• Apzīmējums - C (Carbon);
• Periods - II;
• grupa - 14 (IVa);
• Atommasa - 12,011;
• Atomskaitlis - 6;
• Atoma rādiuss = 77 pm;
• Kovalentais rādiuss = 77 pm;
• Elektronu sadalījums - 1s 2 2s 2 2p 2;
• kušanas temperatūra = 3550°C;
• viršanas temperatūra = 4827°C;
• Elektronegativitāte (pēc Paulinga / pēc Alpreda un Ročova) = 2,55 / 2,50;
• Oksidācijas stāvoklis: +4, +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3, -4;
• Blīvums (n.a.) \u003d 2,25 g / cm 3 (grafīts);
• Molārais tilpums = 5,3 cm 3 / mol.

Oglekļa savienojumi:

Ogleklis ogles veidā cilvēkiem ir zināms kopš neatminamiem laikiem, tāpēc nav jēgas runāt par tā atklāšanas datumu. Patiesībā ogleklis ieguva savu nosaukumu 1787. gadā, kad tika izdota grāmata "Ķīmiskās nomenklatūras metode", kurā franču nosaukuma "tīra ogle" (charbone pur) vietā parādījās termins "ogleklis" (carbone).

Ogleklim piemīt unikāla spēja veidot neierobežota garuma polimēru ķēdes, tādējādi radot milzīgu savienojumu klasi, ko pēta atsevišķa ķīmijas nozare – organiskā ķīmija. Oglekļa organiskie savienojumi ir sauszemes dzīvības pamatā, tāpēc par oglekļa nozīmi, kā ķīmiskais elements, nav jēgas teikt – viņš ir dzīvības pamats uz Zemes.

Tagad apsveriet oglekli no neorganiskās ķīmijas viedokļa.

Rīsi. Oglekļa atoma struktūra.

Oglekļa elektroniskā konfigurācija ir 1s 2 2s 2 2p 2 (skat. Atomu elektroniskā uzbūve). Ārējā enerģijas līmenī ogleklim ir 4 elektroni: 2 pārī s-apakšlīmenī + 2 nesapāroti uz p-orbitālēm. Kad oglekļa atoms nonāk ierosinātā stāvoklī (prasa enerģijas izmaksas), viens elektrons no s-apakšlīmeņa "atstāj" savu pāri un nonāk p-apakšlīmenī, kur ir viena brīva orbitāle. Tādējādi ierosinātā stāvoklī oglekļa atoma elektroniskā konfigurācija iegūst šādu formu: 1s 2 2s 1 2p 3 .

Rīsi. Oglekļa atoma pāreja uz ierosinātu stāvokli.

Šis "castling" ievērojami paplašina oglekļa atomu valences iespējas, kas var iegūt oksidācijas pakāpi no +4 (savienojumos ar aktīviem nemetāliem) līdz -4 (savienojumos ar metāliem).

Neierosinātā stāvoklī savienojumos esošā oglekļa atoma valence ir 2, piemēram, CO (II), un ierosinātā stāvoklī tam ir 4: CO 2 (IV).

Oglekļa atoma "unikalitāte" slēpjas apstāklī, ka tā ārējā enerģijas līmenī ir 4 elektroni, tāpēc, lai pabeigtu līmeni (uz ko patiesībā tiecas jebkura ķīmiskā elementa atomi), tas var gan dot, gan pievienoties ar tādiem pašiem "veiksmes" elektroniem, lai izveidotu kovalentās saites (sk. Kovalentā saite).

Ogleklis kā vienkārša viela

Kā vienkārša viela ogleklis var būt vairāku alotropu modifikāciju veidā:

• Dimants
• Grafīts
• fullerēns
• Karabīne

Dimants

Rīsi. Dimanta kristāla režģis.

Dimanta īpašības:

• bezkrāsaina kristāliska viela;
• cietākā viela dabā;
• ir spēcīgs refrakcijas efekts;
• slikts siltuma un elektrības vadītājs.

Rīsi. Dimanta tetraedrs.

Dimanta izcilā cietība ir izskaidrojama ar tā kristāla režģa struktūru, kam ir tetraedra forma - tetraedra centrā atrodas oglekļa atoms, kuru savieno vienlīdz spēcīgas saites ar četriem blakus esošajiem atomiem, kas veido virsotnes. tetraedra (skat. attēlu iepriekš). Šāda "konstrukcija" savukārt ir saistīta ar blakus esošajiem tetraedriem.

Grafīts

Rīsi. Grafīta kristāla režģis.

Grafīta īpašības:

• pelēkas krāsas mīksta kristāliska viela ar slāņainu struktūru;
• ir metālisks spīdums;
• labi vada elektrību.

Grafītā oglekļa atomi veido regulārus sešstūrus, kas atrodas vienā plaknē, sakārtoti bezgalīgos slāņos.

grafītā ķīmiskās saites starp blakus esošajiem oglekļa atomiem veidojas katra atoma trīs valences elektronu dēļ (attēlā parādīts zilā krāsā), savukārt katra oglekļa atoma ceturtais elektrons (attēlots sarkanā krāsā), kas atrodas uz p-orbitāles, kas atrodas perpendikulāri atoma plaknei. grafīta slānis, nepiedalās kovalento saišu veidošanā slāņa plaknē. Tā "nolūks" ir cits - mijiedarbojoties ar blakus slānī guļošo "brāli", tas nodrošina savienojumu starp grafīta slāņiem, un p-elektronu lielā mobilitāte nosaka grafīta labo elektrovadītspēju.

Rīsi. Oglekļa atoma orbitāļu sadalījums grafītā.

fullerēns

Rīsi. Fullerēna kristāla režģis.

Fullerēna īpašības:

• fullerēna molekula ir oglekļa atomu kopums, kas noslēgts dobās sfērās kā futbola bumba;
• tā ir smalki kristāliska viela dzeltenīgi oranžā krāsā;
• kušanas temperatūra = 500-600°C;
• pusvadītājs;
• ir daļa no šungīta minerāla.

Karabīne

Karabīnas īpašības:

• inerta melna viela;
• sastāv no polimēru lineārām molekulām, kurās atomi ir savienoti ar mainīgām vienkāršām un trīskāršām saitēm;
• pusvadītājs.

Oglekļa ķīmiskās īpašības

Plkst normāli apstākļi Ogleklis ir inerta viela, taču, karsējot, tā var reaģēt ar dažādām vienkāršām un sarežģītām vielām.

Iepriekš jau tika teikts, ka oglekļa ārējā enerģijas līmenī (ne tur, ne šeit) atrodas 4 elektroni, tāpēc ogleklis var gan nodot elektronus, gan pieņemt tos, izpaužoties atsevišķos savienojumos. atjaunojošas īpašības, bet citās - oksidējošs.

Ogleklis ir reducētājs reakcijās ar skābekli un citiem elementiem, kuriem ir lielāka elektronegativitāte (skat. elementu elektronegativitātes tabulu):

• karsējot gaisā, tas sadedzina (ar skābekļa pārpalikumu, veidojot oglekļa dioksīdu; ar tā trūkumu - oglekļa monoksīds (II)):
  C + O 2 \u003d CO 2;
  2C + O 2 \u003d 2CO.
• augstā temperatūrā reaģē ar sēra tvaikiem, viegli mijiedarbojas ar hloru, fluoru:
  C+2S=CS2
  C + 2Cl 2 = CCl 4
  2F2+C=CF4
• karsējot, tas atjauno daudzus metālus un nemetālus no oksīdiem:
  C 0 + Cu +2 O \u003d Cu 0 + C +2 O;
  C 0 + C +4 O 2 \u003d 2C +2 O
• reaģē ar ūdeni 1000°C temperatūrā (gazifikācijas process), veidojot ūdens gāzi:
  C + H2O \u003d CO + H2;

Ogleklim piemīt oksidējošas īpašības reakcijās ar metāliem un ūdeņradi:

• reaģē ar metāliem, veidojot karbīdus:
  Ca + 2C = CaC 2
• mijiedarbojoties ar ūdeņradi, ogleklis veido metānu:
  C+2H2=CH4

Ogli iegūst, termiski sadalot tā savienojumus vai metāna pirolīzi (augstā temperatūrā):
CH4 \u003d C + 2H 2.

Oglekļa pielietojums

Oglekļa savienojumi tiek plaši izmantoti tautsaimniecība Visus nav iespējams uzskaitīt, mēs norādīsim tikai dažus:

• grafītu izmanto zīmuļu vadu, elektrodu, kausēšanas tīģeļu ražošanai, kā neitronu moderatoru kodolreaktori kā smērviela;
• dimantus izmanto juvelierizstrādājumos, kā griezējinstrumentu, urbšanas iekārtās, kā abrazīvu materiālu;
• kā reducētāju oglekli izmanto noteiktu metālu un nemetālu (dzelzs, silīcija) iegūšanai;
• ogle veido lielāko daļu aktīvās ogles, kas ir plaši izmantota gan ikdienas dzīvē (piemēram, kā adsorbents gaisa un šķīdumu tīrīšanai), gan medicīnā (aktīvās ogles tabletes) un rūpniecībā (kā katalītisko piedevu nesējs , polimerizācijas katalizators utt.).

(IV) (CO 2, oglekļa dioksīds, oglekļa dioksīds) Tā ir gāze bez krāsas, garšas un smaržas, kas ir smagāka par gaisu un šķīst ūdenī.

IN normāli apstākļi cietais oglekļa dioksīds nonāk tieši gāzveida stāvoklī, apejot šķidro stāvokli.

Ar lielu oglekļa monoksīda daudzumu cilvēki sāk smakt. Koncentrācija, kas pārsniedz 3%, izraisa paātrinātu elpošanu, un vairāk nekā 10% ir samaņas zudums un nāve.

Oglekļa monoksīda ķīmiskās īpašības.

oglekļa monoksīds - tas ir oglekļa anhidrīds H2CO3.

Kad oglekļa monoksīds tiek izvadīts caur kalcija hidroksīdu (kaļķu ūdeni), tiek novērotas baltas nogulsnes:

Ca(Ak) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O

Ja ogļskābā gāze tiek uzņemta pārmērīgi, tiek novērota hidrokarbonātu veidošanās, kas izšķīst ūdenī:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 \u003d Ca (HCO 3) 2,

kas pēc tam karsējot sadalās.

2KNCO 3 \u003d K 2 CO 3 + H 2 O + CO 2

Oglekļa monoksīda izmantošana.

Oglekļa dioksīda izmantošana dažādas jomas nozare. IN ķīmiskā ražošana- kā dzesēšanas šķidrums.

Pārtikas rūpniecībā to izmanto kā konservantu E290. Lai gan viņam tika piešķirts "nosacīti drošs", patiesībā tā nav. Ārsti ir pierādījuši, ka bieža E290 ēšana izraisa toksiska indīga savienojuma uzkrāšanos. Tāpēc jums rūpīgi jāizlasa produktu etiķetes.

Oglekļa monoksīds (IV) (oglekļa dioksīds, oglekļa dioksīds) normālos apstākļos ir bezkrāsaina gāze, smagāka par gaisu, termiski stabila, saspiežot un atdzesējot, viegli pārvēršas šķidrā un cietā stāvoklī.

Blīvums - 1,997 g / l. Cietais CO2, ko sauc par sauso ledu, sublimējas istabas temperatūrā. Slikti šķīst ūdenī, daļēji reaģējot ar to. Parāda skābes īpašības. To atjauno aktīvie metāli, ūdeņradis un ogleklis.

Oglekļa monoksīda ķīmiskā formula 4
Oglekļa monoksīda (IV) CO2 ķīmiskā formula. Tas parāda, ka šī molekula satur vienu oglekļa atomu (Ar = 12 a.m.u.) un divus skābekļa atomus (Ar = 16 a.m.u.). Saskaņā ar ķīmisko formulu jūs varat aprēķināt oglekļa monoksīda (IV) molekulmasu:

Mr(CO2) = Ar(C) + 2 × Ar(O);

kungs (CO2) = 12+ 2×16 = 12 + 32 = 44.

Problēmu risināšanas piemēri
1. PIEMĒRS
Uzdevums Dedzinot 26,7 g aminoskābes (CxHyOzNk) skābekļa pārpalikumā, veidojas 39,6 g oglekļa monoksīda (IV), 18,9 g ūdens un 4,2 g slāpekļa. Nosakiet aminoskābju formulu.
Risinājums Izstrādāsim aminoskābes sadegšanas reakcijas shēmu, apzīmējot oglekļa, ūdeņraža, skābekļa un slāpekļa atomu skaitu attiecīgi ar "x", "y", "z" un "k":
CxHyOzNk+ Oz→CO2 + H2O + N2.

Noteiksim to elementu masas, kas veido šo vielu. Relatīvās atomu masas vērtības, kas ņemtas no Periodiskā tabula DI. Mendeļejevs, noapaļots līdz veseliem skaitļiem: Ar(C) = 12 a.m.u., Ar(H) = 1 a.m.u., Ar(O) = 16 a.m.u., Ar(N) = 14 a.m.u.

M(C) = n(C) × M(C) = n(CO2) × M(C) = × M(C);

M (H) = n (H) × M (H) = 2 × n (H2O) × M (H) = × M (H);

Aprēķiniet oglekļa dioksīda un ūdens molmasas. Kā zināms, molārā masa molekula ir vienāda ar molekulu veidojošo atomu relatīvo atomu masu summu (M = Mr):

M(CO2) = Ar(C) + 2 × Ar(O) = 12+ 2 × 16 = 12 + 32 = 44 g/mol;

M(H2O) = 2 × Ar (H) + Ar (O) = 2 × 1 + 16 = 2 + 16 = 18 g/mol.

M(C) = × 12 = 10,8 g;

M(H) = 2 × 18,9 / 18 × 1 = 2,1 g.

M(O) \u003d m (CxHyOzNk) - m (C) - m (H) - m (N) = 26,7 - 10,8 - 2,1 - 4,2 \u003d 9,6 g.

Definēsim ķīmiskā formula aminoskābes:

X:y:z:k = m(C)/Ar(C): m(H)/Ar(H): m(O)/Ar(O): m(N)/Ar(N);

X:y:z:k= 10,8/12:2,1/1:9,6/16: 4,2/14;

X:y:z:k= 0,9: 2,1: 0,41: 0,3 = 3: 7: 1,5: 1 = 6: 14: 3: 2.

Līdzekļi visvienkāršākā formula aminoskābes C6H14O3N2.

Atbilde C6H14O3N2
2. PIEMĒRS
Uzdevums Izveidojiet vienkāršāko savienojuma formulu, kurā elementu masas daļas ir aptuveni vienādas: ogleklis - 25,4%, ūdeņradis - 3,17%, skābeklis - 33,86%, hlors - 37,57%.
Risinājums Elementa X masas daļu HX sastāva molekulā aprēķina pēc šādas formulas:
ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%.

Apzīmēsim oglekļa atomu skaitu molekulā ar "x", ūdeņraža slāpekļa atomu skaitu kā "y", skābekļa atomu skaitu ar "z" un hlora atomu skaitu ar "k".

Atrodiet atbilstošo radinieku atomu masas oglekļa, ūdeņraža, skābekļa un hlora elementi (no D.I. Mendeļejeva periodiskās tabulas iegūtās relatīvo atomu masas vērtības tiks noapaļotas līdz veseliem skaitļiem).

Ar(C) = 12; Ar(H) = 14; Ar(O) = 16; Ar(Cl) = 35,5.

Mēs sadalām elementu procentuālo daudzumu ar attiecīgajām relatīvajām atomu masām. Tādējādi mēs atradīsim saistību starp atomu skaitu savienojuma molekulā:

X:y:z:k = ω(C)/Ar(C) : ω(H)/Ar(H) : ω(O)/Ar(O) : ω(Cl)/Ar(Cl);

X:y:z:k= 25,4/12: 3,17/1: 33,86/16: 37,57/35,5;

X:y:z:k= 2,1: 3,17: 2,1: 1,1 = 2: 3: 2: 1.

Tas nozīmē, ka vienkāršākā formula oglekļa, ūdeņraža, skābekļa un hlora kombinācijai būs C2H3O2Cl.

Ogleklis (C) ir tipisks nemetāls; periodiskajā sistēmā atrodas IV grupas 2. periodā, galvenā apakšgrupa. Kārtības skaitlis 6, Ar = 12,011 amu, kodollādiņš +6.

Fizikālās īpašības: ogleklis veido daudzas allotropās modifikācijas: dimants- viens no visvairāk cietvielas, grafīts, ogles, sodrēji.

Oglekļa atomam ir 6 elektroni: 1s 2 2s 2 2p 2 . Pēdējie divi elektroni atrodas atsevišķās p-orbitālēs un nav savienoti pārī. Principā šis pāris varētu aizņemt vienu orbitāli, taču šajā gadījumā stipri palielinās starpelektronu atgrūšanās. Šī iemesla dēļ viens no tiem aizņem 2p x, bet otrs vai nu 2p y , vai 2p z-orbitāles.

Ārējā slāņa s- un p-apakšlīmeņu enerģijas atšķirība ir neliela, tāpēc atoms diezgan viegli pāriet ierosinātā stāvoklī, kurā viens no diviem elektroniem no 2s-orbitāles pāriet brīvā. 2r. Rodas valences stāvoklis ar konfigurāciju 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . Tieši šāds oglekļa atoma stāvoklis ir raksturīgs dimanta režģim - hibrīdu orbitāļu tetraedrisks telpiskais izvietojums, vienāds saites garums un enerģija.

Šo parādību, kā zināms, sauc sp 3 -hibridizācija, un iegūtās funkcijas ir sp 3 -hibrīds . Četru sp 3 saišu veidošanās nodrošina oglekļa atomam stabilāku stāvokli nekā trīs rr- un viena s-s-saite. Papildus sp 3 hibridizācijai sp 2 un sp hibridizācija tiek novērota arī pie oglekļa atoma . Pirmajā gadījumā ir savstarpēja pārklāšanās s- un divas p-orbitāles. Tiek izveidotas trīs ekvivalentas sp 2 - hibrīdas orbitāles, kas atrodas vienā plaknē 120 ° leņķī viena pret otru. Trešā orbitāle p ir nemainīga un ir vērsta perpendikulāri plaknei sp2.

Sp hibridizācijā s un p orbitāles pārklājas. Starp divām līdzvērtīgām hibrīda orbitālēm veidojas 180° leņķis, bet katra atoma divas p-orbitāles paliek nemainīgas.

Oglekļa alotropija. dimants un grafīts

Grafīta kristālā oglekļa atomi atrodas paralēlās plaknēs, aizņemot tajos regulāru sešstūru virsotnes. Katrs no oglekļa atomiem ir saistīts ar trim blakus esošām sp 2 hibrīdsaitēm. Starp paralēlām plaknēm savienojums tiek veikts van der Vālsa spēku dēļ. Katra atoma brīvās p-orbitāles ir vērstas perpendikulāri kovalento saišu plaknēm. To pārklāšanās izskaidro papildu π-saiti starp oglekļa atomiem. Tātad no valences stāvoklis, kurā vielā atrodas oglekļa atomi, ir atkarīgas šīs vielas īpašības.

Oglekļa ķīmiskās īpašības

Raksturīgākie oksidācijas stāvokļi: +4, +2.

Zemā temperatūrā ogleklis ir inerts, bet sildot tā aktivitāte palielinās.

Ogleklis kā reducētājs:

- ar skābekli
C 0 + O 2 - t ° \u003d CO 2 oglekļa dioksīds
ar skābekļa trūkumu - nepilnīga sadegšana:
2C 0 + O 2 - t° = 2C +2 O oglekļa monoksīds

- ar fluoru
C + 2F 2 = CF 4

- ar tvaiku
C 0 + H 2 O - 1200 ° \u003d C + 2 O + H 2 ūdens gāze

— ar metālu oksīdiem. Tādā veidā metāls tiek kausēts no rūdas.
C 0 + 2CuO - t° = 2Cu + C +4 O 2

- ar skābēm - oksidētājiem:
C 0 + 2H 2 SO 4 (konc.) \u003d C +4 O 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
С 0 + 4HNO 3 (konc.) = С +4 O 2 + 4NO 2 + 2H 2 O

- ar sēru veido oglekļa disulfīdu:
C + 2S 2 \u003d CS 2.

Ogleklis kā oksidētājs:

- ar dažiem metāliem veido karbīdus

4Al + 3C 0 \u003d Al 4 C 3

Ca + 2C 0 \u003d CaC 2 -4

- ar ūdeņradi - metānu (kā arī milzīgu daudzumu organiskie savienojumi)

C 0 + 2H 2 \u003d CH 4

- ar silīciju veido karborundu (2000 ° C temperatūrā elektriskā krāsnī):

Oglekļa atrašana dabā

Brīvais ogleklis rodas kā dimants un grafīts. Savienojumu veidā ogleklis ir atrodams minerālos: krīts, marmors, kaļķakmens - CaCO 3, dolomīts - MgCO 3 * CaCO 3; bikarbonāti - Mg (HCO 3) 2 un Ca (HCO 3) 2, CO 2 ir daļa no gaisa; ogleklis ir galvenā dabisko organisko savienojumu sastāvdaļa - gāze, nafta, ogles, kūdra organisko vielu, olbaltumvielas, tauki, ogļhidrāti, aminoskābes, kas ir daļa no dzīviem organismiem.

Neorganiskie oglekļa savienojumi

Ne C 4+ jonu, ne C 4- - zem jebkuras normas ķīmiskie procesi neveidojas: oglekļa savienojumos ir dažādas polaritātes kovalentās saites.

Oglekļa monoksīds (II) SO

Oglekļa monoksīds; bezkrāsains, bez smaržas, slikti šķīst ūdenī, šķīst organiskajos šķīdinātājos, indīgs, bp = -192°C; t kv. = -205°C.

Kvīts
1) Rūpniecībā (gāzes ģeneratoros):
C + O 2 = CO 2

2) Laboratorijā - skudrskābes vai skābeņskābes termiskā sadalīšana H 2 SO 4 (konc.) klātbūtnē:
HCOOH = H2O + CO

H 2 C 2 O 4 \u003d CO + CO 2 + H 2 O

Ķīmiskās īpašības

Parastos apstākļos CO ir inerts; karsējot - reducētājs; sāli neveidojošs oksīds.

1) ar skābekli

2C +2 O + O 2 \u003d 2C +4 O 2

2) ar metālu oksīdiem

C +2 O + CuO \u003d Cu + C +4 O 2

3) ar hloru (gaismā)

CO + Cl 2 - hn \u003d COCl 2 (fosgēns)

4) reaģē ar sārmu kausējumiem (zem spiediena)

CO + NaOH = HCOONa (nātrija formiāts)

5) veido karbonilus ar pārejas metāliem

Ni + 4CO - t° = Ni(CO) 4

Fe + 5CO - t° = Fe(CO) 5

Oglekļa monoksīds (IV) CO2

Oglekļa dioksīds, bezkrāsains, bez smaržas, šķīdība ūdenī - 0,9V CO 2 šķīst 1V H 2 O (normālos apstākļos); smagāks par gaisu; t°pl.= -78,5°C (cieto CO 2 sauc par "sauso ledu"); neatbalsta degšanu.

Kvīts

1. Ogļskābes sāļu (karbonātu) termiskā sadalīšanās. Kaļķakmens apdedzināšana:

CaCO 3 - t ° \u003d CaO + CO 2

1. darbība stipras skābes karbonātiem un bikarbonātiem:

CaCO 3 + 2HCl \u003d CaCl 2 + H 2 O + CO 2

NaHCO 3 + HCl \u003d NaCl + H 2 O + CO 2

ĶīmiskāīpašībasCO2
Skābes oksīds: reaģē ar bāzes oksīdiem un bāzēm, veidojot ogļskābes sāļus

Na 2 O + CO 2 \u003d Na 2 CO 3

2NaOH + CO 2 \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O

NaOH + CO 2 \u003d NaHCO 3

Var būt oksidējošas īpašības paaugstinātā temperatūrā

C +4 O 2 + 2Mg - t ° \u003d 2Mg +2 O + C 0

Kvalitatīva reakcija

Kaļķu ūdens duļķainība:

Ca (OH) 2 + CO 2 \u003d CaCO 3 ¯ (baltas nogulsnes) + H 2 O

Tas pazūd, CO 2 ilgstoši laižot cauri kaļķa ūdenim, jo. nešķīstošs kalcija karbonāts tiek pārveidots par šķīstošu bikarbonātu:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 \u003d Ca (HCO 3) 2

ogļskābe un tāssāls

H2CO3 — Vāja skābe, pastāv tikai ūdens šķīdumā:

CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3

Divkāršā bāze:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 - Skābie sāļi - bikarbonāti, bikarbonāti
HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2- Vidējie sāļi - karbonāti

Raksturīgas ir visas skābju īpašības.

Karbonātus un bikarbonātus var pārvērst viens otrā:

2NaHCO 3 - t ° \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2

Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 \u003d 2NaHCO 3

Metālu karbonāti (izņemot sārmu metāli) karsējot, dekarboksilē, veidojot oksīdu:

CuCO 3 - t ° \u003d CuO + CO 2

Kvalitatīva reakcija- "vārīšana" spēcīgas skābes iedarbībā:

Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 O + CO 2

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

Karbīdi

kalcija karbīds:

CaO + 3 C = CaC 2 + CO

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

Acetilēns izdalās, kad cinka, kadmija, lantāna un cērija karbīdi reaģē ar ūdeni:

2 LaC 2 + 6 H 2 O \u003d 2La (OH) 3 + 2 C 2 H 2 + H 2.

Be 2 C un Al 4 C 3 sadalās ar ūdeni, veidojot metānu:

Al 4 C 3 + 12 H 2 O \u003d 4 Al (OH) 3 \u003d 3 CH 4.

Tehnoloģijās tiek izmantoti titāna karbīdi TiC, volframs W 2 C (cietie sakausējumi), silīcija SiC (karborunds - kā abrazīvs un materiāls sildītājiem).

cianīdi

ko iegūst, karsējot sodu amonjaka un oglekļa monoksīda atmosfērā:

Na 2 CO 3 + 2 NH 3 + 3 CO \u003d 2 NaCN + 2 H 2 O + H 2 + 2 CO 2

Ciānūdeņražskābe HCN ir svarīgs ķīmiskās rūpniecības produkts, ko plaši izmanto organiskajā sintēzē. Tās pasaules produkcija sasniedz 200 tūkstošus tonnu gadā. Elektroniskā struktūra cianīda anjonu, līdzīgi kā oglekļa monoksīdu (II), šādas daļiņas sauc par izoelektroniskām:

C = O:[:C = N:]-

Cianīdi (0,1-0,2% ūdens šķīdums) izmanto zelta ieguvē:

2 Au + 4 KCN + H 2 O + 0,5 O 2 \u003d 2 K + 2 KOH.

Kad cianīda šķīdumus vāra ar sēru vai kausē cietās vielas, tiocianāti:
KCN + S = KSCN.

Sildot zemu aktīvo metālu cianīdus, tiek iegūts cianīds: Hg (CN) 2 \u003d Hg + (CN) 2. cianīda šķīdumi tiek oksidēti līdz cianāti:

2KCN + O2 = 2KOCN.

Ciānskābe pastāv divos veidos:

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

1828. gadā Frīdrihs Vēlers (1800-1882) ieguva urīnvielu no amonija cianāta: NH 4 OCN \u003d CO (NH 2) 2, iztvaicējot ūdens šķīdumu.

Šo notikumu parasti uzskata par sintētiskās ķīmijas uzvaru pār "vitalistisko teoriju".

Ir ciānskābes izomērs - fulmīnskābe

H-O-N=C.
Tā sāļus (dzīvsudraba fulmināts Hg(ONC) 2) izmanto trieciena aizdedzēs.

Sintēze urīnviela(karbamīds):

CO 2 + 2 NH 3 \u003d CO (NH 2) 2 + H 2 O. Pie 130 0 C un 100 atm.

Urīnviela ir ogļskābes amīds, ir arī tā "slāpekļa analogs" - guanidīns.

Karbonāti

Svarīgākie oglekļa neorganiskie savienojumi ir ogļskābes sāļi (karbonāti). H 2 CO 3 ir vāja skābe (K 1 \u003d 1,3 10 -4; K 2 \u003d 5 10 -11). Karbonāta bufera balsti oglekļa dioksīda līdzsvars atmosfērā. Okeāniem ir milzīga bufera jauda, ​​jo tie ir atvērta sistēma. Galvenā bufera reakcija ir līdzsvars ogļskābes disociācijas laikā:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 -.

Samazinoties skābumam, rodas papildu oglekļa dioksīda absorbcija no atmosfēras, veidojoties skābei:
CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3.

Palielinoties skābumam, karbonātu ieži (čaulas, krīta un kaļķakmens nogulsnes okeānā) izšķīst; tas kompensē hidrokarbonāta jonu zudumu:

H + + CO 3 2- ↔ HCO 3 -

CaCO 3 (tv.) ↔ Ca 2+ + CO 3 2-

Cietie karbonāti tiek pārveidoti par šķīstošiem ogļūdeņražiem. Tieši šis liekā oglekļa dioksīda ķīmiskās šķīdināšanas process neitralizē "siltumnīcas efektu" - globālā sasilšana Zemes termiskā starojuma absorbcijas dēļ oglekļa dioksīds. Aptuveni viena trešdaļa no pasaulē saražotās sodas (nātrija karbonāts Na 2 CO 3) tiek izmantota stikla ražošanā.

Ogleklis

Brīvā stāvoklī ogleklis veido 3 allotropas modifikācijas: dimantu, grafītu un mākslīgi iegūto karabīnu.

Dimanta kristālā katrs oglekļa atoms ir saistīts ar stiprām kovalentām saitēm ar četriem citiem, kas atrodas vienādos attālumos ap to.

Visi oglekļa atomi atrodas sp 3 hibridizācijas stāvoklī. Dimanta atomu kristāliskajam režģim ir tetraedriska struktūra.

Dimants ir bezkrāsaina, caurspīdīga, ļoti refrakcijas viela. Tam ir visaugstākā cietība starp visām zināmajām vielām. Dimants ir trausls, ugunsizturīgs, slikti vada siltumu un elektrība. Nelieli attālumi starp blakus esošajiem oglekļa atomiem (0,154 nm) nosaka dimanta diezgan lielo blīvumu (3,5 g/cm 3 ).

Grafīta kristāliskajā režģī katrs oglekļa atoms atrodas sp 2 hibridizācijas stāvoklī un veido trīs spēcīgas kovalentās saites ar oglekļa atomiem, kas atrodas tajā pašā slānī. Šo saišu veidošanā piedalās trīs katra atoma elektroni, ogleklis, bet ceturtie valences elektroni veido n-saites un ir relatīvi brīvi (kustīgi). Tie nosaka grafīta elektrisko un siltumvadītspēju.

Garums kovalentā saite starp blakus esošajiem oglekļa atomiem vienā plaknē ir 0,152 nm, un attālums starp C atomiem dažādos slāņos ir 2,5 reizes lielāks, tāpēc saites starp tiem ir vājas.

Grafīts ir necaurspīdīga, mīksta, taukaina viela pelēcīgi melnā krāsā ar metālisku spīdumu; labi vada siltumu un elektrību. Grafīta blīvums ir mazāks nekā dimantam, un tas viegli sadalās plānās pārslās.

Smalki graudainā grafīta nesakārtotā struktūra ir struktūras pamatā dažādas formas amorfais ogleklis, no kuriem nozīmīgākie ir kokss, brūnais un bitumena ogles, sodrēji, aktivētā (aktīvā) ogle.

Šo oglekļa alotropo modifikāciju iegūst, katalītiski oksidējot (dehidropolikondensējot) acetilēnu. Carbyne ir ķēdes polimērs, kam ir divas formas:

C=C-C=C-... un...=C=C=C=

Karbīnam ir pusvadītāju īpašības.

Parastā temperatūrā abas oglekļa modifikācijas (dimants un grafīts) ir ķīmiski inertas. Smalki kristāliskās grafīta formas - kokss, kvēpi, aktīvā ogle - ir reaktīvākas, bet parasti pēc tam, kad tās tiek uzkarsētas līdz augstai temperatūrai.

1. Mijiedarbība ar skābekli

C + O 2 \u003d CO 2 + 393,5 kJ (pārsniedzot O 2)

2C + O 2 \u003d 2CO + 221 kJ (ar O 2 trūkumu)

Ogļu dedzināšana ir viena no svarīgākajiem avotiem enerģiju.

2. Mijiedarbība ar fluoru un sēru.

C + 2F 2 = CF 4 oglekļa tetrafluorīds

C + 2S \u003d CS 2 oglekļa disulfīds

3. Kokss ir viens no svarīgākajiem rūpniecībā izmantotajiem reducētājiem. Metalurģijā to izmanto metālu ražošanai no oksīdiem, piemēram:

ZS + Fe 2 O 3 \u003d 2Fe + ZSO

C + ZnO = Zn + CO

4. Kad ogleklis mijiedarbojas ar sārmu oksīdiem un sārmzemju metāli Reducētais metāls savienojas ar oglekli, veidojot karbīdu. Piemēram: 3C + CaO \u003d CaC 2 + CO kalcija karbīds

5. Koksu izmanto arī silīcija iegūšanai:

2C + SiO 2 \u003d Si + 2CO

6. Ar koksa pārpalikumu veidojas silīcija karbīds (karborunds) SiC.

"Ūdens gāzes" iegūšana (cietā kurināmā gazifikācija)

Izlaižot ūdens tvaikus caur karstām oglēm, tiek iegūts degošs CO un H2 maisījums, ko sauc par ūdens gāzi:

C + H 2 O \u003d CO + H 2

7. Reakcijas ar oksidējošām skābēm.

Aktivētā ogle, karsējot, samazina anjonus NO 3 - un SO 4 2 - no koncentrētas skābes:

C + 4HNO 3 \u003d CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4 \u003d CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

8. Reakcijas ar izkausētiem sārmu metālu nitrātiem

KNO 3 un NaNO 3 kausējumos saberztas ogles intensīvi deg, veidojot apžilbinošu liesmu:

5C + 4KNO 3 \u003d 2K 2 CO 3 + ZCO 2 + 2N 2

1. Sāļiem līdzīgu karbīdu veidošanās ar aktīviem metāliem.

Būtiska oglekļa nemetālisko īpašību pavājināšanās izpaužas faktā, ka tā kā oksidētāja funkcijas izpaužas daudz mazākā mērā nekā reducējošās funkcijas.

2. Tikai reakcijās ar aktīviem metāliem oglekļa atomi pāriet negatīvi lādētos jonos C -4 un (C \u003d C) 2-, veidojot sāļiem līdzīgus karbīdus:

ZS + 4Al \u003d Al 4 C 3 alumīnija karbīds

2C + Ca \u003d CaC 2 kalcija karbīds

3. Jonu tipa karbīdi ir ļoti nestabili savienojumi, tie viegli sadalās skābju un ūdens iedarbībā, kas liecina par negatīvi lādētu oglekļa anjonu nestabilitāti:

Al 4 C 3 + 12H 2 O \u003d ZSN 4 + 4Al (OH) 3

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

4. Kovalento savienojumu veidošanās ar metāliem

Oglekļa un pārejas metālu maisījumu kausējumos karbīdi veidojas galvenokārt ar kovalentu saiti. To molekulām ir mainīgs sastāvs, un vielas kopumā ir tuvu sakausējumiem. Šādi karbīdi ir ļoti izturīgi, tie ir ķīmiski inerti attiecībā pret ūdeni, skābēm, sārmiem un daudziem citiem reaģentiem.

5. Mijiedarbība ar ūdeņradi

Pie augsta T un P niķeļa katalizatora klātbūtnē ogleklis savienojas ar ūdeņradi:

C+2H2 → CH4

Reakcija ir ļoti atgriezeniska un tai nav praktiskas nozīmes.

Oglekļa monoksīds (II)– CO

(oglekļa monoksīds, oglekļa monoksīds, oglekļa monoksīds)

Fizikālās īpašības: bezkrāsaina indīga gāze, bez garšas un smaržas, deg ar zilganu liesmu, vieglāka par gaisu, slikti šķīst ūdenī. Oglekļa monoksīda koncentrācija gaisā 12,5-74% ir sprādzienbīstama.

Kvīts:

1) Rūpniecībā

C + O 2 \u003d CO 2 + 402 kJ

CO 2 + C \u003d 2CO - 175 kJ

Gāzes ģeneratoros ūdens tvaiki dažreiz tiek izpūsti caur karstām oglēm:

C + H 2 O \u003d CO + H 2 - Q,

CO + H 2 maisījums, ko sauc par sintēzi, gāze.

2) Laboratorijā- skudrskābes vai skābeņskābes termiskā sadalīšanās H 2 SO 4 (konc.) klātbūtnē:

HCOOH t˚C, H2SO4 → H2O + CO

H2C2O4 t˚C, H2SO4 → CO + CO 2 + H 2 O

Ķīmiskās īpašības:

Parastos apstākļos CO ir inerts; karsējot - reducētājs;

CO - sāli neveidojošs oksīds.

1) ar skābekli

2C +2 O + O 2 t ˚ C → 2C +4 O 2

2) ar metālu oksīdiem CO + Me x O y \u003d CO 2 + Me

C +2 O + CuO t ˚ C → Сu + C +4 O 2

3) ar hloru (gaismā)

CO + Cl 2 gaismas → COCl 2 (fosgēns ir indīga gāze)

4)* reaģē ar sārmu kausējumiem (zem spiediena)

CO + NaOH P → HCOONa (nātrija formiāts)

Oglekļa monoksīda ietekme uz dzīviem organismiem:

Oglekļa monoksīds ir bīstams, jo tas neļauj asinīm nogādāt skābekli uz svarīgiem orgāniem, piemēram, sirdi un smadzenēm. Oglekļa monoksīds savienojas ar hemoglobīnu, kas nes skābekli uz ķermeņa šūnām, kā rezultātā tas kļūst nepiemērots skābekļa transportēšanai. Atkarībā no ieelpotā daudzuma oglekļa monoksīds pasliktina koordināciju, saasina sirds un asinsvadu slimības un izraisa nogurumu, galvassāpes, vājums, Oglekļa oksīda ietekme uz cilvēka veselību ir atkarīga no tā koncentrācijas un iedarbības laika organismā. Oglekļa monoksīda koncentrācija gaisā, kas pārsniedz 0,1%, izraisa nāvi vienas stundas laikā, bet koncentrācija vairāk nekā 1,2% - trīs minūšu laikā.

Oglekļa monoksīda pielietojums:

Oglekļa monoksīdu galvenokārt izmanto kā degošu gāzi, kas sajaukta ar slāpekli, tā saukto ģeneratoru vai gaisa gāzi, vai ūdens gāzi, kas sajaukta ar ūdeņradi. Metalurģijā metālu atgūšanai no to rūdām. Iegūt augstas tīrības pakāpes metālus, sadalot karbonilus.

Oglekļa monoksīds (IV) CO2 - oglekļa dioksīds

Fizikālās īpašības: Oglekļa dioksīds, bezkrāsains, bez smaržas, šķīdība ūdenī - 0,9V CO 2 šķīst 1V H 2 O (normālos apstākļos); smagāks par gaisu; t°pl.= -78,5°C (cieto CO 2 sauc par "sauso ledu"); neatbalsta degšanu.

Molekulas struktūra:

Oglekļa dioksīdam ir šāds elektrons un strukturālā formula -

3. Oglekļa vielu sadedzināšana:

CH 4 + 2O 2 → 2H2O+CO2

4. Ar lēnu oksidēšanos bioķīmiskos procesos (elpošana, sabrukšana, fermentācija)

Ķīmiskās īpašības: