Въглерод

химичен елемент с атомен номер 6

Въглеродът (на латински: Carboneum, от латинската дума carbo – „въглища“; химичен символ С) е химичен елемент от 14 (или 4А) група, 2 период. Има пореден номер 6 и атомна маса 12,0107 u (средно).

Въглерод
Въглерод – графит – черен и мек диамант – твърд и прозрачен
Графит – черен и мек
диамант – твърд и прозрачен
Спектрални линии на въглерод
БорВъглеродАзот


C

Si
Периодична система
Общи данни
Име, символ, Z Въглерод, C, 6
Група, период, блок 142p
Химическа серия неметал
Електронна конфигурация [He] 2s2 2p2
e- на енергийно ниво 2, 4
CAS номер 7440-44-0
Свойства на атома
Атомна маса 12,0107 u
Атомен радиус (изч.) 70 (67) pm
Ковалентен радиус sp3: 77 pm
sp2: 73 pm
sp: 69 pm
Радиус на ван дер Ваалс 170 pm
Степен на окисление 4, 3,[1] 2, 1,[2] 0, −1, −2, −3, −4[3]
Оксид CO2 (слаб киселинен);
CO (неутрален)
Електроотрицателност
(Скала на Полинг)
2,55
Йонизационна енергия I: 1086,5 kJ/mol
II: 2352,6 kJ/mol
III: 4620,5 kJ/mol
IV: 6222,7 kJ/mol
(още)
Физични свойства
Агрегатно състояние твърдо вещество
Алотропи графит;
диамант;
аморфен въглерод;
фулерен
Кристална структура (графит и фулерен) шестоъгълна
Кристална структура (диамант) кубична октаедрична
Плътност графит: 2267 kg/m3
диамант: 3515 kg/m3
Температура на топене 3915 K (3642 °C) (сублимира)[4][5]
Моларен обем 5,29×10-6 m3/mol
Тройна точка 4600 K; 10,8×106 Pa [4][5]
Специф. топлина на топене 355,8 kJ/mol
Скорост на звука диамант: 18 350 m/s при 20 °C
Специф. топл. капацитет 710 J/(kg·K)
Специф. електропроводимост 1,276×105 S/m (графит)[6]
Специф. ел. съпротивление 7,837 Ω.mm2/m (графит)[6]
Топлопроводимост 129 W/(m·K)
Магнетизъм диамагнитен[7]
Модул на еластичност 1050 GPa (диамант)[8]
Модул на срязване 478 GPa (диамант)[8]
Модул на свиваемост 442 GPa (диамант)[8]
Коефициент на Поасон 0,1[8]
Твърдост по Моос графит: 1 – 2
диамант: 10
История
Откритие Древните египтяни и шумерите[9] (3750 г. пр.н.е.)
Най-дълготрайни изотопи
Изотоп ИР ПП ТР ПР
11C синт. 20 мин. β+ 11B
12C 98,9 % стабилен
13C 1,1 % стабилен
14C радио 5730 г. β- 14N

Като член на група 14 от Периодичната система на елементите, той е неметал и тетравалентен, като неговите четири електрона се включват в ковалентни химични връзки. Има три естествено срещани изотопа, от които два – въглерод-12 (12C) и въглерод-13 (13C) са стабилни, а третият – въглерод-14 (14C) е радиоактивен с време на полуразпад от около 5730 години.[10]

През 2016 г. е потвърдено, че ароматното съединение хексаметилбензен (молекулна формула C12H18) съдържа въглероден атом с шест връзки вместо обичайните четири.[11]

Въглеродът е един от малкото химични елементи, известни още от Античността.[12][13][14]

Въглеродът има няколко алотропни форми, от които най-известните са графит, диамант и аморфен въглерод.[15] Физическите свойства на въглерода силно зависят от алотропната му форма – например диамантът е много прозрачен, докато графитът е черен и непрозрачен. Диамантът е сред най-твърдите известни материали, докато графитът е толкова мек, че оставя следи върху хартия (оттам и името му – на гръцки „пиша“). Диамантът има много ниска електрическа проводимост и е диелектрик, докато графитът е много добър проводник на електрически ток. При нормални условия диамантът има най-високата топлопроводимост от всички известни материали. Всички алотропни форми са твърди вещества при нормални условия, но в термодинамично отношение графитът е най-стабилен.

По отношение на химическите им свойства всички алотропни форми на въглерода са стабилни и дори за реакция с кислорода е необходимо нагряване до висока температура. Най-честата валентност при свързване на въглерода в неорганичните съединения като оксид е +4, но се среща и +2, -4. като например при въглеродния монооксид и други карбонилни комплекси. Най-големи запаси от въглерод се съдържат във варовиците, доломитите и въглеродния диоксид, но значителни количества въглерод има и в органичните находища от каменни въглища, торф, нефт. Въглеродът образува повече химични съединения от който и да било друг химичен елемент, с повече от 10 милиона описани до днес чисто органични съединения, като това са само малка част от теоретично възможните съединения при стандартни условия.[16]

Наличието на въглерод в земната кора го нарежда на 15-о място от срещаните в нея елементи, а наличието му във Вселената (като маса) го подрежда на четвърто място след водорода, хелия и кислорода. Той се среща във всички живи организми, а в човешкото тяло той се нарежда на второ място след кислорода по маса (около 18,5%).[17] Това му изобилие в природата, заедно с разнообразието от органични съединения и тяхната необичайна способност да образуват полимери при температурите, най-често срещани на Земята, правят от този химически елемент основа на живота.

ИсторияРедактиране

Във вид на дървени въглища, дим и сажди, въглеродът е бил известен на човечеството още в праисторията от около 100 хил. години пр. Хр. и името му е свързано с високото му съдържание във въглищата[14] Горенето на съдържащите въглерод вещества е един от първите химични процеси, заинтригували човека.[14]

Диамантите са открити в средата на 3 хилядолетие пр.н.е. в Китай, а в Древен Рим дървени въглища вече се произвеждат масово.[18][19]

През 1722 г. Рене-Антоан Реомюр показва, че желязото се превръща в стомана чрез поглъщането на веществото, известно днес като въглерод.[20] През 1772 г. Антоан Лавоазие демонстрира, че диамантите са форма на въглерода, като изгаря проби от въглерод и диамант и установява, че и в двата случая не се получава вода, но се отделя еднакво количество въглероден диоксид от едно и също количество изходен материал. По-късно Карл Вилхелм Шееле установява, че графитът, смятан дотогава за форма на оловото, също е разновидност на въглерода.[21]

Елементарната природа на въглерода е установена от Лавоазие в края на 1780 г., а през 1787 г. в химичната номенклатура се появява наименованието „carbone“, от латинското „carbo“ – въглища. През 1791 г. английският химик Смитсън Тенант първи получил свободен въглерод, пропускайки фосфорни пари над нагрят тебешир.[14] Получили се фосфат на калция и въглерод.[14]

Фулерените, друга алотропна форма на въглерода, открита през 1985 г.,[22] включва няколко разновидности, сред които и въглеродните нанотръби.[23] Това откритие предизвиква нов интерес към въглерода и през следващите години са открити нови алотропи, като стъкловъглерода, и е установено, че структурата на аморфния въглерод в действителност не е напълно аморфна.[24]

Физични свойстваРедактиране

 
Теоретична фазова диаграма на въглерода

Въглеродът е с най-висока температура на топене и температура на сублимация от всички елементи. Той не се топи при атмосферно налягане, тъй като тройната му точка е при 10,8 ± 0,2 MPa и 4600 ± 300 K,[4][5] така че той сублимира при около 3900 K.[25][26]

При запалване на електрическа дъга температурата на графитните електроди се повишава до около 5800 K и те сублимират. Тоест, независимо от алотропната си форма въглеродът остава в твърдо агрегатно състояние и при най-високите температури, при които започват да се топят волфрамът или реният.

Към 2009 г. графенът изглежда като най-здравият познат материал.[27] За да може обаче да бъде използван на практика, е необходимо да се развие технологията по получаването му.[28]

Алотропни формиРедактиране

Въглеродът съществува в природата основно под три алотропни форми – графит, диамант и аморфен въглерод.

Групата на алотропните форми на въглерода покрива доста крайности в свойствата:

Синтетичният диамант под форма на нанокристали е най-твърдият известен материал. Графитът е един от най-меките известни материали.
Диамантът е най-добрият абразив. Графитът е отлична суха смазка.
Диамантът е отличен електрически изолатор. Графитът е проводник на електричество.
Диамантът има най-добрата топлопроводност от материалите, срещани в природата Някои форми на графита се използват за термоизолация (например топлинни екрани)
Диамантът е силно прозрачен. Графитът е непрозрачен.
Диамантът кристализира в кубична кристална решетка. Графитът кристализира в хексагонална кристална решетка.
Аморфният въглерод е напълно изотропен материал. Въглеродните нанотръби са сред най-анизотропните материали, произвеждани някога.
 
Строеж на различни алотропни форми на въглерода
a: диамант, b: графит, c: лонсдейлит
d: фулерен – C60, e: фулерен C540, f: фулерен C70
g: аморфен въглерод, h: въглеродна нанотръба
  • Диамант (елмаз). Той е рядък скъпоценен камък, най-твърдото естествено вещество. Получава се при високо налягане в природата. Има кубична стереоцентрирана атомна кристална решетка (триизмерен полимер), в която всеки въглероден атом е свързани със здрави ковалентни връзки с четири други атома в тетраедри, всеки от които на разстояние от 1,5 Å.[29] Това определя висока твърдост и лоша електропроводимост.[29] Здравата въглерод-въглеродна връзка в тези тетраедри определя голямата твърдост на надраскване – той е най-твърдото познато вещество в природата. Чистият диамант е безцветен прозрачен кристал със свойството да пречупва силно светлината. Повечето диаманти са оцветени в различни цветове, като е възможно да са дори черни в зависимост от примесите. Диамантът не е електропроводим, но е добър проводник на топлината.[14] При температура над 1000 °С в инертна атмосфера или вакуум диамантът започва да се превръща в графит, без да се топи, отделяйки топлина. В кислородна среда изгаря до CO2 при 1500°С. В химично отношение има силно изразена инертност. Не взаимодейства с киселини, основи и метали. Разрушава се само от силни окислители – перхлорати, перманганати, бихромати и др.[29] Синтез на диамант е постигнат след 1953 г. при Р = 300 000 атм., t° = 5000 °С, като за изходен материал е употребен графит.[29]
  • Графит. При обикновени условия това е по-стабилната алотропна форма.[29] Противоположно на диаманта, графитът се намира в големи количества в природата. Полимерният порядък се разпространява в две направления – плоскост, вместо в триизмерно пространство.[14] Въглеродът има тази форма при нормални налягания. Всеки въглероден атом е свързан с три други в хексагонална атомна кристална решетка, като формират правилни хексагонални пръстени подобно на ароматните въглеводороди и са разположени на слоеве. Между слоевете има слаби междумолекулни сили, а в рамките на слоевете – делокализирана ковалентна химична връзка. Разстоянието между въглеродните атоми в шестоъгълника е 1,43 Å, а между плоскостите – 3,35 Å.[29] Тази структура определя свойствата на графита: мек и лесно цепещ се материал поради приплъзването на отделните слоеве. Делокализираната връзка определя добрата проводимост на електрически ток успоредно на слоевете, тъй като електроните образуват облак. Разположението на съседните слоеве е такова, че върховете на шестоъгълниците от един от тях са срещу центровете на шестоъгълниците от двата съседни слоя, като така разположението на слоевете се повтаря през един.[14] На външен вид графитът е сиво-черно непрозрачно вещество със слаб метален блясък. Много мек, мазен на пипане, трудно топим. При слабо триене върху хартията оставя тъмносива следа. Известна е и трислойна модификация на графита, като тук разположението на слоевете се повтаря през два.[14] Физичните и химичните свойства на двете модификации са много близки.[14] Трислойният графит (при някои природни образци съдържанието му достига до 30%), при нагряване от 2000 – 3000 °С преминава в двуслойна структура.[14] При раздробяване на графит трислойната му структура се увелича с до 15%.[14] Температурата на топене на графита при повишено налягане е 3527 °С.[14] При обикновено налягане той сублимира.[14] Плътността на графита е 2,267 g/cm³. В химично отношение е малко по-реактивоспособен от диаманта.[29] Изгаря по-лесно до CO2 и образува карбиди.[29] При окислението му с концентрирана HNO3 като краен продукт се получава мелитова киселина C6(COOH)6.[29]

Алотропните форми графит и диамант могат взаимно да се превръщат една в друга.

  • Двумерен вариант на графита се нарича графен, но той се получава по изкуствен път. Състои се от стабилни и здрави двуизмерни структури, разположени в правилни шестоъгълници на хексагонална система.[14] Разтоянието между атомите е 0,142[14] нанометра, а хексагоналната клетка има площ от 0,052[14] квадратни нанометра. Графенът има дебелина 1 атом и изключителни механични и физични свойства. Структурата на паралелните графенови слоеве е същата, като пластовете на графита. Тези графитени структури са били за първи път изолирани до графен с помощта на „скоч“-лента.[14] Това са успели да направят от учени начело с Андре Гейм и Константин Новосьолов от Университета в Манчестър, Англия, съвместно с Института по микроелектроника в Черноголовка в Русия.[14] Те изолирали, идентифицирали и изследвали графена. За публикацията си в списание Science през 2004 г. Гейм и Новоселов получават Нобелова награда по физика през 2010 г.[14] Графенът е 100 пъти по-здрав от стоманата и притежава химична свръхрезистентност, свръхстабилност и свръхпроводимост. Поради тези и други негови свойства, графенът е материал на бъдещето, който може да замени силициевите чипове в електрониката и те да бъдат по-бързи.[14] Тъй като е електропроводим и прозрачен, графенът е подходящ за производство на дактилни дисплеи, осветителни панели и соларни клетки.[14] Графенови електронни елементи могат да бъдат вградени в тънки, гъвкави, устойчиви, еластични и леки пластмаси.[14]
  • Аморфният въглерод представлява съвкупност от въглеродни атоми, които не са подредени в кристална решетка, а по-скоро наподобяват стъкло. На практика това е графит под формата на много дребни кристали с множество дефекти и съдържащи примеси.[14] Под формата на пудра той е основен компонент на материали като дървени въглища, сажди и активен въглен. По-рано аморфният въглерод е смятан за третата алотропна (полиморфна)[29] форма на въглерода, днес рентгеноструктрно е доказано, че това са само много ситни и неправилно сраснали графитови кристалчета.[29] Добива се по изкуствен начин.[29] Важни видове аморфен въглерод са саждите, коксът, дървените и животинските въглища.[29] Всяка от тези разновидности има своите особености и приложение. Аморфният въглерод е химически най-активен.[29]

Другите форми на въглерода се получават по изкуствен път.

Преди 80-те години на 20 век е теоретично доказано и впоследствие наблюдавано, че при температури над 1000 К па́рите на всеки химичен елемент, освен въглерода, са или едноатомни, или двуатомни, а само въглеродът образува клъстери Cn с размери в нанометровия диапазон, образувайки куха молекула. При температура 3000 – 4000 °С е значителен броят на клъстерите с n около 15.[14] До 1986 г. никой не се е стремял да получи клъстери с n > 20.[14] През 1985 г. американците Ричард Смоли и Робърт Кърл и британецът Харолд Крото създават заедно нова техника за изследване на въглеродните клъстери, както и метод за получаване на високоплътни клъстерни потоци със свръхзвукова скорост в струя на хелий и лазерно изпарение на въглерода.[14] В резултат на изследването станало ясно, че при определени условия на експеримента интензитетът на клъстера C60 се получава хиляди пъти по-голям от всички останали.[14] Оказало се, че C60 е затворена куха фигура, приличаща на футболна топка, голяма 1 нанометър, чиято повърхност се образува от 12 петоъгълника, като около всеки един от тях има по пет шестоъгълника (общо 20 фигури), а около всеки шестоъгълник се редуват петоъгълник и шестоъгълник, а на всеки всеки връх на многоъгълниците има по един въглероден атом. Петоъгълниците са образувани от от единични връзки, а при шестоъгълниците се редуват прости и двойни връзки. Молекулата на C60 във вид на сфероидални клетки, състоящи се от шестоъгълници и несъседни петоъгълници, образуват икосаедри (двайсетстенници). Получили са названието си „фулерени“ по името на американския архитект Р. Бъкминстър Фулър, който използвал конструкция с петоъгълници и шестоъгълници, за да затвори сферичната форма на купола на ЕКСПО-60 в Монреал САЩ.[14]

В спектъра по маси са получени и други структури с „магически числа“ 70, 50 и 28 и „полумагически числа“ 20, 24, 32, 36, но всички те са значително по-нестабилни от C60. За своето откритие тримата учени – Ричард Смоли, Робърт Кърл и Харолд Крото, получават Нобелова награда по химия през 1996 г.[14]

Някои учени твърдят, че са изолирали отделни фулерени от обикновени сажди. Предполага се, че в околното пространство на въглеродните звезди в Космоса съществуват фулерени и линейни образувания от въглеродни атоми.[14]

Ако при създаването на фулерени към въглеродните атоми се добавят няколко процента друг елемент, например никел или кобалт, включването на такива атоми възпрепятства образуването на седмия, осмия и деветия петоъгълник на фулерена. При подходящи температура и скорост на реакцията, условията са енергийно изгодни за израстване на въглеродни нанотръбички с един отворен край, а другият съдържа половин фулерен. Те имат диаметър от един до няколко нанометра. Тръбичките са навити във вид на цилиндър, а въглеродните атоми образуват шестоъгълници, подобно на пластовете на графита. Откритието на стабилни фулерени и нанотръби слага началото на нова област на научни изследвания и твърдотелни нанотехнологии с широко практическо приложение.[14]

Считани някога за екзотика, днес фулерените се синтезират рутинно и се използват широко в науката и нанотехнологиите. Сред тях са т.нар. buckyballs,[23][30] въглеродните нанотръби,[31] въглеродни нанопъпки (carbon nanobuds)[32] и въглеродни нановлакна (carbon nanofibers).[33][34] Други по-екзотични алотропни форми на въглерода са лонсдейлит,[35] стъкловъглерод (glassy carbon),[24] въглеродна нанопяна (carbon nanofoam)[36] и линеен въглерод (linear acetylenic carbon) или карбин.[37] В малки количества той е намерен и в природата. Орбиталната му хибридизация е sp. Притежава хексагонална решетка и полупроводникови свойства.

Наличие в природатаРедактиране

 
Графитова руда
 
Необработен диамант

Въглеродът е четвъртият най-изобилен химически елемент, срещан в природата, след водорода, хелия и кислорода. Той се среща в Слънцето, звездите, кометите и атмосферите на повечето от планетите. Някои метеорити съдържат микроскопични диаманти, които са били формирани още при зараждането на Слънчевата система. Подобни микроскопични диаманти се образуват и на местата на стълкновение на метеорити със Земята поради високата температура и налягане.[38]

Заема около 4,8.10 – 2% от масата на земната кора, което му отрежда 15-то място от всички химични елементи.[14]

Формиращ заедно с кислорода въглероден диоксид, въглеродът в атмосферата се оценява на около 810 гигатона, а разтворен във всички водни басейни – на около 36 000 гигатона. В биосферата се съдържат около 1900 гигатона. Въглеводородите (като например въглища, нефт и природен газ) също съдържат въглерод – запасите от въглища се оценяват на около 900 гигатона, а запасите от нефт на около 150 гигатона.

Карбонатната група минерали е сред най-големите и най-разпространените, което определя широкото разпространение на въглерод в земната кора. Най-голямата от този въглерод се съдържа в два минерала[14]варовик (CaCO3) и доломит (CaCO3•MgCO3). Въглеродът влиза в състава на десетки други минерали, като мрамор, калцит и др. – CaCO3, малахит – Cu2(OH)2CO3, в главния минерал на цинка, смитсонит – ZnCO3, магнезит – MgCO3, сидерит – FeCO3,[29] церусит – PbCO3 и др. В прировните води се съдържат разтоврими хидрогенкарбонати, напр. Ca(HCO3)2.[29]

Въглищата са значителен източник на минерален въглерод и преди всичко антрацитните, съдържащи 92 – 98% въглерод,[39] както и най-големият източник на въглерод във форма, годна за гориво.[40]

Големи залежи на графит има в САЩ, Русия, Мексико, Гренландия и Индия.

Естествени находища на диаманти има в кимберлитовите скали, срещащи се в „гърлата“ на вулканите. Най-много залежи на диаманти има в Африка, главно в Южна Африка, Намибия, Ботсвана, Република Конго и Сиера Леоне. Срещат се също така и в Арканзас, Канада, арктическите райони на Русия, Бразилия и в Северна и Западна Австралия.

Кръговрат на въглеродаРедактиране

На Земята превръщането на един елемент в друг е много рядко и затова количеството въглерод е постоянно на практика. Но химичните процеси, които включват въглерод, трябва да го черпят отнякъде и да отлагат другаде продуктите. Кръговратът на въглерода е описан от Лавоазие и Пристли и популяризиран от Хъмфри Дейви. Той е най-интензивният между всички биогеохимични цикли. Въглеродът циркулира с висока скорост както между различните неорганични (абиотични) среди, така и посредством хранителните мрежи, създадени вътре в съобществата от живи организми. Например при фотосинтезата растенията поглъщат въглероден диоксид от околната среда и създават биомаса, което представлява процес на фиксация на въглерода. Тази биомаса служи за храна на животните, а те издишат въглероден диоксид. Но кръговратът на въглерода може да бъде значително по-сложен: например, известно количество въглероден диоксид се разтваря в океаните, измрели растения и животни с течение на времето могат да се превърнат в петрол или въглища и могат да горят, освобождавайки въглерод.

Изотопи на въглеродаРедактиране

Изотопите на въглеродния атом съдържат 6 протона и различен брой неутрони. Природният въглерод се състои от два стабилни изотопа – въглерод-12 (12С) (98,93% – горене на хелия[14]) и въглерод-13 (13С) (1,07% – горене на водорода[14]). Концентрацията на въглерод-12 в живите организми е по-голяма, защото биохимичните реакции протичат предимно с този изотоп.[41] През 1961 г. IUPAC (на английски: International Union of Pure and Applied Chemistry) приема изотопа въглерод-12 като основа за определяне на атомната маса.[42] При изследвания по метода на ядрен магнитен резонанс (NMR) се използва изотопът 13C.

Получени и изследвани са 13 радиоактивни изотопа на въглерода.

Изотопът въглерод-14 (14С, β-излъчвател, период на полуразпад Т½= 5730 ±40 години), е най-важният от изотопите. В природата се среща само като следи (0,0000000001%) и е концентриран в атмосферата и в горната част на земната кора, особено в органичните материали и торфа.[43] Поради краткото си време на полуразпад той не се среща в древните скали, но постоянно се образува в долните слоеве на стратосферата на височина от 9 до 15 km в резултат на взаимодействието на неутроните от космическите лъчи с ядрата на азота от въздуха според реакциитеː

  или  .

Полученият радиоактивен въглерод се разпределя равномерно във въздуха под формата на 14CO2. Радиоактивният въглерод-14 чрез β-разпад (с максимална енергия на β-частиците 155 keV) и електронно антинеутрино преминава отново в стабилен азот-14.[14]

От средата на 50-те години въглерод-14 се получава и в резултат от работата на атомните електростанции и на изпитванията на водородни бомби. Наличието на въглерод-14 е почти постоянно в атмосферата и в живите организми, а след смъртта им намалява по предсказуем начин. Именно образуването и разпадането на 14С са основа на създадения през 1949 г. метод за радиовъглеродно датиране на находки в археологията и геологията за определяне на възраст на артефакти до около 40 000 години.

От останалите радиоактивни изотопи на въглерода най-дълго живеещ е въглерод-11 с период на полуразпад 20,334 секунди и вид β+-разпад.[14]

Химични свойстваРедактиране

Електронната конфигурация на въглеродния атом е 1s22s22p2, което му позволява от -4 до +4 степени на окисление, като преобладаващо е четиривалентното състояние.[14] Има два несдвоени електрона, които участват в две ковалентни химични връзки, въпреки че по правило те трябва да са четири.[14] Обяснението е, че един от 2s-електроните преминава на 2p-орбита, в резултат от което се появяват четири ковалентни връзки с другите атоми. След прехода на единия електрон на по-висока орбита, въглеродният атом преминава във възбудено състояние 1s22s12p3. Така, три от връзките би трябвало да са еднакви, а от тях да се различава само 2s1 връзката. В действителност, и четирите връзки са еднакви, тъй като три атомни 2p-орбити се комбинират с една 2s-връзка и образуват четири sp3-орбити с еднакви размер и форма. Така се получава sp3-хибридизация, тоест изравняване. Такива орбити са разположени в пространството под ъгли от 109°28′, образувайки правилен тетраедър с център въглеродния атом. Идеята е въведена през 1928 г. от Лайнъс Полинг. В съединенията валентните електрони на въглерода образуват здрави ковалентни С–С връзки, с помощта на общи електронни двойки с голяма енергия на разкъсване. Ковалентният характер на връзките се запазва и при тетрахалогенидите – CF4, CCl4. Въглеродните атоми са способни да образуват здрави двойни и тройни връзки помежду си. Други елементи също са способни да образуват връзки между своите атоми, но само въглеродът е способен до образува дълги вериги или кръгови структури.[14]

Въглеродът притежава афинитет към химично свързване с други малки атоми, включително с други въглеродни атоми и е способен да формира многобройни стабилни ковалентни химични връзки с такива атоми. В резултат на това са известни над 10 милиона различни съединения на въглерода – най-големият брой химични съединения за един елемент.[16]

Макар че от термодинамична гледна точка въглеродът е податлив на окисление, той е по-устойчив отколкото например желязото или медта.

Въглеродът е силен химичен редуктор.

Неорганични съединенияРедактиране

Съединенията на въглерода формират основата на всички известни форми на живот на Земята, а въглеродно-азотно-кислородният цикъл (CNO, вид термоядрена реакция) се счита за един от основните процеси на горене в Слънцето и другите звезди. Макар и да формира извънредно разнообразие от съединения, повечето от алотропните форми на въглерода са сравнително неактивни при нормални условия. При стандартни температура и налягане въглеродът е устойчив на почти всички окислители с изключение на най-силните. Той не реагира със сярна киселина, солна киселина, хлор или алкални метали. При повишаване на температурата въглеродът реагира с кислорода и образува въглеродни оксиди, а при реакция с метални оксиди като железен оксид го редуцира до метал. Тази екзотермична реакция се използва в стоманодобивната индустрия за контролиране на въглеродното съдържание в стоманата:

 

Въглеродът образува оксиди, карбиди (неговите съединения с металите, бора и силиция[14]), карбонати и хидрогенкарбонати (соли на най-слабата, въглеродна киселина), серовъглерод, сулфиди, нитриди, фосфиди, халогениди, цианиди и амининди.

При високи температури въглеродът се съединява с някои метали и неметали и образува метални карбиди като например железен карбид (цементит) в стоманата и волфрамов карбид, използван като абразив или за твърди покрития на режещи инструменти.

Обикновено съдържащите въглерод химични съединения, които са свързани с минералите, или не съдържат водород или флуор се разглеждат отделно от класическите органични съединения; но това разделение не е строго. Пример за това са простите оксиди на въглерода, като най-известен е диоксидът CO2.

Въглеродът образува два добре известни оскида – монооксид (CO) и диоксид (CO2). Възможно е и формирането на триоксид (C2O3).

Въглеродният оксид (CO) се образува при непълно изгаряне или при изгаряне на графит. Реакцията на водна пара с червено нагрят кокс също получава монооксид. Тази смес от CO и H, наречена „воден газ“, се иползва за индустриално гориво. В лабораторни условия въглероден моноксид може да се получи при нагряване на мравчена (HCOOH) или оксалова киселина (H2C2O4) в присъствието на сярна киселина. При нормални условия това е безцветен отровен газ и в химическо отношение е инертен. При нагряване се проявяват неговите редукционни свойства, поради което той играе важна роля в металургията, редуцирайки металните оксиди до чист метал. От кислорода на въздуха се окислява при висока температура (около 700 °С), но гори лесно със синкав пламък:[14][29]

 

Лабораторно се получава кипов апарат по реакцята:[29]

 

При облъчване или в присъствие на катализатор въглеродният оксид реагира с хлора, като се получава въглероден оксид-дихлорид (фосген), който може да бъде разглежан и като дихлорид на въглеродната киселина.[29] Фосгенът е газ, силно дразнещ лигавиците.[29]

 

Възможно е да се получи и при окисление на хлороформ:[29]

 

Въглеродният оксид е малко разтворим във вода. За всяка температура съществува следното равновесие:

 

Молекулите му съдържат тройна връзка и са доста полярни, което обяснява способността му да свързва желязото от хемоглобина в кръвта и да блокира транспорта на кислород и определя неговата токсичност.[44][45] Цианидът (CN) има подобна структура, но поведението му е повече като това на халогенен (псевдохалоген) йон. Той може да образува нитридна цианова молекула ((CN)2), подобна на двуатомен халоген.

Вълеродният оксид е крайно опасна кръвна отрова. Монооксидът се присъединява към хемоглобина в кръвта на живия организъм, като така превръща оксихемоглобин в карбоксихемоглобин. Връзките в това съединение са толкова здрави, че не могат да бъдат разрушени от процесите в организма. Тогава хемоглобинът е неспособен да взаимодейства с кислорода, което нарушава способността му да доставя свеж кислород към всички части на тялото и настъпва задушаване.

Вълеродният диоксид е безцветен газ, 1,5 пъти[14] по-тежък от въздуха, кисел на вкус.[29] Не е токсичен, но при големи концентраации е възможно задушаване от недостиг на кислорд. В далечни исторически времена той е бил основен компонент на атмосферата на Земята, но днес е сред второстепенните компоненти.[46] Разтворен във вода, въглеродният диоксид образува въглена киселина (H2CO3), но тя не е стабилна.[47] Чрез тази междинна реакция обаче се формират карбонатни йони. Някои важни минерали са карбонатни, например калцит. Въглеродният диоксид се получава, като някоя форма на въглеродно съединение гори в излишък на кислород.[14] Много от металните карбонати отделят въглероден диоксид при нагряване освобождават CO2:

 

Глюкозната ферментация по време на приготвяне на етанол и алкохол, който се намира в т. нар. „алкохолни напитки“ – вино, бира и др., произвежда голямо количектво CO2 като страничен продукт и глюкозоетанол:

 

Въглеродният триоксид (субоксид)[14] (C2O3) е газ с неприятна миризма, получен при дехидратация на малонова киселина CH2(COOH)2 с P4O5.[14] Той има линейна симетрична молекула, чиято структура може да се представи като O=C=C=C=O. При около 40 °С съединението е нестабилно.[14] Под влиянието на ултравиолетова светлина (процес, известен като фотолиза)[14] C2O3 се разлага до силно реактивната молекула кетен (C2O).[14]

Има и други въглеродни оксиди: (CO3),[48][49] (C5O5),[50] (C6O6),[50] и (C12O9).

С реактивните метали като волфрам, въглеродът образува или карбиди (C4–) или ацетилениди (acetylides) C22– и влиза в състава на сплави с висока точка на топене. Тези аниони се свързват също с метан и ацетилен, и двата слаби киселини. Въглеродът образува с металите, бора и силиция разнообразни съединения, наречени карбиди. С аткивните метали образува солеобразникарбиди: Na2C2, CaC2, Mg4C3, Al4C3.[14] Карбидите са диелектрици, почти безцветни и хидролизират до образуването на въглеводороди. Тъй като електроотрицателността му е 2,5,[51] въглеродът формира предимно ковалентни връзки. Някои карбиди имат ковалентна кристална решетка, например силициевият карбид (карборунд) (SiC), който наподобява диамант. Силициевият и борният карбид са изключително твъди.[29]

Въглеродната киселина (H2CO3) е нетрайна и може да съществува само във воден разтвор. Разпада се до CO2 и H2O. Нейните соли, карбонати (обикновени соли) и хидрогенкарбонати (кисели соли), са стабилни. Всичките ѝ кисели соли са разтворими във вода, докато от карбонатите са разтворими само (NH4)2CO3 и алкалните.[29] Карбонатите реагират с повечето неорганични киселини, както и с някои органични киселини (оцетна, оксалатова),[29] защото H2CO3 е слаба и се замества от по-силните в нейните соли:

 ;  .

Карбонати се образуват при взаимодействие на метален оксид с CO2:

 ,

както и при взаимодействие на метал, метален оксид или метален хидроксид с въглеродна киселина, като при недостиг е възможно и образудането на хидрокарбонати: .

С изключение на карбонатите на алкалните матали и амониевия карбонат,[29] останалите са практически неразторими във вода, а калциевият карбонат е частично разтровим във въглеродна киселина или воден разтвор на CO2 под налягане:[14]

 .

Този процес протича в подземните води, течащи през варовиков пласт в условия на ниско налягане и изпорения от почвените води, съдържащи Ca(HCO3)2. Така протича растежът на сталагтите и сталагмитите.[14] Явлението е известно като карстов процес.

При загряване зсички карбонати се разлагат с отделяне на CO2.

Серовъглеродът (CS2) е аналогичен по състав на CO2, само че кислородните атоми са заменени от серни. Получава се при прекарване на серни пàри през нажежени въглища:[29]

 .

Представлява нискотопяща течност. Мирише неприятно. Почти неразтворим във вода е, но е добър разтворител на сяра, йод, фосфор, смоли и восъци.[29] Лесно се запалва и изгаря до CO2 и SO2.[29]

Органични съединенияРедактиране

 
Структурна формула на метан, най-простото органично съединение
 
Връзка между кръговрата на въглерода и образуването на органични съединения. В растенията въглеродният диоксид се съединява с вода по време на фотосинтезата (зелено) и образува органични съединения, използвани и преобразувани от растенията и животните

Въглеродът има способност да формира много дълги въглеродни вериги – това свойство се нарича катенация (на английски: catenation) от свързани помежду си здрави и стабилни химични връзки C-C. Това му свойство е в основата на огромния брой съединения на въглерода; всъщност известните органични съединения са повече на брой от съединенията на останалите елементи, взети заедно, като се изключат тези на водорода (тъй като почти всички органични съединения съдържат и водород).

Най-простата органична молекула е тази на въглеводородите – голям клас органични съединения, чиито молекули са изградени само от вериги въглерод и атоми водород. Дължината на веригата, страничните разклонения и функционалните групи – всичко това влияе върху свойствата на органичните молекули.

Органичните съединения са предмет на изучаване на органичната химия.

Органичната химия е химия на съединенията на въглерода, тъй като влиза в състава на всички органични съединения. Дълго време, до средата на 19 век, химиците са смятали, че органичните вещества се образуват от неорганичните само в живите организми в резултат на действието на „жизнена сила“. С това се обяснява названието, дадено на органичната химия. През 1828 г. немският химик Фридрих Вьолер получил химичното вещество карбамид (урея), съдържащо се в урината на бозайниците, като нагрял воден разтвор на амониев цианид.[14] На това основание Вьолер направил извода, че органичните вещества могат да се получат и в лабораторни условия. Сега са известни милиони химични съединения. Това изключително многообразие произтича от способността на въглерода да образува здрави двойни и тройни връзки, както между своите атоми, така и с атоми на други елементи и да създава устойчиви вериги и цикли.

Въглеводородите имат важни приложения в индустрията като хладилни агенти, смазки, разтворители, като суровина при производството на пластмаси и петролни продукти, както и като горива.

При съединение с кислород и водород въглеродът образува множество биологични съединения като захари, лигнани (lignans), хитини, алкохоли, мазнини и ароматни естери, каротиноиди и терпени (terpenes). С азот образува алкалоиди, а с добавка на сяра образува антибиотици, аминокиселини и каучукови продукти. С добавянето на фосфор към предходните елементи въглеродът формира ДНК и РНК, химическите носители на наследствеността, както и аденозинтрифосфат (ATP), най-важната молекула за трансфер на енергия при живите клетки.

През 2006 г. американски физици теоретици съобщават в списание Physical Review B, че в резултат от взаимодействие на графен с водород може да се образува ново вещество – двумерен хидрокарбонат с химична формула (CH)n, който нарекли „графан“. Група учени от Англия, Русия и Нидерландия по пътя на хидриране успели да превърнат графен в графан[52]. Полученото съединение има двумерна хексагонална решетка като графена, но водородните атоми се присъединяват по три от двете страни на плоскостта към атомите на въглерода през един в хексагоналното им разпределение, което деформира изходния графен. За разлика от графена, графанът е диелектрик. Предполага се, че може да бъде използван за развитието на графеновата електроника, както и във водородната енергетика при ефективни способи за складиране на водород.[14]

ПроизводствоРедактиране

В редица страни в света е усвоено промишленото производство на изкуствени диаманти. За получаването им изходен продукт се явява графита, както и други богати на въглерод материали, които се подлагат на високо налягане (повече от 5000 атмосфери) и температура над 1200°С. Важно условие за получаването на диаманти е наличието на катализатори, като желязо, никел, титан, платинови материали и др.

По-големите и прозрачни кристали на естествените диаманти (елмази)[14] след оформянето и шлифоването, се наричат „брилянти“ и се използват за изработване на бижутерийни изделия. Големината на брилянтите се определя от извънсистемната единица „карат“, като 1 карат е 0,2 грама.

ПриложениеРедактиране

Около 80-85%[14] от добитите диаманти се използва в техниката, предимно в металообработващата промишленост за изработка на инструменти за пробиване, рязане и шлифовка на особено твърди материали. Диамантени свредла се използват също при прокопаването на тунели в твърди скали, както и за изготвяне на сонди, триони[29] и особено точни прибори и инструменти.

Използването на графита от художниците започва едва през 17 век. Тогава графитни детайли са били включвани в скици, по-често в пейзажната живопис на датски художници. Графитът е бил използван и при правене на предварителни скици за рисунки, но рисунки в завършен вид е било рядкост. В края на 18 век е конструиран предшественикът на модерния молив във форма на пръчка от натурален графит, поставена в кух дървен цилиндър. През 1795 г. френският изобретател Никола-Жак Конте измислил метод за направа на моливни пръчки от смес на графит и глина – истински прототип на модерния графитов молив.[14]

Различните видове въглища и саждите притежават голяма разгърната повърхност, поради което се използват като катализатори или адсорбатори на газове и течности.[14]

Високата температурна устойчивост на графита обуславя използването му в огнеупорни материали (тигли)[29] и изделия. Благодарение на химическата си устойчивост, той се използва в химическата промишленост като конструкционен метал. Ниският коефициент на триене на графита позволява приготвянето на антифракционни и смазочни материали (диспергиран в масло)[29] на негова основа. Високо чист графит се полага в ядрената енергетика – в реакторостроенето, като забавител на неутрони.[14] Графитът се използва в производството на моливи (с прибавка на подходяща глина), а също и в производството на някои бои, електроди, четки за електромотори др.

Калциевият карбид се използва за получаване на ацетилен, а алуминиевият карбид – за получаването на метан.

Твърдият въглероден диоксид (сух лед) се използва като охладител и като удобен експлозив в каменовъглените мини, тъй като няма опасност от запалване.[29] В хранителната промишленост се добавя в разхладителни напитки,[29] например Кока Кола.

Фосгенът се използва в органичния синтез, както и като бойно отровно вещество.[29]

Серовъглеродът се употребява като разтворител в органичния синтез и е съставна част на препарати за растителна защита.[29]

Екологични проблемиРедактиране

Изгарянето на въглеродсъдържащи съединения до CO2, който е парников газ, довежда до т. нар. парников ефект. Това е естествен процес, задържащ температурата на Земята постоянна. През 20 и 21 в., засиленото изгаряне на нефт, въглища и др. невъзобновяеми енергийни източници, довежда до неестествено висок парников ефект.

През последните години въглеродният диоксид предизвиква киселинни дъждове. Вкарва се фино диспрегиран в облака, където предизвиква кристализация, уедряване и валеж под формата на дъжд или сняг.[29]

Вижте същоРедактиране

ИзточнициРедактиране

  1. Fourier Transform Spectroscopy of the System of CP. //
  2. Fourier Transform Spectroscopy of the Electronic Transition of the Jet-Cooled CCI Free Radical. //
  3. Carbon: Binary compounds. //
  4. а б в Haaland, D. Graphite-liquid-vapor triple point pressure and the density of liquid carbon. // Carbon 14. 1976. DOI:6223(76)90010 – 5 10.1016/0008 – 6223(76)90010 – 5. с. 357.
  5. а б в Savvatimskiy, A. Measurements of the melting point of graphite and the properties of liquid carbon (a review for 1963 – 2003). // Carbon 43. 2005. DOI:10.1016/j.carbon.2004.12.027. с. 1115.
  6. а б Material Properties – Misc Materials. // www.nde-ed.org.
  7. Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds, in Handbook of Chemistry and Physics 81st edition, CRC press.
  8. а б в г Properties of diamond, Ioffe Institute Database
  9. History of Carbon and Carbon Materials – Center for Applied Energy Research – University of Kentucky. // Caer.uky.edu.
  10. Carbon – Naturally occurring isotopes. // WebElements Periodic Table. Посетен на 9 октомври 2008.
  11. Ritter, Stephen K.. Six bonds to carbon: Confirmed. // Chemical & Engineering News.
  12. Periodic Table: Date of Discovery. // Chemical Elements.com. Посетен на 13 март 2007.
  13. Timeline of Element Discovery. // Посетен на 13 март 2007.
  14. а б в г д е ж з и к л м н о п р с т у ф х ц ч ш щ ю я аа аб ав аг ад ае аж аз аи ак ал ам ан ао ап ар ас ат ау аф ах ац ач аш ащ аю ая ба бб бв бг бд бе Лефтеров, Димитър. химичните елементи и техните изотопи. Издателство на БАН „Проф. Марин Дринов“, 2015. ISBN 978-954-322-831-7. с. 58 – 67.
  15. World of Carbon – Interactive Nano-visulisation in Science &Engineering Education (IN-VSEE). // Посетен на 9 октомври 2008.
  16. а б Chemistry Operations. Carbon. // Los Alamos National Laboratory, 15 декември 2003. Посетен на 9 октомври 2008.
  17. Biological Abundance of Elements. // The Internet Encyclopedia of Science. Посетен на 9 октомври 2008.
  18. Chinese made first use of diamond. // BBC News, 17 май 2005. Посетен на 21 март 2007.
  19. Peter van der Krogt, Peter. Carbonium/Carbon at Elementymology & Elements Multidict. // Посетен на 21 декември 2007.
  20. R-A Ferchault de Réaumur, R-A. L'art de convertir le fer forgé en acier, et l'art d'adoucir le fer fondu, ou de faire des ouvrages de fer fondu aussi finis que le fer forgé (English translation from 1956). Paris, Chicago, 1722.
  21. Senese, Fred. Who discovered carbon?. // Frostburg State University. Посетен на 24 ноември 2007.
  22. H. W. Kroto, J. R. Heath, S. C. O'Brien, R. F. Curl and R. E. Smalley. C60: Buckminsterfullerene. // Nature 318. 1985. DOI:10.1038/318162a0. с. 162 – 163.
  23. а б Peter Unwin. Fullerenes(An Overview). // Посетен на 8 декември 2007.
  24. а б PJF Harris, PJF и др. Fullerene-related structure of commercial glassy carbons. // Philosophical Magazine, 84, 3159 – 3167 116. 2004. DOI:10.1007/s10562-007-9125-6. с. 122.
  25. Greenville Whittaker, A.. The controversial carbon solid−liquid−vapour triple point. // Nature 276. 1978. DOI:10.1038/276695a0. с. 695.
  26. J.M. Zazula. On Graphite Transformations at High Temperature and Pressure Induced by Absorption of the LHC Beam. // CERN, 1997. Посетен на 6 юни 2009.
  27. C. Lee и др. Measurement of the Elastic Properties and Intrinsic Strength of Monolayer Graphene. // Science 321 (5887). 2008. DOI:10.1126/science.1157996. с. 385.
  28. Sanderson, Bill. Toughest Stuff Known to Man: Discovery Opens Door to Space Elevator. // nypost.com, 25 август 2008. Посетен на 9 октомври 2008.
  29. а б в г д е ж з и к л м н о п р с т у ф х ц ч ш щ ю я аа аб ав аг ад ае аж аз аи ак проф. Иванов, Иван, доц. Върбанова, Сийка. Неорганична химия. Земезит София, 1974. с. 212 – 215.
  30. Carbon nanotubes—preparation and properties. Boca Raton, Florida, CRC Press, 1997.
  31. Carbon nanotubes: synthesis, structures, properties and applications. // Topics in Applied Physics 80. Berlin, Springer, 2001. ISBN 3540410864.
  32. Nasibulin, Albert G. и др. A novel hybrid carbon material. // Nature Nanotechnology 2 (3). 2007. DOI:10.1038/nnano.2007.37. с. 156 – 161.
  33. Nasibulin, A и др. Investigations of NanoBud formation. // Chemical Physics Letters 446. 2007. DOI:10.1016/j.cplett.2007.08.050. с. 109 – 114.
  34. Vieira, R. Synthesis and characterisation of carbon nanofibers with macroscopic shaping formed by catalytic decomposition of C2H6/H2 over nickel catalyst. // Applied Catalysis A 274. 2004. DOI:10.1016/j.apcata.2004.04.008. с. 1 – 8.
  35. Clifford, Frondel и др. Lonsdaleite, a new hexagonal polymorph of diamond. // Nature 214. 1967. DOI:10.1038/214587a0. с. 587 – 589.
  36. Rode, A.V. и др. Structural analysis of a carbon foam formed by high pulse-rate laser ablation. // Applied Physics A-Materials Science & Processing 69. 1999. DOI:10.1007/s003390051522. с. S755–S758.
  37. Carbyne and Carbynoid Structures Series: Physics and Chemistry of Materials with Low-Dimensional Structures, Vol. 21 Heimann, R.B.; Evsyukov, S.E.; Kavan, L. (Eds.) 1999, 452 p., ISBN 0-7923-5323-4
  38. Mark. Meteorite Craters. University of Arizona Press, 1987.
  39. R. Stefanenko. Coal Mining Technology: Theory and Practice. Society for Mining Metallurgy, 1983. ISBN 0895204045.
  40. Kasting, James. The Carbon Cycle, Climate, and the Long-Term Effects of Fossil Fuel Burning. // Consequences: the Nature and Implication of Environmental Change 4 (1). 1998.
  41. Gannes, Leonard Z.. Natural Abundance Variations in Stable Isotopes and their Potential Uses in Animal Physiological Ecology. // Comparative Biochemistry and Physiology – Part A: Molecular & Integrative Physiology 119 (3). 1998. DOI:10.1016/S1095-6433(98)01016-2. с. 725 – 737.
  42. Official SI Unit definitions. // Посетен на 21 декември 2007.
  43. Brown, Tom. Carbon Goes Full Circle in the Amazon. // Lawrence Livermore National Laboratory, 1 март 2006. Посетен на 25 ноември 2007.
  44. Haldane J.. The action of carbonic oxide on man. // Journal of Physiology 18 (5 – 6). 1895. с. 430 – 462.
  45. Gorman, D и др. The clinical toxicology of carbon monoxide. // Toxicology 187 (1). 2003. DOI:10.1016/S0300-483X(03)00005-2. с. 25 – 38.
  46. JS Levine, TR Augustsson and M Natarajan. The prebiological paleoatmosphere: stability and composition. // Origins of Life and Evolution of Biospheres 12 (3). 1982. DOI:10.1007/BF00926894. с. 245 – 259.
  47. T. Loerting и др. On the Surprising Kinetic Stability of Carbonic Acid. // Angew. Chem. Int. Ed. 39. 2001. DOI:<891::AID-ANIE891>3.0.CO;2-E 10.1002/(SICI)1521-3773(20000303)39:5<891::AID-ANIE891>3.0.CO;2-E. с. 891 – 895.
  48. Sabin, J. R.. A theoretical study of the structure and properties of carbon trioxide. // Chemical Physics Letters 11 (5). 1971. DOI:2614(71)87010 – 0 10.1016/0009 – 2614(71)87010 – 0. с. 593 – 597.
  49. Moll N. G., Clutter D. R., Thompson W. E.. Carbon Trioxide: Its Production, Infrared Spectrum, and Structure Studied in a Matrix of Solid CO2. // Journal of Chemical Physics 45 (12). 1966. DOI:10.1063/1.1727526. с. 4469 – 4481.
  50. а б Alexander J. Fatiadi. Cyclic Polyhydroxy Ketones. I. Oxidation Products of Hexahydroxybenzene (Benzenehexol). // Journal of Research of the National Bureau of Standards A: Physics and Chemistry 67A (2). 1963. с. 153 – 162.
  51. L. Pauling. The Nature of the Chemical Bond. 3rd. Ithaca, NY, Cornell University Press, 1960. с. 93.
  52. Science 2009, vol. 323, p. 610 – 3
    Тази страница частично или изцяло представлява превод на страницата „Carbon“ в Уикипедия на английски. Оригиналният текст, както и този превод, са защитени от Лиценза „Криейтив Комънс - Признание - Споделяне на споделеното“, а за съдържание, създадено преди юни 2009 година — от Лиценза за свободна документация на ГНУ. Прегледайте историята на редакциите на оригиналната страница, както и на преводната страница. Вижте източниците на оригиналната статия, състоянието ѝ при превода и списъка на съавторите.