Углерод – характеристика элемента и химические свойства

Характеристика углерода. Свойства простых веществ и соединений

Углерод (С) – типичный неметалл; в периодической системе находится в 2-м периоде IV группе, главной подгруппе. Порядковый номер 6, Ar = 12,011 а.е.м., заряд ядра +6.

Физические свойства: углерод образует множество аллотропных модификаций: алмаз – одно из самых твердых веществ, графит, уголь, сажа.

Атом углерода имеет 6 электронов: 1s²2s²2p². Последние два электрона располагаются на отдельных р-орбиталях и являются неспаренными. В принципе, эта пара могла бы занимать одну орбиталь, но в таком случае сильно возрастает межэлектронное отталкивание. По этой причине один из них занимает 2р_х, а другой, либо 2р_у, либо 2р_z-орбитали.

Различие энергии s- и р-подуровней внешнего слоя невелико, поэтому атом довольно легко переходит в возбужденное состояние, при котором один из двух электронов с 2s-орбитали переходит на свободную 2р. Возникает валентное состояние, имеющее конфигурацию 1s²2s¹2p_x¹2p_y¹2p_z¹. Именно такое состояние атома углерода характерно для решетки алмаза – тетраэдрическое пространственное расположение гибридных орбиталей, одинаковая длина и энергия связей.

Это явление, как известно, называют sp³-гибридизацией, а возникающие функции – sp³-гибридными.  Образование четырех sp³-cвязeй обеспечивает атому углерода более устойчивое состояние, чем три р—р- и одна s—s-связи. Помимо sp³-гибридизации у атома углерода наблюдается также sp²– и sp-гибридизация. В первом случае возникает взаимное наложение s- и двух р-орбиталей. Образуются три равнозначные sp²– гибридных орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу. Третья орбиталь р неизменна и направлена перпендикулярно плоскости sp².

При sp-гибридизации происходит наложение орбиталей s и р. Между двумя образующимися равноценными гибридными орбиталями возникает угол 180°, при этом две р-орбитали у каждого из атомов остаются неизменными.

В кристалле графита атомы углерода расположены в параллельных плоскостях, занимая в них вершины правильных шестиугольников. Каждый из атомов углерода связан с тремя соседними sp²-гибридными связями. Между параллельными плоскостями связь осуществляется за счет ван-дер-ваальсовых сил. Свободные р-орбитали каждого из атомов направлены перпендикулярно плоскостям ковалентных связей. Их перекрыванием объясняется дополнительная π-связь между атомами углерода. Таким образом, от валентного состояния, в котором находятся атомы углерода в веществе, зависят свойства этого вещества.

Химические свойства углерода

Наиболее характерные степени окисления: +4, +2.

При низких температурах углерод инертен, но при нагревании его активность возрастает.

Углерод как восстановитель:

–    с кислородом
C⁰ + O₂  –^t°=  CO₂ углекислый газ
при недостатке кислорода – неполное сгорание:
2C⁰ + O₂  –^t°= 2C⁺²O угарный газ

–     со фтором
С + 2F₂ = CF₄

–    с водяным паром
C⁰ + H₂O  –^1200°= С⁺²O + H₂ водяной газ

–  с оксидами металлов. Таким образом выплавляют металл из руды.
C⁰ + 2CuO  –^t°=  2Cu + C⁺⁴O₂

–  с кислотами – окислителями:
C⁰ + 2H₂SO₄(конц.) = С⁺⁴O₂­ + 2SO₂­ + 2H₂O
С⁰ + 4HNO₃(конц.) = С⁺⁴O₂­ + 4NO₂­ + 2H₂O

–  с серой образует сероуглерод:
С + 2S₂ = СS₂.

  Углерод как окислитель:

–    с некоторыми металлами образует карбиды

4Al + 3C⁰ = Al₄C₃

Ca + 2C⁰ = CaC₂^-4

–     с водородом – метан (а также огромное количество органических соединений)

C⁰ + 2H₂ = CH₄

– с кремнием, образует карборунд (при 2000 °C в электропечи):

Si + C = SiC.

Нахождение углерода в природе

Ссвободный углерод встречается в виде алмаза и графита. В виде соединений углерод находится в составе минералов: мела, мрамора, известняка – СаСО₃, доломита – MgCO₃*CaCO₃; гидрокарбонатов – Mg(НCO₃)₂ и Са(НCO₃)₂, СО₂ входит в состав воздуха; углерод является главной составной частью природных органических соединений – газа, нефти, каменного угля, торфа, входит в состав органических веществ, белков, жиров, углеводов, аминокислот, входящих в состав живых организмов.

Неорганические соединения углерода

Ни ионы С⁴⁺ , ни С^4- ‑ ни при каких обычных химических процессах не образуются: в соединениях углерода имеются ковалентные связи различной полярности.

Оксид углерода (II)  СО

Угарный газ; бесцветный, без запаха, малорастворим в воде, растворим в органических растворителях, ядовит, t°кип = -192°C; t пл. = -205°C.

Получение
1)     В промышленности (в газогенераторах):
C + O₂ = CO₂

CO₂ + C = 2CO

2)     В лаборатории – термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H₂SO₄(конц.):
HCOOH = H₂O + CO­

H₂C₂O₄ = CO­ + CO₂­ + H₂O

Химические свойства

При обычных условиях CO инертен; при нагревании – восстановитель; несолеобразующий оксид.

1)     с кислородом

2C⁺²O + O₂ = 2C⁺⁴O₂

2)     с оксидами металлов

C⁺²O + CuO = Сu + C⁺⁴O₂

3)     с хлором (на свету)

CO + Cl₂  –^hn=  COCl₂(фосген)

4)     реагирует с расплавами щелочей (под давлением)

CO + NaOH = HCOONa (формиат натрия)

5)     с переходными металлами образует карбонилы

Ni + 4CO  –^t°= Ni(CO)₄

Fe + 5CO  –^t°= Fe(CO)₅

Оксид углерода (IV) СO2

Углекислый газ, бесцветный, без запаха, растворимость в воде – в 1V H₂O растворяется 0,9V CO₂ (при нормальных условиях); тяжелее воздуха; t°пл.= -78,5°C (твёрдый CO₂ называется “сухой лёд”); не поддерживает горение.

Получение

1. Термическим разложением солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка:

CaCO₃  –^t°=  CaO + CO₂

2. Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + H₂O + CO₂­

NaHCO₃ + HCl = NaCl + H₂O + CO₂­

Химические свойства СO2
Кислотный оксид: реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты

Na₂O + CO₂ = Na₂CO₃

2NaOH + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O

NaOH + CO₂ = NaHCO₃

При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства

С⁺⁴O₂ + 2Mg  –^t°=  2Mg⁺²O + C⁰

Качественная реакция

Помутнение известковой воды:

Ca(OH)₂ + CO₂  = CaCO₃¯(белый осадок) + H₂O

Оно исчезает при длительном пропускании CO₂ через известковую воду, т.к. нерастворимый карбонат кальция переходит в растворимый гидрокарбонат:

CaCO₃ + H₂O + CO₂ = Сa(HCO₃)₂

Угольная кислота и её соли

H₂CO₃ – Кислота слабая, существует только в водном растворе:

CO₂ + H₂O ↔ H₂CO₃

Двухосновная:
H₂CO₃ ↔ H⁺ + HCO₃^– Кислые соли – бикарбонаты, гидрокарбонаты
HCO₃^– ↔ H⁺ + CO₃^2-    Cредние соли – карбонаты

Характерны все свойства кислот.

Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:

2NaHCO₃  –^t°=  Na₂CO₃ + H₂O + CO₂­

Na₂CO₃ + H₂O + CO₂ = 2NaHCO₃

Карбонаты металлов (кроме щелочных металлов) при нагревании декарбоксилируются с образованием оксида:

CuCO₃  –^t°=  CuO + CO₂­

Качественная реакция – “вскипание” при действии сильной кислоты:

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂­

CO₃^2- + 2H⁺ = H₂O + CO₂­

Карбиды

Карбид кальция:

CaO + 3 C = CaC₂ + CO

CaC₂ + 2 H₂O = Ca(OH)₂ + C₂H₂ .

Ацетилен выделяется при реакции с водой карбидов цинка, кадмия, лантана и церия:

2 LaC₂ + 6 H₂O = 2La(OH)₃ + 2 C₂H₂ + H₂.

Be₂C и Al₄C₃ разлагаются водой с образованием метана:

Al₄C₃ + 12 H₂O = 4 Al(OH)₃ = 3 CH₄.

В технике применяют карбиды титана TiC, вольфрама W₂C (твердые сплавы), кремния SiC (карборунд – в качестве абразива и материала для нагревателей).

Цианиды

получают при нагревании соды в атмосфере аммиака и угарного газа:

Na₂CO₃ + 2 NH₃ + 3 CO = 2 NaCN + 2 H₂O + H₂ + 2 CO₂

Синильная кислота HCN – важный продукт химической промышленности, широко применяется в органическом синтезе. Ее мировое производство достигает 200 тыс. т в год. Электронное строение цианид-аниона аналогично оксиду углерода (II), такие частицы называют изоэлектронными:

C=O: [:C=N:]^–

Цианиды (0,1-0,2%-ный водный раствор) применяют при добыче золота:

2 Au + 4 KCN + H₂O + 0,5 O₂ = 2 K[Au(CN)₂] + 2 KOH.

При кипячении растворов цианидов с серой или сплавлении твердых веществ образуются роданиды:
KCN + S = KSCN.

При нагревании цианидов малоактивных металлов получается дициан:  Hg(CN)₂ = Hg + (CN)₂. Растворы цианидов окисляются до цианатов:

2 KCN + O₂ = 2 KOCN.

Циановая кислота существует в двух формах:

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

В 1828 г. Фридрих Вёлер (1800-1882) получил из цианата аммония мочевину: NH₄OCN = CO(NH₂)₂ при упаривании водного раствора.

Это событие обычно рассматривается как победа синтетической химии над “виталистической теорией”.

Существует изомер циановой кислоты – гремучая кислота

H-O-N=C.
Ее соли (гремучая ртуть Hg(ONC)₂) используются в ударных воспламенителях.

Синтез мочевины (карбамида):

CO₂ + 2 NH₃ = CO(NH₂)₂ + H₂O.  При 130⁰С и 100 атм.

Мочевина является амидом угольной кислоты, существует и ее “азотный аналог” – гуанидин.

Карбонаты

Важнейшие неорганические соединения углерода – соли угольной кислоты (карбонаты). H₂CO₃ – слабая кислота (К₁ =1,3·10^-4; К₂ =5·10^-11). Карбонатный буфер поддерживает углекислотное равновесие в атмосфере. Мировой океан обладает огромной буферной емкостью, потому что он является открытой системой. Основная буферная реакция – равновесие при диссоциации угольной кислоты:

H₂CO₃ ↔ H⁺ + HCO₃^– .

При понижении кислотности происходит дополнительное поглощение углекислого газа из атмосферы с образованием кислоты:
CO₂ + H₂O ↔ H₂CO₃ .

При повышении кислотности происходит растворение карбонатных пород (раковины, меловые и известняковые отложения в океане); этим компенсируется убыль гидрокарбонатных ионов:

H⁺ + CO₃^2-↔  HCO₃^–

CaCO₃(тв.) ↔  Ca²⁺ + CO₃^2-

Твердые карбонаты переходят в растворимые гидрокарбонаты. Именно этот процесс химического растворения избыточного углекислого газа противодействует “парниковому эффекту” – глобальному потеплению из-за поглощения углекислым газом теплового излучения Земли. Примерно треть мирового производства соды (карбонат натрия Na₂CO₃) используется в производстве стекла.