Карбон (лат. Carboneum, C) — хімічний елемент IV групи періодичної системи Менделєєва. Відомі два стабільні ізотопи І2С (98,892 %) іІЗС (1,108 %).
Вуглець відомий із глибокої давнини. Деревне вугілля служило для відновлення металів із руд, алмаз — як дорогоцінний камінь. Значно пізніше почав застосовуватися графіт для виготовлення тиглів та олівців.
У 1778 p. K. Шеєле, нагріваючи графіт із селітрою, виявив, що при цьому, як і при нагріванні вугілля із селітрою, виділяється вуглекислий газ. Хімічний склад алмаза був встановлений у результаті дослідів А. Лавуазьє (1772) із вивчення горіння алмаза на повітрі й у результаті досліджень С. Теннанта (1797), який довів, що однакові кількості алмаза й вугілля дають при окисненні рівні кількості вуглекислого газу. Карбон як хімічний елемент був визнаний тільки в 1789 р. А. Лавуазьє. Латинську назву carboneim Карбон отримав від carbo — вугілля.
Середній вміст Карбону в земній корі складає 2,3 • 10-2 % за масою. Карбон накопичується у верхній частині земної кори (біосфері): у живій речовині 18 % Карбону, у деревині — 50 %, у кам'яному вугіллі — 80 %, у нафті — 85 % в антрациті — 96 %. Значна частина Карбону літосфери зосереджена у вапняках і доломітах.
Число власних мінералів Карбону — 112, винятково велике число органічних сполук Карбону — вуглеводні й їхні похідні.
З накопиченням Карбону в земній корі пов'язані нагромадження і багатьох інших елементів, що сорбуються органічною речовиною й осаджуються у вигляді нерозчинних карбонатів і т. ін.
У порівнянні із середнім умістом Карбону в земній корі, людство у винятково великих кількостях видобуває Карбон із надр (вугілля, нафта, природний газ), тому що ці копалини — основні сучасні джерела енергії.
Карбон широко розповсюджений також у космосі; на Сонці він займає четверте місце після Гідрогену, Гелію й Кисню.
ФІЗИЧНІ Й ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ
Відомі чотири кристалічні модифікації вуглецю: графіт, алмаз, карбін і лонсдейліт.
Графіт — сіро-чорна, непрозора, жирна на дотик, дуже м'яка маса з металевим блиском.
Алмаз — дуже тверда кристалічна речовина. Кристали мають кубічну гра-нецентровану решітку (А = 3,560Е). Помітне перетворення алмаза на графіт гається при температурах понад 1 400 °С у вакуумі або в інертній атмосфері. При атмосферному тиску й температурі близько 3 700 °С графіт випаровується.
Рідкий вуглець можна отримати при тиску вищому за 103 МПа, і температурах вищих за 3 700 °С. Для твердого вуглецю (кокс, сажа, деревне вугілля) характерним є також стан із неупорядкованою структурою — «аморфний» вуглець, який не являє собою самостійної модифікації; в основі його будови лежить структура дрібнокристалічного графіту. Нагрівання деяких різновидів «аморфного» вуглецю вище за 1 500—1 600 °С без доступу повітря викликає їхнє перетворення на графіт. Фізичні властивості «аморфного» вуглецю дуже сильно залежать від дисперсності частинок і наявності домішок. Густина, теплоємність, теплопровідність і електропровідність «аморфного» вуглецю завжди вища, ніж графіту.
Лонсдейліт знайдений у метеоритах і отриманий штучно; його структура й властивості остаточно не встановлені.
Електронна конфігурація зовнішньої оболонки атому Карбону 2s22p2
Для Карбону характерним є утворення чотирьох ковалентних зв'язків, обумовлене збудженням зовнішньої оболонки до стану 2s'2p3:
Тому Карбон здатний однаковою мірою як притягати, так і віддавати електрони. Хімічний зв'язок може здійснюватися за рахунок утворення sp3-, sp2- і sp-гібридних орбіталей, яким відповідають координаційні числа 4, 3 і 2. Кількість валентних електронів Карбону й кількість валентних орбіталей однакові — це одна з причин стійкості зв'язку між атомами Карбону.
Объяснение:
1.
Характеристика серы:
1). Название элемента -сера
химический символ - S, порядковый номер - № 16 ,
атомная масса Ar=32 Группа - 6, подгруппа- главная , 3-й период
Заряд ядра атома Z=+16 (в ядре 16 протонов-
p⁺ и 16 нейтронов - n⁰)
Вокруг ядра атома 3 энергетических уровня, на
которых располагаются 16 электрона.
2). Исходя из вышеизложенного напишем строение атома серы и ее электронную формулу: а). Модель атома при дуг: а). Модель атома при дуг:
₊₁₆S)₂)₈)₆
б). Модель атома, электронная формула: ₊₁₆S 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴
в).Электронно-графическая модель атома:
p ⇵ ⇵ -
3уровень s ⇵
p ⇅ ⇅ ⇅
2уровень s ⇅
1уровень s ⇅
₊₁₆S
3). Простое вещество сера неметалл, состоит из одного атома и из n атомов (S)n., Валентность в соединениях равна 6,4,2; степень окисления +6, +4, -2. Сера может быть, как восстановителем так и окислителем
4). Формула высшего оксида: SO₃ – кислотный оксид.
5). Формулы гидроксид: H₂SO₄ серная
6). Образует неорганическое соединение с водородом: H₂S. сероводород— бесцветный ядовитый, с неприятным запахом тухлых яиц. Растворяется в воде, слабую сероводородную кислоту
2. Валентность в соединениях равна 6,4,2; степень окисления +6, +4, -2. Сера может быть, как восстановителем так и окислителем
3. AI₂S₃⁻² S⁺⁴OCI₂ H₂S⁺⁴O₃ Na₂S⁺⁶O₄ S⁰ H₂S⁻² AI₂(S⁺⁶O₄)₃
4. Сера представляет собой твердое хрупкое вещество желтого цвета, в воде практически нерастворима, не смачивается водой и плавает на ее поверхности. t°кип = 445°С.
5. Для серы характерны несколько аллотропных модификаций, но наиболее известные видоизменения: ромбическая (кристаллическая)S₈. Наиболее устойчивая модификация. Моноклинная (игольчатая)S₈.Устойчивая при температуре более 96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую. Пластическая Sn - коричневая резиноподобная (аморфная) масса. Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую.
9. ПРИМЕНЕНИЕ СЕРЫ:
Сера жизненно необходима для роста растений и животных, она входит в состав живых организмов и продуктов их разложения, ее много, например, в яйцах, капусте, хрене, чесноке, горчице, луке, волосах, шерсти и т.д. Она присутствует также в углях и нефти.
Примерно половина производимой серы используется в производстве серной кислоты. Серу применяют для вулканизации каучука, как фунгицид в сельском хозяйстве и как сера коллоидная — лекарственный препарат.
Необходима для того, чтобы превратить каучук в резину. Этот процесс называют вулканизацией каучука. Резиновая промышленность потребляет до 10% общего объема получаемой серы.
Входит в состав лекарственных средств против паразитов и заболеваний кожи (чесотка, псориаз и др), средств для ванн против ревматизма и подагры, некоторых лекарств, принимаемых внутрь.
Применяется в химической промышленности: почти 50% всей производимой в мире серы идет для получения серной кислоты, еще четверть — для получения сульфитов; до 15% используется в производстве инсектицидов для борьбы с вредителями винограда, хлопчатника и некоторых других культур.
Применяется также:
Для изготовления красок и ультрамарина для лако-красочной промышленности, полимеров и синтетических волокон, диоксида серы, сероуглерода, сульфатов, люминофоров, эбонита, удобрений;
Для изготовления многих пиротехнических и взрывчатых смесей, в том числе пороха и состава для спичечных головок;
Для изготовления бумаги;
Для создания некоторых сталей с особыми свойствами;
Дя дезинфекции овощехранилищ, птичников, подвалов в сельском хозяйстве;
Для виноделия, при хранении овощей и фруктов.
10. S+O₂=SO₂, S+H₂=H₂S, 3S+2AI=AI₂S₃, S+Mg=MgS, S+Hg=HgS S+Na=Na₂S
11. Бинарное химическое соединение водорода и серы. Химическая формула — H₂S. Бесцветный газ со сладковатым вкусом, с характерным неприятный тяжёлый запах тухлых яиц (тухлого мяса). Плохо растворим в воде, хорошо — в этаноле. В больших концентрациях ядовит. Огнеопасен. Концентрационные пределы воспламенения в смеси с воздухом составляют 4,5—45 % сероводорода.
12. PbS,CuS и NiS черного цвета, CdS желтого цвета, ZnS белого цвета, MnS розового цвета, Sb₂S₃ коричневого цвета, Cr₂S₃ грязно зеленого цвета, As₂S₃ светлооранжевого цвета.
13. H₂S+2NaOH=Na₂S+2H₂O
H₂S+2O₂(недостаток)=S+2H₂O
2H₂S+3O₂(избыток)=2SO₂+2H₂O
2H₂S+SO₂=3S+2H₂O
Na₂Cr₂⁺⁶O₇+H₂S⁻²+H₂SO₄→S⁰+H₂O+Na₂SO₄+Cr₂⁺³(SO₄)₃
S⁻²-2e⁻→S⁰ 2 3
6
Cr⁺⁶+3e⁻→Cr⁺³ 3 2
S⁻²восстановитель, процесс окисления
Cr⁺⁶окислитель, процесс восстановления
Na₂Cr₂O₇+3H₂S+4H₂SO₄=3S+7H₂O+Na₂SO₄+Cr₂(SO₄)₃
H₂S⁻²+HN⁺⁵O₃→H₂S⁺⁶O₄+N⁺⁴O₂+H₂O
S⁻²-8e⁻→S⁺⁶ 8 1
8
N⁺⁵+1e⁻→N⁺⁴ 1 8
S⁻² восстановитель, процесс окисления
N⁺⁵ окислитель, процесс восстановления
H₂S+8HNO₃=H₂SO₄+8NO₂+4H₂O
Fe⁺³CI₃+H₂S⁻²→ S⁰+Fe⁺²CI₂+HCI
Fe⁺³-1e⁻→ Fe⁺² 1 2
2
S⁻²-2e⁻→S⁰ 2 1
Fe⁺³ окислитель, процесс восстановления
S⁻² восстановитель, процесс окисления
2FeCI₃+H₂S= S+2FeCI₂+2HCI
H₂S⁻²+HMn⁺⁷O₄→S⁰+Mn⁺⁴O₂+H₂O
S⁻²-2e⁻→S⁰ 2 3
6
Mn⁺⁷+3e⁻→Mn⁺⁴ 3 2
S⁻² восстановитель, процесс окисления
Mn⁺⁷ окислитель, процесс восстановления
3H₂S+2HMnO₄=3S+2MnO₂+4H₂O
KJ+AgNO3-->AgJ+KNO3
2.
H2SO4+2NaOH-->Na2SO4+2H2O