органично съединение, в зависимост от съдържанието на кислородни атоми в тези съединения и външни условия, могат да се превърнат в CO 2, CO, C и дори CH 4, и други органогени се превръщат в H2O, NH3 и H2S.

В тялото пълното окисление на органичните съединения с кислород в присъствието на оксидазни ензими (аеробно окисление) се описва с уравнението:

От горните уравнения на окислителните реакции може да се види, че в органичните съединения само въглеродните атоми променят степента на окисление, докато атомите на други органогени запазват степента си на окисление.

При реакции на хидрогениране, т.е. добавяне на водород (редуктор) към множествена връзка, въглеродните атоми, които я образуват, понижават своето окислително състояние (действат като окислители):

Реакциите на органично заместване с появата на нова междувъглеродна връзка, например в реакцията на Wurtz, също са редокс реакции, при които въглеродните атоми действат като окислители, а металните атоми като редуциращи агенти:

Това се наблюдава при реакциите на образуване на органометални съединения:

В резултат на реакции на добавяне на полярен реагент към субстрат чрез множествена междувъглеродна връзка, един от въглеродните атоми понижава степента на окисление, показвайки свойствата на окислител, а другият повишава степента на окисление, действайки като редуциращ агент:

В тези случаи се осъществява реакцията на вътрешномолекулно окисление-редукция на въглеродните атоми на субстрата, т.е. дисмутации,под действието на реагент, който не проявява редокс свойства.

Типичните реакции на вътрешномолекулна дисмутация на органични съединения за сметка на техните въглеродни атоми са реакциите на декарбоксилиране на аминокиселини или кетокиселини, както и реакциите на пренареждане и изомеризация на органични съединения, които бяха разгледани в раздел. 9.3. Дадените примери за органични реакции, както и реакциите от разд. 9.3 убедително показват, че въглеродните атоми в органичните съединения могат да бъдат както окислители, така и редуктори.

Въглероден атом в съединение- окислител, ако в резултат на реакцията броят на неговите връзки с атоми на по-малко електроотрицателни елементи (водород, метали) се увеличава, тъй като, привличайки общите електрони на тези връзки, въпросният въглероден атом понижава степента си на окисление .

Въглероден атом в съединение- редуциращ агент, ако в резултат на реакцията се увеличава броят на връзките му с атоми на повече електроотрицателни елементи(C, O, N, S), тъй като чрез изтласкване на общите електрони на тези връзки, въпросният въглероден атом повишава степента си на окисление.

По този начин много реакции в органичната химия, поради редокс двойствеността на въглеродните атоми, са редокс реакции. Въпреки това, за разлика от тези реакции неорганична химия, преразпределението на електроните между окислителя и редуциращия агент в органичните съединения може да бъде придружено само от изместване на общата електронна двойка на химическата връзка към атома, който действа като окислител. В този случай тази връзка може да се запази, но в случаите на нейната силна поляризация може да се прекъсне.

Комплексообразуващи свойства на въглеродните съединения.Въглеродният атом в съединенията няма несподелени електронни двойки и следователно само въглеродни съединения, съдържащи множество връзки с негово участие, могат да действат като лиганди. Особено активни в процесите на комплексообразуване са електроните на тройната полярна връзка на въглеродния оксид (2) и аниона на циановодородната киселина.

В молекулата на въглероден оксид(2) въглеродните и кислородните атоми образуват една и една връзка поради взаимното припокриване на техните две 2p атомни орбитали чрез обменния механизъм. Третата връзка, т.е. още една връзка, се образува от донорно-акцепторния механизъм. Акцепторът е свободната 2p атомна орбитала на въглеродния атом, а донорът е кислородният атом, който осигурява несподелена двойка електрони от 2p орбитала:

Повишената множественост на връзките осигурява на тази молекула висока стабилност и инертност при нормални условия по отношение на киселинно-алкални (CO - необразуващ сол оксид) и редокс свойства (CO - редуциращ агент при T > 1000 K). В същото време го прави активен лиганд в реакции на образуване на комплекси с атоми и катиони на d-метали, предимно с желязо, с което образува железен пентакарбонил, летлива отровна течност:

Тези равновесия се изместват към образуването на карбоксихемоглобин HHbCO, чиято стабилност е 210 пъти по-голяма от тази на оксихемоглобин HHbO2. Това води до натрупване на карбоксихемоглобин в кръвта и съответно до намаляване на нейната способност да пренася кислород.

Анионът на циановодородната киселина CN- също съдържа лесно поляризируеми - електрони, поради което ефективно образува комплекси с d-метали, включително жизнени метали, които са част от ензимите. Следователно цианидите са силно токсични съединения (раздел 10.4).

Въглеродният цикъл в природата.Въглеродният цикъл в природата се основава главно на реакциите на окисление и редукция на въглерода (фиг. 12.3).

Растенията усвояват (1) въглероден окис (4) от атмосферата и хидросферата. Част от растителната маса се консумира (2) от човека и животните. Дишането на животните и гниенето на техните останки (3), както и дишането на растенията, гниенето на мъртви растения и изгарянето на дърва (4) връщат CO2 в атмосферата и хидросферата. Процесът на минерализация на останките от растения (5) и животни (6) с образуването на торф, изкопаеми въглища, нефт, газ води до прехода на въглерода в природни ресурси. Киселинно-базовите реакции (7), протичащи между CO2 и различни скали с образуването на карбонати (средни, киселинни и основни), действат в същата посока:

Тази неорганична част от цикъла води до загуби на CO2 в атмосферата и хидросферата. Човешката дейност при изгаряне и преработка на въглища, нефт, газ (8), дърва за огрев (4), напротив, обогатява околната среда с въглероден окис (4). Дълго време се смяташе, че фотосинтезата поддържа концентрацията на CO2 в атмосферата постоянна. Понастоящем обаче увеличаването на съдържанието на CO2 в атмосферата поради човешката дейност не се компенсира от естественото му намаляване. Общото изпускане на CO2 в атмосферата нараства експоненциално с 4-5% годишно. Според изчисленията през 2000 г. съдържанието на CO2 в атмосферата ще достигне около 0,04% вместо 0,03% (1990 г.).

След като разгледахме свойствата и характеристиките на въглеродсъдържащите съединения, водещата роля на въглерода трябва да се подчертае още веднъж.

Ориз. 12.3.Въглеродният цикъл в природа

органоген № 1: първо, въглеродните атоми образуват скелета на молекулите на органичните съединения; второ, въглеродните атоми играят ключова роля в окислително-възстановителните процеси, тъй като сред атомите на всички органогени именно за въглерода окислително-възстановителната двойственост е най-характерна. За повече информация относно свойствата на органичните съединения вижте модул IV „Основи на биоорганичната химия“.

основни характеристикии биологичната роля на р-елементите от група IVA.Електронните аналози на въглерода са елементите от групата IVA: силиций Si, германий Ge, калай Sn и олово Pb (виж таблица 1.2). Атомните радиуси на тези елементи естествено се увеличават с увеличаване на атомния номер, докато тяхната йонизационна енергия и електроотрицателност естествено намаляват в този случай (раздел 1.3). Следователно първите два елемента от групата: въглерод и силиций са типични неметали, а германий, калай, олово са метали, тъй като те се характеризират най-много с връщането на електрони. В серията Ge - Sn - Pb металните свойства са подобрени.

От гледна точка на редокс свойства, елементите C, Si, Ge, Sn и Pb при нормални условия са доста стабилни по отношение на въздух и вода (метали Sn и Pb - поради образуването на оксиден филм на повърхността). В същото време оловните (4) съединения са силни окислители:

Комплексообразуващите свойства са най-характерни за оловото, тъй като неговите Pb 2+ катиони са силни комплексообразователи в сравнение с катионите на другите p-елементи от IVA група. Оловните катиони образуват стабилни комплекси с биолиганди.

Елементите от групата IVA се различават рязко както по съдържание в тялото, така и в биологична роля. Въглеродът играе основна роля в живота на организма, където съдържанието му е около 20%. Съдържанието в тялото на останалите елементи от IVA групата е в диапазона 10 -6 -10 -3%. В същото време, ако силицият и германият несъмнено играят важна роля в живота на организма, тогава калайът и особено оловото са токсични. По този начин, с увеличаване на атомната маса на елементите от група IVA, токсичността на техните съединения се увеличава.

Прахът, състоящ се от частици от въглища или силициев диоксид SiO2, когато систематично е изложен на белите дробове, причинява заболявания - пневмокониоза. При въглищния прах това е антракоза, професионално заболяване на миньорите. Силикозата възниква при вдишване на прах, съдържащ Si02. Механизмът на развитие на пневмокониозата все още не е установен. Предполага се, че при продължителен контакт на силикатни зърна с биологични течности се образува полисилициева киселина Si02 yH2O в гелообразно състояние, чието отлагане в клетките води до тяхната смърт.

Токсичният ефект на оловото е известен на човечеството от много дълго време. Използването на олово за направата на съдове и водопроводни тръби доведе до масово отравянеот хора. В момента оловото продължава да бъде един от основните замърсители заобикаляща среда, тъй като отделянето на оловни съединения в атмосферата е над 400 000 тона годишно. Оловото се натрупва главно в скелета под формата на трудноразтворимия фосфат Pb3(PO4)2, като при деминерализацията на костите оказва редовно токсично действие върху организма. Следователно оловото се класифицира като кумулативна отрова. Токсичността на оловните съединения се свързва предимно с неговите комплексообразуващи свойства и висок афинитет към биолиганди, особено тези, съдържащи сулфхидрилни групи (-SH):

Образуването на комплексни съединения на оловни йони с протеини, фосфолипиди и нуклеотиди води до тяхната денатурация. Оловните йони често инхибират металоензимите EM 2+, измествайки жизнените метални катиони от тях:

Оловото и неговите съединения са отрови, които действат предимно върху нервна система, кръвоносни съдове и кръв. В същото време оловните съединения влияят на протеиновия синтез, енергийния баланс на клетките и техния генетичен апарат.

В медицината те се използват като стягащи външни антисептици: оловен ацетат Pb (CH3COO) 2 ZH2O (оловни лосиони) и оловен (2) оксид PbO (оловен гипс). Оловните йони на тези съединения реагират с протеини (албумини) на цитоплазмата на микробни клетки и тъкани, образувайки гелообразни албуминати. Образуването на гелове убива микробите и освен това затруднява проникването им в тъканните клетки, което намалява локалната възпалителна реакция.