Де використовують вуглець. Вуглець технічний, його отримання

Під вуглецем мається на увазі хімічний елемент, з неметалевими властивостями. Він позначається літерою С та вважається хімічним елементом четвертої групи другого періоду в періодичній системі Менделєєва. Його порядковий номер 6, а атомна маса становить 12,0107. Сьогодні відомо кілька видів модифікацій вуглецю. Алмаз, графіт є вуглецем, при цьому відрізняються вони будовою своєї кристалічної решітки. Існують також фуллерен, карбін і менш відомий лонсдейліт, який був знайдений в метеоритах, які впали на землю. У дуже великих кількостях вуглець також міститься в кам'яному вугіллі, які використовуються в якості палива. Також з нього виробляються вугільні електроди для промислових печей і т.п.

Промислові способи виготовлення вуглецю

Існує сьогодні чотири найбільш поширених способів отримання технічного вуглецю. В їх основі лежить термоокислювальне розкладання газоподібних і рідких вуглеводнів. Однак, в залежності від використовуваного сировини, розрізняють: пічної, ламповий, термічний і канальний способи. Крім промислових способів існує декілька способів, при яких також можна отримати вуглець.

Відмінним способом отримання вуглецю в домашніх умовах вважається виготовлення сполуки вуглецю за допомогою цукру. Для даного експерименту вам знадобиться концентрат сірчаної кислоти, рукавички, цукор, вода і сірчана кислота.

• Перед тим, як отримати вуглець, потрібно взяти скляну колбу.
• Далі насипте в неї трохи цукру.
• Після цього налийте в цю ж колбу воду. Кількість води має на два сантиметри перевищувати рівень цукру.
• Далі слід бути дуже акуратним, так як справа вам доведеться мати з сірчаною кислотою.
• Візьміть концентровану сірчану кислоту, далі обережно невеликими краплями додайте її в цю ж колбу з цукром. Через деякий час в колбі буде утворений чистий вуглець.

Також існує ще один спосіб при використанні гуми:

• Візьміть металеву ємність, яка додатково має плотнозакривающуюся кришку і газовідвідну трубку.
• Далі занурте в цю ємність шматок гуми.
• Після цього потрібно поставити ємність на газовий пальник.
• Кінець газовідвідної трубки потрібно буде опустити в банку. Під час нагрівання без повітря, гума не буде горіти, вона буде розкладатися, при цьому з газовідвідної трубки виходити будуть гази (метан, рідкі вуглеводні).
• Через деякий час у вас на дні ємності повинен залишитися вуглець. Формула даного з'єднання буде містити в собі велику кількість С, тобто вуглецю.

Більш простим способом вважається отримання оксиду вуглецю. Зауважимо, що перед тим, як отримати оксид вуглецю потрібно мати простий етилен. При його згорянні (C 2 H 4 + 3O 2 = 2CO 2 + 2H 2 O) ви отримаєте оксид вуглецю і воду.

Зверніть увагу: При роботі з кислотою ви повинні вживати заходів обережності (надягати рукавички і окуляри). Під час термічного розкладання гуми даний експеримент потрібно проводити тільки на відкритому повітрі або в провітрюваному приміщенні.

План роботи:

Вступ

Будова атома вуглецю.

Поширення в природі.

Отримання вуглецю.

Фізичні та хімічні властивості.

Народногосподарське значення.

Вуглець в організмі.

Список літератури.

Вступ

Вуглець (лат. Carboneum), С - хімічний елемент IV групи періодичної
  системи Менделєєва. Відомі два стабільних ізотопи 12 С (98,892%) і 13С
(1,108 %).

Вуглець відомий з сивої давнини. Деревне вугілля служило для
  відновлення металів з руд, алмаз - як дорогоцінний камінь.
  Значно пізніше стали застосовуватися графіт для виготовлення тиглів і
  олівців.

У 1778 К. Шеєле, нагріваючи графіт з селітрою, виявив, що при цьому,
  як і при нагріванні вугілля з селітрою, виділяється вуглекислий газ.
  Хімічний склад алмаза був встановлений в результаті дослідів А. Лавуазьє
  (1772) по вивчення горіння алмаза на повітрі і досліджень С.Теннанта
  (1797), який довів, що однакові кількості алмаза і вугілля дають при
  окисленні рівні кількості вуглекислого газу. Вуглець як хімічний
  елемент був визнаний тільки в 1789 А.Лавуазье. латинська назва
  сarboneum вуглець отримав від сarbo - вугілля.

Будова атома вуглецю.

Ядро найбільш стабільного ізотопу вуглецю масою 12 (поширеність
  98,9%) має 6 протонів і 6 нейтронів (12 нуклонів), розташованих трьома
  квартетами, кожен містить 2 протони і два нейтрони аналогічно ядру
  гелію. Інший стабільний ізотоп вуглецю - 13C (бл. 1,1%), а у невеликій
  кількостях існує в природі нестабільний ізотоп 14C з періодом
  напіврозпаду 5730 років, що володіє? -випромінюванням. У нормальному вуглецевому
  циклі живої матерії беруть участь всі три ізотопи у вигляді СO2. Після смерті
  живого організму витрата вуглецю припиняється і можна датувати
  З-містять об'єкти, вимірюючи рівень радіоактивності 14С. зниження
  ? -Випромінювання 14CO2 пропорційно часу, який пройшов з моменту смерті.
У 1960 У.Ліббі за дослідження з радіоактивним вуглецем був удостоєний
  Нобелівської премії.

В основному стані 6 електронів вуглецю утворюють електронну
  конфігурацію 1s22s22px12py12pz0. Чотири електрона другого рівня
  є валентними, що відповідає положенню вуглецю в IVA групі
  періодичної системи. Оскільки для відриву електрона від атома в газовій
  фазі потрібна велика енергія (бл. 1070 кДж / моль), вуглець не утворює
  іонні зв'язку з іншими елементами, так як для цього необхідний був би
  відрив електрона з утворенням позитивного іона. маючи
  електронегативність, рівну 2,5, вуглець не виявляє і сильного
  спорідненості до електрону, відповідно не будучи активним акцептором
  електронів. Тому він не схильний до утворення частки з негативним
  зарядом. Але з частково іонним характером зв'язку деякі сполуки
  вуглецю існують, наприклад, карбіди. У з'єднаннях вуглець виявляє
  ступінь окислення 4. Щоб чотири електрона змогли брати участь в
  утворенні зв'язків, необхідно розпарювання 2s-електронів і перескок
  одного з цих електронів на 2pz-орбіталь; при цьому утворюються 4
  тетраедричних зв'язку з кутом між ними 109 ?. У з'єднаннях валентні
  електрони вуглецю лише частково відтягнуті від нього, тому вуглець
  утворює міцні ковалентні зв'язки між сусідніми атомами типу С-С з
  допомогою загальної електронної пари. Енергія розриву такого зв'язку дорівнює 335
  кДж / моль, тоді як для зв'язку Si-Si вона становить всього 210 кДж / моль,
  тому довгі ланцюжки -Si-Si- нестійкі. Ковалентний характер зв'язку
  зберігається навіть в з'єднаннях високореакціонноспособних галогенів з
  вуглецем, CF4 і CCl4. Вуглецеві атоми здатні надавати на
  освіту зв'язку більше одного електрона від кожного атома вуглецю; так
  утворюються подвійна С = С і потрійна С? С зв'язку. Інші елементи також
  утворюють зв'язку між своїми атомами, але тільки вуглець здатний
  утворювати довгі ланцюги. Тому для вуглецю відомі тисячі
  сполук, які називаються вуглеводнями, в яких вуглець пов'язаний з
  воднем і іншими вуглецевими атомами, утворюючи довгі ланцюги або
  кільцеві структури.

У цих з'єднаннях можливо заміщення водню на інші атоми, найбільш
  часто на кисень, азот і галогени з утворенням безлічі органічних
  з'єднань. Важливе значення серед них займають фторуглеводородов -
  вуглеводні, в яких водень заміщений на фтор. такі сполуки
  надзвичайно інертні, і їх використовують як пластичні і мастильні
матеріали (фторуглероди, тобто вуглеводні, в яких всі атоми водню
  заміщені на атоми фтору) і як низькотемпературні холодоагенти (хладони,
  або фреони, - фторхлоруглеводородов).

Поширення в природі:

В атомі вуглецю на його зовнішніх чотирьох АТ є чотири електрона.
  Тому всі чотири АТ беруть участь в утворенні хімічних зв'язків.
  Цим пояснюється різноманітність і численність сполук вуглецю.

Переважна більшість з'єднань вуглецю відносять до так званим
  органічних речовин. У цьому розділі розглянемо властивості
  неорганічних речовин, що утворюються вуглецем, - простих речовин, його
  оксидів, вугільної кислоти і деяких її солей.

Вуглець утворює кілька простих речовин. Серед них поки найважливішими
  вважаються алмаз і графіт. Ці аллотропние модифікації мають атомні
  кристалічні решітки, які розрізняються своїми структурами. Звідси
  відмінність їх фізичних і хімічних властивостей.

У алмазі кожен атом вуглецю пов'язаний з чотирма іншими атомами. В
  просторі ці атоми розташовуються в центрі і кутах тетраедрів,
  з'єднаних своїми вершинами. Це дуже симетрична і міцна решітка.
  Алмаз - це найтвердіша речовина на Землі.

У графіті кожен атом з'єднаний з трьома іншими, що лежать в тій же
  площині. На освіту цих зв'язків витрачається по три АТ з трьома
  електронами. Четверта орбиталь 2р-АО з одним електроном розташовується
  перпендикулярно площині. Ці залишилися атомні орбиталь всієї сітки
  перекриваються між собою, утворюючи зону молекулярних орбіталей. ця зона
  зайнята в повному обсязі, а наполовину, що забезпечує металеву
  електропровідність графіту (на відміну від алмаза).

Крім електропровідності графіт володіє ще трьома практично важливими
  властивостями.

По-перше, тугоплавкость. Температура плавлення графіту вище 3500? С -
  це саме тугоплавкое проста речовина на Землі.

По-друге, відсутність на його поверхні будь-яких продуктів
  взаємодії з навколишнім середовищем (на металах це оксиди),
  збільшують електричний опір.

По-третє, здатність надавати змазує дію на труться
  поверхні. У кристалі графіту атоми вуглецю міцно пов'язані між
  собою в плоских сітках, а зв'язок між сітками слабка, вона має
  міжмолекулярної природу, як в речовинах з молекулярними гратами.
  Тому вже невеликі механічні зусилля викликають зміщення сіток
  относітелно один одного, що й обумовлює дію графіту як мастила.

Енергія зв'язку між атомами вуглецю в простих і складних речовинах, в
  тому числі і в алмазі, і в графіті. Дуже велика. Про твердості алмаза вже
  говорили. Міцна зв'язок між атомами і в графітової сітці. так,
  міцність на розрив волокна з графіту значно перевищує міцність
  заліза і технічної стали.

На основі графіту виготовляють так звані композиційні матеріали,
  зокрема вуглепластики, в яких волокна графіту знаходяться на матриці
  з епоксидної смоли. Композиційні матеріали все ширше застосовуються в
  авіаційній і космічній техніці (адже крім міцності вони легкі;
  порівняємо щільність графіту, р = 2,3 г / см3, з щільністю «легкого» алюмінію,
  р = 2,7 г / см3, і тим більше заліза, р = 7,9г / см3), а також в суднобудуванні, де
  особливо цінна корозійна стійкість.

Вуглець З'єднання вуглецю

Оксид вуглецю (1У) Вугільна кислота

Має аллотропние модифікації: алмаз, графіт, карбін, фулерен і ін.

Виявляє відбудовні властивості

Горить в кисні: З + О2 = СО2 + Q

Взаємодіє з оксидом вуглецю (1У): З + СО2 = 2СО

Відновлює метали з їх оксидів: 3С + Fe2O3 = 3CO2 + 4Fe

отримання

Неповне спалювання метану: СН4 + О2 = С + 2Н2О газ без запаху, кольору і смаку,
  важчий за повітря

кислотний оксид

При розчиненні взаємодіє з водою: СО2 + Н2О = Н2СО3

Реагує з підставами:

CO2 + Ca (OH) 2 = CaCO3 + H2O

5.Реагірует з основними оксидами:

6.Образуется в реакціях

А) горіння вуглецю в кисні:

Б) окислення оксиду вуглецю (II):

В) згоряння метану:

CH4 + O2 = CO2 + 2H2O

Г) взаємодія кислот з карбонатами:

CaCO3 + 2HCI = CaCI2 + CO2 + H2O

Д) термічного розкладання карбонатів, гідрокарбонатів:

2NaHCO3 = Na2CO3 + CO2 + H2O

Е) окислення біохімічних процесів дихання, гниття.

1.Непрочная молекула. Слабка двухосновная кислота. У водному розчині
  існують рівноваги.

2. Взаємодіє з розчинами лугів як розчин вуглекислого газу в
  воді з утворенням солей- кислих (гідрокарбонатів) і середніх
  (Карбонатів):

CO2 + NaOH = NaHCO3

CO2 + 2NaOH = Na2CO3 +

3.Витесняется з солей сильнішими кислотами

CaCO3 + 2HCI = CaCI2 + CO2 + H2O

4.Солі вугільної кислоти піддаються гідролізу

Карбон хімічно інертний тільки при порівняно низьких температурах, а
  при високих - це один з найсильніших відновників. головне хімічне
  застосування вуглецю - відновлення металів, в першу чергу заліза,
  з руд.

Оксиди вуглецю.

Маючи чотири електрона в зовнішньому енергетичному рівні, вуглець в
  з'єднаннях з киснем в залежності від умов проявляє валентності
  +2 і +4.

При горінні вуглецевих речовин (дрова, вугілля, природний газ
  метан, спирт і ін.) при температурі звичайного полум'я йде реакція:

З + О2 = СО2

Але якщо створити умови для підвищення температури (наприклад, зменшити
  тепловідвід, що може відбуватися всередині товстого шару палаючого вугілля, в
  тому числі в доменній печі), то протікають реакції:

З + О2 = 2СО

СО2 + С = 2СО

Продуктом повного згоряння вуглецю і містять його речовин є
  оксид вуглецю (1У) СО2 - вуглекислий газ. Він же утворюється при диханні
  живих організмів і гнитті їх залишків. Одночасно вуглекислий газ
  (Разом з водою) є головним речовиною, що споживаються рослинами в
  процесі їх росту.

При підвищенні тиску вже при кімнатній температурі діоксид вуглецю
  скраплюється. Рідким СО2 заповнюють деякі типи вогнегасників.

При зниженні тиску рідкий оксид вуглецю закипає. При цьому його
  температура різко знижується, оскільки на пороутворення, як відомо
  з фізики, витрачається велика кількість теплоти. В результаті СО2
  твердне. У твердому вигляді (під назвою «сухий лід») він застосовується
  в якості холодоагенту. При атмосферному тиску «сухий лід" не
  плавиться, а подібно иоду, фосфору, вуглецю переганяється, тільки при
  значно більш низькій температурі (-75 ° С).

Середній вміст вуглецю в земній корі 2,3 * 10-2% по масі (1 * 10 -2 в
  ультраосновних, 1 * 10 -2 в основних, 2 * 10 -2 в середніх, 3 * 10 -2 в кислих
  гірських породах). Вуглецю накопичується у верхній частині земної кори
  (Біосфері): в живій речовині 18% вуглецю, в деревині 50%, в кам'яному
  вугіллі 80%, в нафті 85%, антрациті 96%. Означає частина карбону
  літосфери зосереджена у вапняках і доломітах.

Число власних мінералів вуглецю - 112; виключно велике число
  органічних сполук вуглецю - вуглеводнів та їх похідних.

З накопиченням вуглецю в земній корі пов'язане накопичення і багатьох інших
  елементів, сорбіруемих органічною речовиною і осідають у вигляді
  нерозчинних карбонатів і т.д.

У порівнянні з середнім вмістом в земній корі людство у
  виключно великих кількостях витягує карбон з надр (вугілля,
  нафту, природний газ), тому що ці копалини - основні джерела енергії.

Карбон широко поширений також в космосі; на Сонці він займає 4-е
  місце після водню, гелію і кисню.

отримання вуглецю

суха перегонка

деревини
  кам'яного вугілля

Деревне вугілля
   кокс

Активоване вугілля

Найчистіше вуглець - сажа

Хімічні властивості

Малоактивний, на холоді - тільки з F2 (CF4

Восстановитель (Слабо виражені (Окислювальні

1) O2 + C (CO2 нижче 500 (C (

   (загоряється

CO2 + C (CO вище 900 (C (

2) H2O + C (CO + H2 вище 1200 (C

2H2O + C (CO2 + CO2 + H2 вище 1000 (С

3) CuO + C (Cu + CO при (t

Cu + 2 + 2 e (Cu0 - окислювач, відновлюється

C0 -2e (C + 2 - відновник, окислюється

4) HNO3 + 3C (3 CO2 + 4 NO + 2 H2O

З H2SO4 розбавлена

Cu + 2 + 2 e (Cu0 - окислювач, відновлюється

C0 -2e (C + 2 - відновник, окислюється

1) Ca + 2C (Ca (((карбід кальцію

C + Si (CSi карборунд

Інший спосіб:

CaO + C (CaC2 + CO

2) 2H2 + C (C-4H + 4

Розглянемо з точки зору ox-red:

4H0 -4e (4H + - відновник, окислюється

C0 + 4e (C-4 - окислювач, відновлюється

Вуглець може бути і окислювачем і відновником.

Оксид вуглецю (IV)

Без кольору і запаху, розчинний у воді; -76 (C - сухий лід; Отримання: в
  промисловості випал вапняку

CaCO3 (CaO + CO2 (

У лабораторії - витіснення сильною кислотою CaCO3 + 2HCl (CaCl2 +

Окисні властивості виражені слабо: лише при високих температурах,
  з металами, спорідненість до кисню, яких більше, ніж у C (Mg, K)

2Mg + CO2 (2MgO + C

Кислотний оксид при розчиненні в воді, утворюється невелика кількість
  вугільної кислоти

1. 2NaOH + CO2 (

Na2CO3 + H2O + CO2 (

Цим способом можуть бути отримані солі вугільної кислоти. Інший спосіб:

2. Обмінна реакція

BaCl2 + Na2CO3 (

   (BaCO3 (+ 2NaCl

Солі: 1) карбонати, розчинні у воді - тільки лужних і NH + 4 сильний
  гідроліз.

При нагріванні Ca (HCO3) 2 (CaCO3 +

CaCO3 (CO2 + CaO

Карбонати лужних металів плавляться без розкладання.

якісна реакція

  "Закипання" - сильна кислота

CaCO3 + 2HCl (CaCl2 +

CO2 викликає помутніння вапняної і баритовой води Ca (OH) 2 +

CO2 (CaCO3 + H2O

Розчинення, що веде до руйнування старих вапняних гір.

CaCO3 + H2O + CO2 ((Ca (HCO3) 2 Оксид вуглецю (II)

CO (чадний газ)

Безбарвний газ, без запаху, отруйний, тому що з'єднується з гемоглобіном
  крові. Погано розчинний у воді. Отримання: горіння при нестачі O2

2CH4 + 3O2 (2CO (+

В лабораторії: дія концентрований. H2SO4

HCOOH (CO (+ H2O

Щавлева кислота H2C2O4 (CO (+ CO2 (+

Восстановитель Fe2O3 +

3CO (2Fe + 3CO2 (

O2 + 2CO (2CO2 (

Несолеобразующіе, але при t = 200 (C, 20 атм

O - Na Органічні сполуки CH4 карбіди - виходять
  при безпосередній взаємодії з металами.

2 групи.

I. Карбіди металевого характеру. Перехідні Me + C. Електронна
  провідність, металевий блиск.

II. Іонні карбіди більш електропозитивні, безбарвні, прозорі,
  не проводять електричний струм.

1) Al4C3 + 12H2O (

  (4Al (OH) 3 + 3CH4 (

C Be2C - та ж реакція

2) CaC2 + 2H2O (

  (Ca (OH) 2 + C2H2 (

Na2C2; K2C2; SrC2; BaC2; Cu2C2

При гідролізі - ацетилен і ненасичені вуглеводні з Mg2C2; Fe3C,
  лантанидов.

Фізичні та хімічні властивості:

Відомі чотири кристалічні модифікації вуглецю: графіт, алмаз,
  карбін і лонсдейліт. Графіт - сіро-чорна, непрозора, жирна на
  дотик, луската, дуже м'яка маса з металевим блиском. при
  кімнатній температурі і нормальному тиску (0,1 Мн / м2, або 1кгс / см2)
  графіт термодинамічно стабільний. Алмаз - дуже тверда, кристалічна
  речовина. Кристали мають кубічні гранецентрированную грати:
  а = 3,560 (. При кімнатній температурі і нормальному тиску алмаз
  метастабілен. Помітне перетворення алмаза в графіт спостерігається при
  температурах вище 1400 (С в вакуумі або в інертній атмосфері. При
  атмосферному тиску і температурі близько 3700 (С графіт переганяється.
  Рідкий карбон може бути отриманий при тиску вище 10,5 Мн / м2 (одна тисяча п'ятьдесят один
  кгс / см2) і температурах вище 3700 (С. Для твердого вуглецю (кокс, сажа,
  деревне вугілля) характерно також стан з неврегульованою структурою
  "Аморфний" вуглевод, який не являє собою самостійної
  модифікації; в основі його будови лежить структура мелкокристаллического
  графіту. Нагрівання деяких різновидів "аморфного" вуглеводу вище
  1500-1600 (С без доступу повітря викликає їх перетворення в графіт.
  Фізичні властивості "аморфний" вуглеводу дуже сильно залежать від
  дисперсності частинок і наявності домішок. Щільність, теплоємність,
  теплопровідність і електропровідність "аморфний" вуглеводу завжди вище,
  ніж графіту. Карбин отриманий штучно. Він являє собою
  мелкокристаллический порошок чорного кольору (щільність 1,9 - 2 г / см3).
  Побудований з довгих ланцюжків атомів С, укладених паралельно один одному.
  Лонсдейліт знайдений в метеоритах і отриманий штучно; його структура і
  властивості остаточно не встановлені.

Конфігурація зовнішньої оболонки атома вуглецю 2s22p2. для вуглецю
  характерне утворення чотирьох ковалентних зв'язків, обумовлене
  збудження зовнішньої електронної оболонки до стану 2sp3. Тому
  вуглець здатний в рівній мірі як притягати, так і віддавати
  електрони. Хімічна зв'язок може здійснюватися за рахунок sp3-, sp2- і
  sp- гібридних орбіталей, яким відповідають координаційні числа 4,3
  і 2. Число валентних електронів карбону і число валентних орбіталей
  однаково; це одна з причин стійкості зв'язку між атомами вуглецю.

Унікальна здатність атомів вуглецю з'єднуватися між собою з
  утворенням міцних і довгих ланцюгів і циклів призвела до виникнення
  величезного числа різноманітних з'єднань вуглецю, що вивчаються
  органічною хімією.

У з'єднаннях вуглець виявляє ступеня окислення -4; +2; +4. атомний
  радіус 0,77 (, ковалентні радіуси 0,77 (, 0,67 (, 0,60 (відповідно в
  одинарному, подвійному і потрійному зв'язках; іонної радіус С4 2,60 (, С4 + 0,20 (.
  При звичайних умовах карбон хімічно інертний, при високих температурах
  він з'єднується з багатьма елементами, виявляючи сильні відновні
  властивості.

Всі форми карбону стійкі до лугів і кислот і повільно окислюються
  тільки дуже сильними окислювачами (хромова суміш, суміш концентриров.
  HNO3 і KCIO3 і ін.). "Аморфний" карбон реагує з фтором при кімнатній
  температурі, графіт і алмаз - при нагріванні. безпосередньо з'єднання
   вуглецю з хлором відбувається в електричній дузі; з бромом і йодом
  вуглець не реагує, тому численні вуглецю галогеніди
  синтезують непрямим шляхом. З оксигалогенидів загальної формули COX2 (де
  Х - галоген) найбільш відома хлорокис COCI2 (фосген).

При температурах вище 1000 (С карбон взаємодіє з багатьма
  металами, даючи карбіди. Всі форми вуглецю при нагріванні
  відновлюють оксиди металів з утворенням вільних металів (Zn,
  Cd, Cu, Pb і ін.) Або карбідів (CaC2, Mo2C, WC, TaC і ін.). вуглець
  реагує при температурах вище 600 - 800 (С з водяною парою і вуглекислим
  газом.

Всі форми вуглецю нерозчинні в звичайних неорганічних і органічних
  розчинниках, але розчиняються в деяких розплавлених металах
  (Наприклад, Fe, Ni, Co).

Народногосподарське значення:

Карбон визначається тим, що понад 90% всіх первинних джерел
  споживаної в світі енергії припадає на органічне паливо,
  чільна роль якого збережеться і на найближчі десятиліття,
  незважаючи на інтенсивний розвиток ядерної енергетики. Тільки близько 10%
  видобутого палива використовується в якості сировини для основного
  органічного синтезу і нафтохімічного синтезу, для отримання
  пластичної маси і інш.

Вуглець в організмі:

Вуглець - найважливіший біогенний елемент, що становить основу життя на
  Землі, структурна одиниця величезного числа органічних сполук,
  що беруть участь в побудові організмів і забезпеченні їх життєдіяльності
  (Біополімери, а також численні низькомолекулярні біологічно
  активні речовини - вітаміни, гормони, медіатори та ін.). значну
частина необхідної організмам енергії утворюється в клітинах за рахунок
  окислення вуглецю. Виникнення життя на Землі розглядається в
  сучасній науці як складний процес еволюції вуглецевих сполук.

Унікальна роль карбону в живій природі зумовлена ​​його властивостями,
  якими в сукупності не володіє жоден інший елемент періодичної
  системи. Між атомами вуглецю, а також між вуглецем і іншими
  елементами утворюються міцні хімічні зв'язки, які, однак, можуть
  бути розірвані в порівняно м'яких фізіологічних умовах (ці зв'язки
  можуть бути одинарними, подвійними і потрійними). здатність вуглецю
  утворювати 4 рівнозначні валентні зв'язки з іншими атомами. вуглець
  створює можливість для побудови вуглецевих скелетів різних типів -
  лінійних, розгалужених, циклічних. Показово, що лише три
  елемента - С, О, Н - становлять 98% загальної маси живих організмів. цим
  досягається певна економічність в живій природі: при практично
  безмежній структурній різноманітності вуглецевих сполук невелике
  число типів хімічних зв'язків дозволяє на багато скоротити кількість
  ферментів, необхідних для розщеплення і синтезу органічних речовин.
  Особливості будови атома вуглецю лежить в основі різних видів
  ізомерії органічних сполук (здатність до оптичної ізомерії
  виявилася вирішальною в біохімічній еволюції амінокислот, вуглеводів і
  деяких алкалоїдів).

Відповідно до гіпотези А. І. Опаріна, перші органічні сполуки на Землі
  мали абиогенное походження. Джерелами вуглецю служили (СН4) і
  ціаністий водень (HCN), що містилися в первинній атмосфері Землі. З
  виникненням життя єдиним джерелом неорганічного вуглецю,
  за рахунок якого утворюється вся органічна речовина біосфери, є
  карбону двоокис (СО2), що знаходиться в атмосфері, а також розчинена в
  природних водах у вигляді НСО3. Найбільш потужний механізм засвоєння
  (Асиміляція) вуглецю (у формі СО2) - фотосинтез - здійснюється
  повсюдно зеленими рослинами. На Землі існує і еволюційно більш
  древній спосіб засвоєння СО2 шляхом хемосинтезу; в цьому випадку
  мікроорганізми - хемосинтетики використовують не променисту енергію Сонця, а
  енергію окислення неорганічних сполук. більшість тварин
  споживають вуглець з їжею у вигляді вже готових органічних сполук. В
  Залежно від способу засвоєння органічних сполук прийнято
  розрізняти автотрофні організми і гетеротрофні організми. застосування
для біосинтезу білка та інших поживних речовин мікроорганізмів,
  що використовують як єдине джерело вуглецю, вуглеводні
  нафти, - одна з важливих сучасних науково - технічних проблем.

Крім стабільних ізотопів вуглецю, в природі поширений
  радіоактивний 14С (в організмі людини його міститься близько 0,1 мккюри).
  З використанням ізотопів вуглецю в біологічних і медичних
  дослідженнях пов'язані багато великих досягнень у вивченні обміну
  речовин і кругообігу вуглецю в природі. Так, за допомогою радіовуглецевого
  мітки була доведена можливість фіксації Н14СО3 рослинами і тканинами
  тварин, встановлена ​​послідовність реакції фотосинтезу, вивчений
  обмін амінокислот, простежені шляхи біосинтезу багатьох біологічно
  активних сполук і т. д. Застосування 14С сприяло успіхам
  молекулярної біології у вивченні механізмів біосинтезу білка і передачі
  спадкової інформації. Визначення питомої активності 14С в
  углеродсодержащих органічних залишках дозволяє судити про їх вік,
  що використовується в палеонтології і археології.

Список літератури.

1. Ахметов Н.С. Неорганічна хімія. Учеб. посібник для учнів 8-9 кл.
  шк. з углиб. вивченням хімії. У 2-х частинах - ч. 1, ч. 2, - 2-е вид. -
  М .: Просвещение, 1990 - 208 с.

2. Ахметов Н.С. Загальна і неорганічна хімія. Учеб. посібник для вузів,
  М .: Вища школа, 1988 - 470 с.

3. Бабич Л.В., Балезін С.А., Глікіна Ф.Б., Зак Є.Г. Практикум по
  неорганічної хімії. Учеб. посібник для вузів, М .: Вища школа, 1989 -
  300 с.

4. Башлаков А.Т. "Що може запалити вуглекислий газ", ж. "Хімія в школі",
  1991 року, № 5, с. 58.

§ 4.1. Загальна характеристика елементів підгрупи вуглецю

До хімічних елементів головної підгрупи IV групи відносяться вуглець   C, кремній   Si, германій   Ge, олово   Sn і свинець   Pb. В ряду C - Si - Ge - Sn - Pb через різної хімічної природи елементів їх розбивають на дві підгрупи: вуглець і кремній складають підгрупу вуглецю, Германій, олово, свинець - підгрупу германію.

Електронні конфігурації зовнішнього шару атомів елементів ns 2 np 2, в з'єднаннях вони можуть проявляти ступеня окислення від -4 до +4. Як і в головній підгрупі V групи, спостерігається зміна хімічних властивостей елементів: вуглець і кремній проявляють властивості типових неметалів, для германію характерні перехідні властивості, а олово і свинець - типові метали. Зі збільшенням атомного номера в підгрупі зменшується електронегативність елементів. Для вуглецю і кремнію характерні ковалентні сполуки, для олова і свинцю - іонні.

Деякі властивості елементів головної підгрупи IV групи представлені в табл. 4.1.

Таблиця 4.1

властивості елементів
  підгрупи вуглецю і простих речовин

Дані табл. 4.1 підтверджують, що в ряду C - Si - Ge - Sn - Pb спостерігається монотонне зміна властивостей від неметалічних до металевих. Це проявляється в зменшенні стійкості з'єднань елементів у вищій мірі окислення +4 і зростанні стабільності з'єднань елементів в низького ступеня окислення +2. Для C, Si і Ge не характерно утворення вільних катіонів, Sn і Pb легко утворюють катіони Sn 2+ та Pb 2+.

Про посилення металевих властивостей свідчить зміна кислотно-основних властивостей оксидів і гідроксидів елементів в ступені окислення +4 при переході від вуглецю до свинцю:

Кислотні властивості відповідних гідроксидів змінюються аналогічно.

В ряду від вуглецю до свинцю посилюється стійкість оксидів елементів в ступені окислення +2.

Вуглець існує в природі у вигляді двох стійких ізотопів: 12 C (98,9%) і 13 C (1,1%).

Велике значення має b -радіоактивне ізотоп вуглецю 14 C. У основі радіовуглецевого   методу визначення віку углеродсодержащих порід лежить обчислення співвідношення часток стабільних і радіоактивного ізотопів вуглецю.

Вуглець займає 11-е місце за поширеністю на Землі. Він зустрічається в атмосфері у вигляді CO 2, з нього утворені багато мінералів і гірські породи, наприклад крейда, вапняк, мармур (хімічна формула яких CaCO 3), доломіт (MgCO 3 · CaCO 3), малахіт (CuCO 3 · Cu (OH) 2). Вуглець входить до складу білків, нуклеїнових кислот, вуглеводів - речовин, без яких неможливе життя.

Майже у всіх з'єднаннях (крім CO і SiO) вуглець і кремній чотирьохвалентного. Атоми вуглецю в багатьох з'єднаннях утворюють ланцюга -C-C-. Для з'єднань кремнію також характерна полімерна структура, але на відміну від атомів вуглецю атоми кремнію утворюють розгалужені ланцюги, з'єднуючись не друг з одним, а через кисень -Si-O-Si-.

Вуглець утворює кілька простих речовин: алмаз, графіт, карбін, фулерен і аморфний вуглець.

АЛМАЗявляє собою безбарвні прозорі, сильно заломлюють світло кристали щільністю 3,52 г / см 3. Будова зовнішнього енергетичного рівня атома вуглецю в збудженому стані описує електронна конфігурація 2 s 2 2p   2. При утворенні хімічних зв'язків в атомі вуглецю розпарюються електрони, що знаходяться на s-подуровне, і він набуває конфігурацію 2 s 1 2p   3. Орбіталі чотирьох неспарених електронів піддаються sp 3гібридизації, що приводить до утворення чотирьох рівноцінних гібридних орбіталей, кут між якими дорівнює тетраєдраїческому. Атоми, що знаходяться в sp 3-гібрідном стані, і утворюють структуру алмазу. Алмаз - високоміцне речовина, що має унікальну твердість і відмінну здатність заломлення, що важливо для створення абразивних матеріалів, ріжучих інструментів і ювелірних прикрас.

ГРАФИТ- це сіра непрозора жирна на дотик маса щільністю 2,27 г / см 3. У графіті атоми вуглецю знаходяться в sp   2 -гібрідном стані, що обумовлює шарувату структуру графіту, що складається з плоских шестикутників. Відстані між атомами вуглецю, що знаходяться в різних шарах, перевершують відстані між атомами всередині шару. Шаруватою структурою графіту пояснюються його електро- і теплопровідність, а також здатність залишати слід на твердій поверхні. Для перетворення алмаза в графіт необхідно нагрівання до 1800-1850 ° С без доступу повітря. Зворотний процес йде при температурі 3000 ° С і тиску 10 6 -10 7 кПа.

Графіт широко застосовують в якості електродного матеріалу в електрохімії; він входить до складу мастил, використовується як сповільнювач нейтронів в ядерних реакторах.

Карбинявляє собою кристалічний порошок чорного кольору щільністю 1,9 г / см 3. Для його отримання використовують реакцію дегідрування ацетилену при 1000 ° С, в результаті якої з n   молекул C 2 H 2 виходить полімер з лінійною структурою -C º C-C º C-C º C-. У цій модифікації атоми вуглецю знаходяться в sp-гібрідном стані.

Фуллербули виявлені в продуктах конденсації парів графіту. Молекула фулерену C 60 являє з'єднані між собою п'яти і шестичленні цикли, що містять вуглець в sp 2 та sp 3 - гібридному стані. Крім C 60 розділені фулерени складу C 70 і C 76.

аморфний ВУГЛЕЦЬ - найпоширеніша аллотропная модифікація вуглецю .   Найчастіше його отримують при розкладанні різних органічних речовин. Іноді цю форму називають деревним або активованим вугіллям.

КРЕМНІЙ- найпоширеніший після кисню елемент в земній корі (27,6% по масі). Він має три стабільних ізотопу: 28 Si (92,27%), 29 Si (4,68%) і 30 Si (3,05%). У природі кремній знаходиться у вигляді кремнезему   - оксиду кремнію (IV) SiO 2 (іноді його називають кварц   або пісок), силікатів   і алюмосиликатов, Наприклад слюди KAl 3 (OH, F) 2, азбесту (Mg, Fe) 6 (OH) 6, тальку Mg 3 (OH) 2. Залежно від розмірів частинок і вмісту домішок в SiO 2 при його відновленні можна отримати різні модифікації кремнію.

аморфний кремній   є бурий порошок, кристалічний   - світло-сірі тверді крихкі кристали металевого виду. У кристалічній решітці кожен атом кремнію знаходиться в стані sp   3-гібридизації і оточений чотирма іншими атомами, з якими він пов'язаний ковалентним зв'язком - кристалічний кремній подібний алмазу.

Кремній широко використовується в мікроелектроніці як напівпровідникового матеріалу для мікросхем і в металургії для отримання чистих металів.

§ 4.2. Хімічні властивості вуглецю і кремнію

1. У реакціях з простими речовинами, утвореними більш електронегативними елементами (кисень, галогени, азот, сірка), вуглець і кремній проявляють властивості восстановителей. При нагріванні графіту і кремнію з надлишком кисню утворюються вищі оксиди, а при нестачі кисню - монооксиди CO і SiO:

Е + O 2 = ЕO 2 (надлишок кисню);

2Е + O 2 = 2ЕO (недолік кисню).

З фтором вуглець і кремній реагують при звичайних умовах з утворенням тетрафторид CF 4 і SiF 4, для отримання тетрахлориді CCl 4 та SiCl 4 необхідно нагрівання реагентів. Сірка і азот вступають в реакції з вуглецем і кремнієм тільки при сильному нагріванні:

C + 2S CS 2;

2C + N 2 C 2 N 2;

Si + 2S SiS 2.

При нагріванні суміші кварцового піску і коксу при температурі близько 2000 ° С утворюється карбід кремнію, або карборунд   - тугоплавка речовина, по твердості близький до алмазу:

SiO 2 + 3C = SiC + 2CO.

Вуглець часто використовують для відновлення малоактивних металів з їх оксидів і для перекладу сульфатів металів в сульфіди:

CuO + C Cu + CO,

BaSO 4 + 4C BaS + 4CO.

2. Реакції з кислотами. До дії звичайних кислот вуглець і кремній стійкі. Вуглець окислюється концентрованими сірчаної та азотної кислотами:

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

3C + 4HNO 3 = 3CO 2 + 4NO + 2H 2 O.

Кремній в концентрованих сірчаної та азотної кислоти пассивируется і розчиняється в сумішах концентрованих азотної і плавикової кислот і: концентрованих азотної і соляної кислот

3Si + 4HNO 3 + 18HF = 3H 2 SiF 6 + 4NO + 8H 2 O.

У цій реакції азотна кислота відіграє роль окислювача, а плавикова або соляна - комплексообразователя.

3. Реакції з лугами. Кремній розчиняється у водних розчинах лугів з виділенням водню:

Si + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2 H 2.

4. Взаємодія з водою. У звичайних умовах кремній з водою не взаємодіє, але при високій температурі він реагує з водяною парою:

Si + = H 2 SiO 3 + 2H 2.

5. окислювальні властивості   вуглецю і кремнію проявляються в реакціях з активними металами, при цьому утворюються карбіди   і силіциди:

Ca + 2C = CaC 2;

2Mg + Si = Mg 2 Si.

6. Вуглець і кремній здатні діспропорціоніровать   при нагріванні з оксидами активних металів, утворюючи оксиди, карбіди і силіциди:

CaO + 3C = CaC 2 + CO;

2Al 2 O 3 + 9C = Al 4 C 3 + 6CO;

2MgO + 3Si = Mg 2 Si + 2SiO.

§ 4.3. Кисневі сполуки вуглецю і кремнію

ОКСИД ВУГЛЕЦЮ (II)   CO, або чадний газ, при звичайних умовах - газ без кольору і запаху, t   пл = -205 ° C, t   кип = = -191,5 ° C. Він сильно отруйний, горить блакитним полум'ям, легший за повітря, погано розчинний у воді (2,3 обсягу CO на 100 обсягів H 2 O при 293 К).

Чадний газ утворюється при спалюванні вуглецю в нестачі кисню, крім того, CO можна отримувати при взаємодії розпеченого вугілля з водяною парою або з діоксидом вуглецю:

C + H 2 O CO + H 2;

CO 2 + C 2CO.

Отримання.В лабораторії   CO отримують зневодненням мурашиної або щавлевої кислот в присутності сірчаної кислоти як водовіднімаючих кошти:

HCOOH CO + H 2 O;

H 2 C 2 O 4 CO + CO 2 + H 2 O.

Хімічні властивості. 1. При пропущенні оксиду вуглецю (II) в розплав лугу при високому тиску утворюється сіль мурашиної кислоти:

CO + KOH = HCOOK.

Ця реакція, а також лабораторний спосіб отримання CO зневодненням мурашиної кислоти дозволяють формально вважати, що CO - ангідрид мурашиної кислоти.Однак це твердження саме формально, оскільки зворотний процес отримання мурашиної кислоти при гідратації монооксиду вуглецю здійснити не можна.

Ступінь окислення вуглецю в монооксид вуглецю - +2 - не відповідає будові молекули CO, в якій крім двох зв'язків, утворених при спарюванні електронів вуглецю і кисню, є ще одна, утворена за донорно-акцепторного механізму за рахунок неподіленої пари електронів кисню (зображена стрілкою) :

Наявність потрійний зв'язку пояснює міцність молекули CO і її низьку реакційну здатність при звичайній температурі. У звичайних умовах монооксид вуглецю не взаємодіє   з водою, лугами та кислотами.

2. При підвищеній температурі CO взаємодіє з киснем і оксидами металів:

2CO + O 2 = 2CO 2;

FeO + CO = Fe + CO 2.

3. При пропущенні суміші чадного газу з хлором через шар активованого вугілля можна отримати отруйну речовину - отруйний газ фосген, Що викликає параліч дихальних шляхів:

CO + Cl 2 = COCl 2.

4. При нагріванні монооксиду вуглецю з воднем при підвищеному тиску утворюється метиловий спирт:

CO + 2H 2 → З H 3 OH.

Карбоніли.Оксид вуглецю (II) взаємодіє з багатьма перехідними металами з утворенням летючих сполук - карбонилов:

Ni + 4CO = Ni (CO) 4.

У молекулі CO у атома вуглецю є неподіленого електронних пари, яка обумовлює донорні властивості цієї молекули. Ковалентний зв'язок Ni - C в молекулі карбонила нікелю утворюється за донорно-акцепторного механізму, причому електронна щільність зміщується від атома вуглецю до атому нікелю. Збільшення негативного заряду на атомі металу компенсується участю його d-електронів в утворенні зв'язку, тому ступінь окислення металу в КАРБОНІЛИ дорівнює нулю.

Карбоніли металів розчинні в неполярних розчинниках, летючий. Їх використовують для отримання чистих металів, оскільки при нагріванні вони розкладаються на метал і оксид вуглецю (II). Для визначення складу карбонилов використовують так зване правило 18 електронів:сумарне число валентних електронів металу і електронів, що надаються молекулами CO (по 2 від кожної), має дорівнювати 18. Метали з непарним атомним номером не можуть утворити таким шляхом 18-електронну оболонку, тому для них характерні полімерні (в основному димерні) карбоніли, наприклад 2. У димеризованих КАРБОНІЛИ виникає зв'язок метал - метал, і молекули CO здійснюють мостикову зв'язок.

Оксид вуглецю СО є хорошим відновником солей срібла з з аміачних розчинів його солей:

2OH + CO = 2Ag ↓ + (NH 4) 2 CO 3 + 2 NH 3

ОКСИД КРЕМНІЮ (II)SiO отримують спільним випаровуванням у вакуумі суміші SiO 2 і Si при температурі 1100-1300 ° С. Для відновлення оксиду SiO 2 в монооксид SiO можна також застосовувати водень або вуглець, процеси при цьому необхідно вести при температурі 1000 ° С.

SiO 2 + H 2 = SiO + H 2 O;

SiO 2 + C = SiO + CO.

Оксид кремнію (II) являє собою коричневий порошок, який на повітрі швидко окислюється в діоксид. У лугах і плавикової кислоті SiO легко розчиняється.

Це з'єднання використовують в основному як пігмент для олійних фарб і поліруючий речовина.

ОКСИД ВУГЛЕЦЮ (IV) (Діоксид вуглецю, вуглекислий газ, вугільний ангідрид) CO 2 - газ без кольору і запаху, який не підтримує дихання і горіння, важчий за повітря, t   пл = -57 ° C при тиску 5 атм, розчинний у воді (88 обсягів CO 2 в 100 об'ємах H 2 O при 20 ° С). При звичайному тиску твердий діоксид вуглецю переходить в газоподібний стан, минаючи рідкий ( сублімується). При звичайній температурі під тиском 60 атм газ перетворюється в рідину. Молекула CO 2 лінійна, з двома подвійними зв'язками:

O = C = O

У промисловості   для отримання оксиду вуглецю (IV) використовують високотемпературне розкладання мармуру:

CaCO 3 CaO + CO 2.

В лабораторії   для отримання великих кількостей діоксиду вуглецю на мармур діють соляною кислотою:

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

Для виявлення виділяється CO 2 його пропускають через вапняну воду, при цьому випадає білий осад карбонату кальцію:

Ca (OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ¯ + H 2 O.

Необхідно пам'ятати, що в атмосфері CO 2 запаленими магній не гасне, а продовжує горіти:

2Mg + CO 2 = 2MgO + C

ВУГІЛЬНА КИСЛОТА H 2 CO 3 в незначних кількостях утворюється при розчиненні вуглекислого газу у воді, при цьому в розчині існують такі рівноваги:

H 2 O + CO 2 ↔ H 2 CO 3 ↔ H + + ↔ 2H + +.

При 25 ° С K 1 = 4 × 10 -7, K   2 = 5 × 10 -11.Вугільна кислота - дуже слабка і нестійка в вільному вигляді. Вона має наступну будову:

Як двухосновная кислота вона утворює середні солі ¾ карбонати   і кислі ¾ гідрокарбонати. При дії на солі вугільної кислоти сильних кислот виділяється вуглекислий газ, що використовують як якісну реакціюна ці солі:

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

BaCO 3 + 2HCl = BaCl 2 + CO 2 + H 2 O.

З усіх карбонатів у воді розчиняються тільки карбонати лужних металів (Li 2 CO 3 розчинний гірше всіх) і амонію. Гідрокарбонати більшості металів добре розчиняються у воді.

Під дією надлишку оксиду вуглецю (IV) нерозчинні у воді карбонати перетворюються в розчинні гідрокарбонати:

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

При нагріванні гідрокарбонати розпадаються на карбонати, вуглекислий газ і воду:

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

Все карбонати, крім термічно стійких карбонатів лужних металів, при нагріванні розкладаються на оксид металу і діоксид вуглецю:

CaCO 3 CaO + CO 2.

Крім середніх і кислих карбонатів, відомі основні   карбонати. Вони утворюються при дії на солі малоактивних металів середніми карбонатами:

2CuSO 4 + 3Na 2 CO 3 + 2H 2 O =
  = Cu (OH) 2 · CuCO 3 + 2NaHCO 3 + 2Na 2 SO 4.

Основний карбонат міді Cu (OH) 2 · CuCO 3 відомий в природі під назвою «малахіт».

З солей вугільної кислоти найбільше практичне значення мають сода Na 2 CO 3 і її різні кристалогідрати: Na 2 CO 3 × 10H 2 O (кристалічна сода), Na 2 CO 3 × 7H 2 O і Na 2 CO 3 × H 2 O, а також поташ K 2 CO 3, крейда, вапняк і мармур, що мають склад CaCO 3.

ОКСИД КРЕМНІЮ (IV), або кремнезем, SiO 2 ¾ тверде, дуже тугоплавка речовина (температура плавлення понад 1700 ° С), зустрічається в природі у вигляді мінералів кварцу, кристобалита   і трідіміта.

При звичайній температурі стійкою модифікацією є кварц, з ростом температури спостерігаються поліморфні перетворення:

кварц тридимит кристобалит розплав.

Будова.У всіх своїх модифікаціях діоксид кремнію завжди полімерів (SiO 2)   n   і побудований з тетраедрів, що утворюють дуже міцну атомну решітку. Кожен атом кремнію в кристалах (SiO 2)   n оточений чотирма атомами кисню, які є мостіковимі і пов'язують під різними кутами тетраєдри. В результаті утворюється тривимірна кристалічна решітка, в якій взаємне розташування тетраедрів в просторі визначає ту чи іншу модифікацію кремнезему.

кварцзустрічається в природі у вигляді добре сформованих безбарвних кристалів, званих гірським кришталем. Існують і пофарбовані різновиди кварцу: рожевий кварц, фіолетовий ( аметист), Темно-коричневий (димчастий топаз), Зелений ( хризопраз). Дрібнокристалічна модифікація кварцу з домішками інших речовин називається халцедоном. Різновидами халцедону є агат, яшма   та ін. Гірський кришталь і пофарбовані різновиди кварцу використовують як дорогоцінні й напівкоштовні камені.

Кварц широко застосовують в різних областях науки, техніки і мікроелектроніки, і часто для потреб останньої вирощують штучні кристали з певними параметрами кристалічної решітки.

Деякі кристали кварцу здатні обертати площину поляризації світла, причому можуть бути як право-, так і левовращающімі. Ті та інші кристали відрізняються один від одного як предмет від свого дзеркального зображення. Такі кристали є оптичними ізомерами.

трідімітв невеликих кількостях зустрічається у вулканічних породах. Відомий тридимит і метеоритного походження. кристобалит, Як і тридимит, іноді зустрічається у вигляді дрібних кристалів, включених в лаву. Трідіміт і кристобалит володіють більш крихкою структурою, ніж кварц. Так, щільність кристобалита, трідіміта і кварцу дорівнює відповідно 2,32; 2,26 і 2,65 г / см 3.

При повільному охолодженні розплаву кремнезему утворюється аморфне   кварцове скло. Кремнезем у вигляді скла зустрічається і в природі. Щільність аморфного скла дорівнює 2,20 г / см 3 - нижче, ніж у всіх кристалічних модифікацій. При температурі вище 1000 ° С кварцове скло «расстекловивается» і переходить в кристобалит, тому в кварцовою лабораторному посуді можна проводити експерименти тільки при температурах нижче 1000 ° С.

Хімічні властивості. 1. Всі форми SiO 2 в воді практично нерозчинні, при звичайних умовах на них діють лише розчини лугів, фтор, газоподібний фтороводороді   плавикова кислота:

SiO 2 + 2KOH = K 2 SiO 3 + H 2 O;

SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O;

SiO 2 + 6HF = H 2 + 2H 2 O.

Останню реакцію використовують при травленні скла.

2. Діоксид кремнію - типовий кислотний оксид, Тому при сплавці він реагує з основними оксидами, лугами і карбонатами з утворенням силікатів:

SiO 2 + CaO = CaSiO 3;

SiO 2 + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O;

SiO 2 + Na 2 CO 3 = Na 2 SiO 3 + CO 2.

Наведені вище реакції діоксиду кремнію з оксидами і солями лежать в основі промислового отримання різних стекол, а також цементу.

Скло.Звичайне скло, що має склад Na 2 O × CaO × 6SiO 2, отримують сплавом суміші соди, піску і вапняку при температурі близько 1400 ° С до повного видалення газів:

Na 2 CO 3 + CaCO 3 + 6SiO 2 = Na 2 O × CaO × 6SiO 2 + 2CO 2.

При додаванні оксидів барію, свинцю і бору отримують спеціальні сорти скла, наприклад вогнетривкі, не б'ються. Для отримання кольорового скла використовують різні оксиди перехідних металів, наприклад добавка оксиду кобальту (III) Co 2 O 3 дає синій колір, оксиду хрому (III) Cr 2 O 3 ¾ зелений, діоксиду марганцю MnO 2 ¾ рожевий.

Цементи.Силікати широко використовують для виробництва цементу   - в'яжучого матеріалу, який при змішуванні з водою твердне. Можна виділити два типи цементів за принципом їх схоплювання ¾ звичайний   цемент і портланд цемент. Процес схоплювання звичайного цементу відбувається внаслідок утворення карбонату кальцію при взаємодії вуглекислого газу повітря і силікату кальцію:

CaSiO 3 + CO 2 + H 2 O = CaCO 3 ¯ + H 2 SiO 3 ¯.

Схоплювання портланд цементу відбувається в результаті гідролізу силікатів з наступним утворенням нерозчинних кристаллогидратов:

Ca 3 SiO 5 + H 2 O = Ca 2 SiO 4 + Ca (OH) 2;

Ca 2 SiO 4 + 4H 2 O = Ca 2 SiO 4 × 4H 2 O ¯.

кремнієві кислоти отримують дією мінеральних кислот на розчини силікатів або гідролізом галогенідів і сульфідів кремнію, оскільки пряму взаємодію кремнезему з водою неможливо.

Склад кремнієвих кислот можна виразити загальною формулою xSiO 2 × yH 2 O, де x   і y   ¾ цілі числа. при x = 1, y   = 1: отримуємо SiO 2 × H 2 O т. Е. H 2 SiO 3 ¾ метакремнієвої кислоту; при x = 1, y   = 2 - SiO 2 × 2H 2 O, т. Е. H 4 SiO 4 ¾ ортокремнієву кислоту; при x = 2, y   = 1 - 2SiO 2 × H 2 O, т. Е. H 2 Si 2 O 5 ¾ двуметакремніевую кислоту.

якщо y\u003e 2, то кислоти відносять до полікремнієвих.

силікати -солі метакремнієвої, або просто кремнієвої кислоти H 2 SiO 3. З них у воді розчинні тільки силікати натрію і калію, звані рідким склом. Рідке скло використовують для зміцнення грунтів, для виготовлення силікатного клею і вогнетривких тканин. Решта силікати ¾ тугоплавкі, нерозчинні у воді речовини. При нагріванні кремнієва кислота розкладається:

H 2 SiO 3 SiO 2 + H 2 O.

При зберіганні на повітрі розчини силікатів мутніють через витіснення кремнієвої кислоти вуглекислим газом, що містяться в повітрі: кремнієва кислота слабкіше вугільної; константа дисоціації H 2 SiO 3 по першій ступені дорівнює 2,2 × 10 -10.

Реакція силікатів з вуглекислим газом є якісноїдля виявлення силікат-іонів:

Na 2 SiO 3 + CO 2 + H 2 O = Na 2 CO 3 + H 2 SiO 3 ¯.

Водні розчини розчинних силікатів мають сильнолужну реакцію середовища внаслідок гідролізу:

K 2 SiO 3 + H 2 O 2KOH + H 2 SiO 3 ¯.

§ 4 .4. Карбіди і силіциди

З'єднання вуглецю і кремнію з менш електронегативними елементами (найчастіше з металами) називають карбидами   і силіцидом. Крім реакцій, рівняння яких наведені вище (див. § 13.2), для отримання силіцидів використовують сплав гідридів металів з кремнієм:

2CaH 2 + Si = Ca 2 Si + 2H 2;

відновлення металів з їх оксидів кремнієм або вуглецем в присутності оксиду кремнію:

2CaO + 3Si = 2CaSi + SiO 2;

CaO + SiO 2 + 3C = CaSi + 3CO;

взаємодія металів з SiCl 4 в атмосфері водню:

Ba + SiCl 4 + 2H 2 = BaSi + 4HCl.

Всі ці реакції протікають при високій температурі і іноді при підвищеному тиску.

Серед іонних карбідів виділяють так звані метаніди і ацетиленіди. Метаніди   можна розглядати як похідні метану, що містять вуглець в ступені окислення -4: Be 2 C, Al 4 C 3. Вони інтенсивно розкладаються водою з виділенням метану:

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

ацетиленіди- похідні ацетилену, в них ступінь окислення вуглецю дорівнює -1: Li 2 C 2, Ag 2 C 2, Cu 2 C 2, CaC 2, Al 2 (C 2) 3, Fe 2 (C 2) 3. Ацетиленіди срібла і міді (I) отримують при пропущенні ацетилену через аміачний розчин оксиду срібла або хлориду міді (I). Ацетиленіди - сильно вибухові речовини і інтенсивно розкладаються водою і кислотами з виділенням ацетилену:

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

CuC 2 + 2HCl = CuCl 2 + C 2 H 2.

§ 4.5. Водневі з'єднання елементів четвертої групи

Розглянемо лише водневі сполуки кремнію (силани), германію (Герман), олова (Станнаєв) і свинцю (плюмбани), оскільки хімія водневих з'єднань вуглецю буде викладена а органічної хімії.

Отримання.При взаємодії силіцидів активних металів (Mg, Ca, Li) з водою і кислотами виділяється найпростіше водневе з'єднання кремнію - моносиланSiH 4, яке найчастіше називають просто силан:

Ca 2 Si + 4HCl = 2CaCl 2 + SiH 4.

Найбільш загальним способом отримання водородсодержащих з'єднань елементів четвертої групи є взаємодія тетрахлориді елементів з тетрагідроалюмінатом літію:

GeCl 4 + Li [AlH 4] = GeH 4 + LiCl + AlCl 3

Будова і властивості. Кремневодороди за своєю будовою подібні вуглеводнів. Молекула силана має форму правильного тетраедра з атомом кремнію в центрі. Сілан - безбарвний газ, має запах цвілі, мимовільно запалюється на повітрі, t   пл = -185 ° C, t   кип = -112 ° C. Сілан сильно отруйний.

На відміну від метану силан взаємодіє з розчинами лугів:

SiH 4 + 2KOH + H 2 O = K 2 SiO 3 + 4H 2.

Вода також гідролізує силан, але значно повільніше:

SiH 4 + 2H 2 O = SiO 2 + 4H 2.

При нагріванні вище 400 ° С силан розпадається на кремній і водень, це властивість використовують для отримання чистого кремнію:

SiH 4 = Si + 2H 2.

Як і вуглеводні, силани утворюють гомологічний ряд Si   nH 2 n+2. В індивідуальному вигляді виділені силани до n = 14 включно. Подібно алканів, силани безбарвні, перші члени гомологічного ряду при звичайних умовах газоподібні, такі ¾ рідини. Хімічна активність силанов набагато вище, ніж вуглеводнів. Це пов'язано з меншим в порівнянні з вуглецем спорідненістю кремнію до водню і дуже великим спорідненістю кремнію до кисню, а також з меншою міцністю зв'язку Si - Si в порівнянні зі зв'язком С - С. Малої міцністю зв'язку Si - Si обумовлена ​​і обмеженість гомологічного ряду силанов.

Сілан, Герман і Станнаєв є сильними відновниками:

SiH 4 + 2AgCl = SiH 3 Cl + HCl + 2Ag

§ 4 .6. З'єднання кремнію з галогенами

З'єднання кремнію з галогенами можна розглядати як похідні силанов, в яких атоми водню повністю або частково заміщені на галоген. Тетрагалогеніди кремнію отримують безпосередньо з простих речовин. Реакція кремнію зі фтором відбувається вже при звичайній температурі, з хлором, бромом і йодом - при нагріванні. При пропущенні струму SiF 4 через воду утворюється кремнефтористоводнева   кислота H 2 SiF 6:

3SiF 4 + 2H 2 O = SiO 2 + 2H 2 SiF 6.

Безвода кремнефтористоводнева кислота не виділена. Водний розчин її представляє собою одну з найсильніших неорганічних кислот. Розбавлені розчини використовують як дезінфікуючий засіб у харчовій промисловості. Розчинні солі кремнефтористоводородной кислоти застосовують для просочення стін будівель, побудованих з кальцийсодержащих будівельних матеріалів:

2CaCO 3 + MgSiF 6 = SiO 2 + 2CaF 2 + MgF 2 + 2CO 2.

В результаті реакції утворюється дрібнодисперсний порошок SiO 2, який закриває всі пори, додає стінам водонепроникність і стійкість.

§ 4.7. Деякі особливості елементів підгрупи германію

германійміститься в багатьох мінералах, але в дуже невеликих кількостях, тому його називають розсіяним елементом. Найважливіші мінерали германію: германіт   Cu 2 S × CuS × GeS 2, аргіродіт   Ag 8 GeS 6, реньєрі   Cu 3 (Fe, Ge) S 4.

Основні мінерали олова - касситерит   SnO 2 ( олов'яний камінь), свинцю - галенит   PbS ( свинцевий блиск). Свинець як кінцевий продукт радіоактивного розпаду урану міститься в уранових мінералах.

В ряду Ge - Sn - Pb збільшується активність речовин по відношенню до кисню. У звичайних умовах Ge і Sn стійкі на повітрі, в той час як свинець окислюється до оксиду PbO.

Олово і свинець реагують з розведеними соляної і сірчаної кислотами з виділенням водню, а германій не реагує з кислотами-неокислителях.

Германій окислюється концентрованими азотної, сірчаної і плавикової кислотами:

Ge + 4H 2 SO 4 Ge (SO 4) 2 + 2SO 2 + 4H 2 O;

Ge + 6HF = H 2 GeF 6 + 2H 2;

Ge + 4HNO 3 = GeO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O.

Германій розчиняється в «царській горілці»:

3Ge + 4HNO 3 + 12HCl = 3GeCl 4 + 4NO + 8H 2 O

і в розчинах лугів у присутності окислювачів:

Ge + 2NaOH + 2H 2 O 2 = Na 2.

При взаємодії олова з концентрованою азотною кислотою утворюється олов'яна кислота H 2 SnO 3:

Sn + 4HNO 3 = H 2 SnO 3 + 4NO 2 + H 2 O.

У розведеної HNO 3 олово поводиться як метал, утворюючи нітрат олова (II):

3Sn + 8HNO 3 = 3Sn (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

Свинець в реакціях з азотною кислотою будь-якої концентрації виступає як метал і утворює нітрат свинцю (II) Pb (NO 3) 2.

Серед сполук підгрупи германію в ступені окислення (IV) для оксиду свинцю характерні окислювальні властивості, він здатний окислити воду до кисню, іон Mn +2 до MnO 4 -:

2MnSO 4 + 5PbO 2 + H 2 SO 4 = 5PbSO 4 ↓ + 2HMnO 4 + 2H 2 O.

В ряду сполук Ge (II) - Sn (II) - Pb (II) слабшають відновні властивості, найсильнішими восстановителями є прозводное германію та олова:

Na + 2Bi (NO 3) 3 9NaOH = 2Bi ↓ + 3 Na 2] Sn (OH) 6] + 6NaNO 3