Лекция 1 углерод. Строение атома углерода. Свойства углерода
 Скачать 198.5 Kb.
|
|
ЛЕКЦИЯ 1 УГЛЕРОД. СТРОЕНИЕ АТОМА УГЛЕРОДА. СВОЙСТВА УГЛЕРОДА. Предметом изучения в рамках дисциплины «Основы физики и химии алмаза» является алмаз. Мы рассмотрим строение алмаза, обуславливающее его химические и физические свойства. Алмаз является уникальным природным веществом, обладающим такими уникальными свойствами, что с давних пор ему приписывали магические свойства. Алмаз считали чудодейственным камнем и могущественным талисманом. Полагали, что человек, носящий его, сохраняет память и веселое расположение духа, не знает болезней желудка, на него не действует яд, он храбр и верен. Трудно представить, что алмаз (рис. 1) - самый твердый из известных природных материалов является одной из полиморфных (отличающихся расположением атомов в кристаллической решетке) модификаций углерода, другая модификация которого — графит (рис.2), мягкое вещество, использующееся в качестве смазки и грифелей для карандашей. Алмаз и графит являются основными и хорошо изученными кристаллическими модификациями углерода. В алмазе, имеющем кубическую структуру, каждый атом углерода окружен четырьмя такими же атомами, которые образуют правильную четырехгранную пирамиду. Графит же имеет слоистую структуру, в которой прочные связи между атомами углерода существуют только внутри слоя, где атомы образуют гексагональную сетку. Связь же между отдельными слоями очень слабая, поэтому они могут легко скользить относительно друг друга и остаются на бумаге в виде микрочешуек, когда мы пишем карандашом.  Рис.1. Природный кристалл алмаза в породе и бриллиант.  Рис. 2. Графит. Углеро́д в виде древесного угля применялся в глубокой древности для выплавки металлов. Элементарная природа углерода установлена А.Лавуазье в конце 1780-х годов. Из атомов углерода состоят не только графит и алмаз. Углерод существует во множестве аллотропных модификаций с очень разнообразными физическими свойствами. Разнообразие модификаций обусловлено способностью углерода образовывать химические связи разного типа.  Приведем некоторые сведения о нахождении углерода в природе. Содержание углерода в земной коре 0,1 % по массе. Свободный углерод находится в природе в виде алмаза и графита. Основная масса углерода в виде природных карбонатов (известняки и доломиты), горючих ископаемых — антрацит (94—97 % С), бурые угли (64—80 % С), каменные угли (76—95 % С), горючие сланцы (56—78 % С), нефть (82—87 % С), горючих природных газов (до 99 % метана), торф (53—56 % С), а также битумы и др. В атмосфере и гидросфере находится в виде диоксида углерода СО2, в воздухе 0,046 % СО2 по массе, в водах рек, морей и океанов в 60 раз больше. Углерод входит в состав растений и животных (18 %). В организм человека углерод поступает с пищей (в норме около 300 г в сутки). Общее содержание углерода в организме человека достигает около 21 % (15 кг на 70 кг массы тела). Углерод составляет 2/3 массы мышц и 1/3 массы костной ткани. Выводится из организма преимущественно с выдыхаемым воздухом (углекислый газ) и мочой (мочевина). Рис.3. Схема атома углерода. Кругооборот углерода в природе включает биологический цикл, выделение СО2 в атмосферу при сгорании ископаемого топлива, из вулканических газов, горячих минеральных источников, из поверхностных слоев океанических вод и др. Биологический цикл состоит в том, что углерод в виде СО2 поглощается из тропосферы растениями. Затем из биосферы вновь возвращается в геосферу: с растениями углерод попадает в организм животных и человека, а затем при гниении животных и растительных материалов — в почву и в виде СО2 — в атмосферу. В парообразном состоянии и в виде соединений с азотом и водородом углерод обнаружен в атмосфере Солнца, планет, он найден в каменных и железных метеоритах. Большинство соединений углерода, и, прежде всего, углеводороды, обладают ярко выраженным характером ковалентных соединений. Прочность простых, двойных и тройных связей атомов углерода между собой, способность образовывать устойчивые цепи и циклы из атомов углерода обусловливают существования огромного числа углеродсодержащих соединений, изучаемых органической химией. Среди них наиболее обширные группы: углеводороды, белки, жиры и др. Природный углерод состоит из двух стабильных нуклидов — 12С (98,892 %) и 13С (1,108 %) и одного радиоактивного нуклида 14С (β-излучатель, Т½= 5730 лет), сосредоточенного в атмосфере и верхней части земной коры. Он постоянно образуется в нижних слоях стратосферы в результате воздействия нейтронов космического излучения на ядра азота по реакции: 14N (n, p) 14C, а также, с середины 1950-х годов, как техногенный продукт работы АЭС и в результате испытания водородных бомб. На образовании и распаде 14С основан метод радиоуглеродного датирования, широко применяющийся в геологии и археологии. Химические свойства углерода следующие. При обычных температурах углерод химически инертен, при достаточно высоких температурах он соединяется со многими элементами, проявляет сильные восстановительные свойства. Химическая активность разных форм углерода убывает в ряду: аморфный углерод, графит, алмаз, на воздухе они воспламеняются при температурах соответственно выше 300—500 °C, 600—700 °C и 850—1000 °C. Атомный номер углерода в периодической системе элементов 6. Атомная масса 12,011. Символ С. Расположение электронов 2-4. Строение атома углерода приведено на рис. 1. Степени окисления +4, −4, редко +2 (СО, карбиды металлов), +3 (C2N2, галогенцианы. Свойства углерода сведены в таблицу 1. Углерод реагирует со многими элементами с образованием неорганических соединений - карбидов. Продукты горения — оксид углерода СО и диоксид СО2. Известен также неустойчивый оксид С3О2 (температура плавления −111 °C, температура кипения 7 °C) и некоторые другие оксиды. Графит и аморфный углерод начинают реагировать с Н2 при 1200 °C, с F2 — соответственно 900 °C. CO2 с водой образует угольную кислоту — H2CO3, которая реагирует со многими металлами с образованием карбонатов. На Земле наиболее широко распространены карбонаты кальция и магния. Графит с галогенами, щелочными металлами и др. веществами образуетсоединения включения. При пропускании электрического разряда между угольными электродами в среде N2 образуется циан, при высоких температурах взаимодействием углерода со смесью Н2 и N2 получают синильную кислоту. С серой углерод дает сероуглерод CS2, известны также CS и C3S2. С большинством металлов, бором и кремнием углерод образует карбиды. Важна в промышленности реакция углерода с водяным паром: С + Н2О = СО + Н2. При нагревании углерод восстанавливает оксиды металлов до металлов, что широко используется в металлургии. Таблица 1 Свойства углерода
Таким образом, углерод играет огромную роль в жизни человека. Его применения столь же разнообразны, как сам этот многоликий элемент. Нас же интересует его модификация – алмаз. Алмаз, благодаря исключительной твердости, незаменимый абразивный материал. Кроме этого, ограненные алмазы — бриллианты используются в качестве драгоценных камней в ювелирных украшениях. Благодаря редкости, высоким декоративным качествам и стечению исторических обстоятельств, алмаз неизменно является самым дорогим драгоценным камнем. Исключительно высокая теплопроводность алмаза (до 2000 Вт/м•К) делает его перспективным материалом для полупроводниковой техники в качестве подложек для процессоров. Но относительно высокая цена (около 50 долларов/грамм) и сложность обработки алмаза ограничивают его применение в этой области. В то же время определенные успехи в области выращивания алмазных пленок уже сейчас позволяют говорить вполне серьёзно о смене «кремниевой эры» в микроэлектронике на «алмазную эпоху». Это позволит в тысячи и десятки тысяч раз увеличить быстродействие компьютеров, а в сочетании с нанотехнологиями и применением оптических способов управления такими процессорами поднять скорость компьютеров от современного уровня свыше миллиарда раз. Литература:
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||