Resumen de la lección "Estructura del átomo de carbono. Estados de valencia del átomo de carbono"

El carbono es quizás el elemento químico principal y más sorprendente de la Tierra, porque con su ayuda se forma una cantidad colosal de diversos compuestos, tanto inorgánicos como orgánicos. ¡El carbono es la base de todos los seres vivos; podemos decir que el carbono, junto con el agua y el oxígeno, es la base de la vida en nuestro planeta! El carbono tiene una variedad de formas que no son similares ni en sus propiedades fisicoquímicas ni en apariencia. ¡Pero es todo carbono!

Historia del descubrimiento del carbono.

El carbono es conocido por la humanidad desde la antigüedad. Los antiguos griegos utilizaban el grafito y el carbón, y los diamantes se utilizaron en la India. Es cierto que los compuestos de apariencia similar a menudo se confundían con grafito. Sin embargo, el grafito tuvo un uso generalizado en la antigüedad, particularmente para escribir. Incluso su nombre proviene de la palabra griega "grapho" - "escribo". El grafito ahora se usa en lápices. Los diamantes comenzaron a comercializarse por primera vez en Brasil en la primera mitad del siglo XVIII, desde entonces se han descubierto muchos yacimientos y en 1970 se desarrolló la tecnología para producir diamantes artificialmente. Estos diamantes artificiales se utilizan en la industria, mientras que los naturales, a su vez, se utilizan en joyería.

Carbono en la naturaleza

La cantidad más importante de carbono se acumula en la atmósfera y la hidrosfera en forma de dióxido de carbono. La atmósfera contiene aproximadamente un 0,046% de carbono y una cantidad aún mayor se disuelve en el océano mundial.

Además, como vimos anteriormente, el carbono es la base de los organismos vivos. Por ejemplo, ¡un cuerpo humano de 70 kg contiene aproximadamente 13 kg de carbono! ¡Es sólo en una persona! Y el carbono también se encuentra en todas las plantas y animales. Así que considera...

Ciclo del carbono en la naturaleza.

Modificaciones alotrópicas del carbono.

El carbono es un elemento químico único que forma las llamadas modificaciones alotrópicas o, más simplemente, diversas formas. Estas modificaciones se dividen en cristalinas, amorfas y en forma de racimos.

Las modificaciones cristalinas tienen una red cristalina regular. Este grupo incluye: diamante, fullerita, grafito, lonsdaleita, fibras de carbono y tubos. La gran mayoría de las modificaciones cristalinas del carbono ocupan el primer lugar en el ranking "Los materiales más duros del mundo".

Las formas amorfas están formadas por carbono con pequeñas mezclas de otros elementos químicos. Los principales representantes de este grupo: carbón (piedra, madera, activado), hollín, antracita.

Los compuestos más complejos y de alta tecnología son los compuestos de carbono en forma de grupos. Los grupos son una estructura especial en la que los átomos de carbono están dispuestos de tal manera que forman una forma hueca, que se llena desde el interior con átomos de otros elementos, por ejemplo, agua. No hay muchos representantes en este grupo; incluye nanoconos de carbono, astralenos y dicarbonos.

Aplicación de carbono

El carbono y sus compuestos son de gran importancia en la vida humana. Los principales tipos de combustible de la Tierra (gas natural y petróleo) se forman a partir de carbono. Los compuestos de carbono se utilizan ampliamente en las industrias química y metalúrgica, la construcción, la ingeniería mecánica y la medicina. Las modificaciones alotrópicas en forma de diamantes se utilizan en joyería, y la fullerita y lonsdaleita en la ciencia espacial. A partir de compuestos de carbono se elaboran diversos lubricantes para mecanismos, equipos técnicos y mucho más. Actualmente, la industria no puede prescindir del carbono; ¡se utiliza en todas partes!

Considerada como la química de los compuestos de carbono, pero, rindiendo homenaje a la historia, todavía se la sigue llamando química orgánica. Por eso, es muy importante considerar con más detalle la estructura del átomo de este elemento, la naturaleza y dirección espacial de los enlaces químicos que forma.

La valencia de un elemento químico suele estar determinada por el número de electrones desapareados. El átomo de carbono, como se desprende de la fórmula gráfica del electrón, tiene dos electrones desapareados, por lo que, con su participación, se pueden formar dos pares de electrones que realicen dos enlaces covalentes. Sin embargo, en los compuestos orgánicos el carbono no es divalente, sino siempre tetravalente. Esto puede explicarse por el hecho de que en un átomo excitado (que ha recibido energía adicional), los electrones 2p están emparejados y uno de ellos se mueve al orbital 2p:

Un átomo así tiene cuatro electrones desapareados y puede participar en la creación de cuatro enlaces covalentes.

Para formar un enlace covalente, el orbital de un átomo debe superponerse al orbital de otro. Además, cuanto mayor sea la superposición, más fuerte será la conexión.

En la molécula de hidrógeno H2, la formación de un enlace covalente se produce debido a la superposición de orbitales s (Fig. 3).

La distancia entre los núcleos de los átomos de hidrógeno, o longitud del enlace, es 7,4 * 10 -2 nm y su fuerza es 435 kJ/mol.

A modo de comparación: en la molécula de flúor F2, se forma un enlace covalente debido a la superposición de dos orbitales p.

La longitud del enlace flúor-flúor es 14,2 · 10 -2 nm y la fuerza (energía) del enlace es 154 kJ/mol.

Los enlaces químicos formados por la superposición de orbitales de electrones a lo largo de una línea de enlace se denominan enlaces α (enlaces sigma).

Una línea de comunicación es una línea recta que conecta los núcleos de los átomos. Para los orbitales b, solo es posible una forma de superposición: con la formación de enlaces a.

Los orbitales p pueden superponerse para formar enlaces a, y también pueden superponerse en dos regiones, formando un enlace covalente de diferente tipo, debido a la superposición "lateral":

Los enlaces químicos que se forman como resultado de la superposición "lateral" de orbitales de electrones fuera de la línea de enlace, es decir, en dos regiones, se denominan enlaces n (enlaces pi).

El tipo de enlace considerado es característico de las moléculas de etileno C2H4 y acetileno C2H2. Pero aprenderá sobre esto con más detalle en el siguiente párrafo.

1. Escribe la fórmula electrónica del átomo de carbono. Explica el significado de cada símbolo que contiene.

¿Cuáles son las fórmulas electrónicas de los átomos de boro, berilio y litio?

Haga fórmulas electrónicas gráficas correspondientes a los átomos de estos elementos.

2. Anota las fórmulas electrónicas:

a) átomo de sodio y catión Na +;

b) átomo de magnesio y catión Mg 2+;

c) átomo de flúor y anión F -;

d) átomo de oxígeno y anión O 2-;

e) un átomo de hidrógeno y iones H + y H -.

Haga fórmulas electrónicas gráficas para la distribución de electrones entre los orbitales de estas partículas.

3. ¿Qué átomo de un elemento químico corresponde a la fórmula electrónica 1s 2 2s 2 2p 6?

¿Qué cationes y aniones tienen la misma fórmula electrónica? Escribe una fórmula gráfica electrónica para el átomo y estos iones.

4. Compare las longitudes de los enlaces en las moléculas de hidrógeno y flúor. ¿Qué causa su diferencia?

5. Las moléculas de nitrógeno y flúor son diatómicas. Compara los números y la naturaleza de los enlaces químicos entre los átomos que los contienen.

CARBONO, C (a. carbono; n. Kohlenstoff; f. carbone; i. carbono), es un elemento químico del grupo IV del sistema periódico de Mendeleev, número atómico 6, masa atómica 12.041. El carbono natural está formado por una mezcla de 2 isótopos estables: 12 C (98,892%) y 13 C (1,108%). También existen 6 isótopos radiactivos de carbono, de los cuales el más importante es el isótopo 14 C con una vida media de 5.73.10 3 años (este isótopo se forma constantemente en pequeñas cantidades en las capas superiores de la atmósfera como resultado de irradiación de núcleos de 14 N por neutrones de radiación cósmica).

El carbono se conoce desde la antigüedad. La madera se utilizaba para recuperar metales de los minerales y el diamante se utilizaba como... El reconocimiento del carbono como elemento químico está asociado al nombre del químico francés A. Lavoisier (1789).

Modificaciones y propiedades del carbono.

Se conocen 4 modificaciones cristalinas del carbono: grafito, diamante, carbino y lonsdaleita, que difieren mucho en sus propiedades. El carbino es una variedad de carbono producida artificialmente, que es un polvo negro finamente cristalino, cuya estructura cristalina se caracteriza por la presencia de largas cadenas de átomos de carbono ubicadas paralelas entre sí. Densidad 3230-3300 kg/m3, capacidad calorífica 11,52 J/mol.K. La lonsdaleita se encuentra en meteoritos y se obtiene artificialmente; su estructura y propiedades físicas no se han establecido completamente. El carbono también se caracteriza por un estado con una estructura desordenada, el llamado. carbono amorfo (hollín, coque, carbón vegetal). Las propiedades físicas del carbono "amorfo" dependen en gran medida de la dispersión de las partículas y de la presencia de impurezas.

Propiedades químicas del carbono.

En los compuestos, el carbono tiene estados de oxidación +4 (el más común), +2 y +3. En condiciones normales, el carbono es químicamente inerte; a altas temperaturas se combina con muchos elementos y presenta fuertes propiedades reductoras. La actividad química del carbono disminuye en la serie “amorfa” carbono, grafito, diamante; La interacción con el oxígeno atmosférico en estos tipos de carbono se produce respectivamente a temperaturas de 300-500°C, 600-700°C y 850-1000°C con la formación de dióxido de carbono (CO 2) y monóxido de carbono (CO). El dióxido se disuelve en agua para formar ácido carbónico. Todas las formas de carbono son resistentes a los álcalis y ácidos. El carbono prácticamente no interactúa con los halógenos (a excepción del grafito, que reacciona con F 2 por encima de 900°C), por lo que sus haluros se obtienen indirectamente. Entre los compuestos que contienen nitrógeno, el cianuro de hidrógeno HCN (ácido cianhídrico) y sus numerosos derivados tienen una gran importancia práctica. A temperaturas superiores a 1000°C, el carbono reacciona con muchos metales formando carburos. Todas las formas de carbono son insolubles en disolventes orgánicos e inorgánicos comunes.

La propiedad más importante del carbono es la capacidad de sus átomos de formar fuertes enlaces químicos entre ellos, así como entre ellos y otros elementos. La capacidad del carbono para formar 4 enlaces de valencia equivalentes con otros átomos de carbono permite la construcción de esqueletos carbonados de diferentes tipos (lineales, ramificados, cíclicos); Son estas propiedades las que explican el papel exclusivo del carbono en la estructura de todos los compuestos orgánicos y, en particular, de todos los organismos vivos.

Carbono en la naturaleza

El contenido medio de carbono en la corteza terrestre es del 2,3,10% (en masa); Además, la mayor parte del carbono se concentra en las rocas sedimentarias (1%), mientras que en otras rocas hay concentraciones de este elemento significativamente menores y aproximadamente iguales (1-3,10%). El carbono se acumula en la parte superior, donde su presencia se asocia principalmente a materia viva (18%), madera (50%), carbón (80%), petróleo (85%), antracita (96%), así como dolomitas y calizas. Se conocen más de 100 minerales de carbono, de los cuales los más comunes son los carbonatos de calcio, magnesio y hierro (calcita CaCO 3, dolomita (Ca, Mg)CO 3 y siderita FeCO 3). La acumulación de carbono en la corteza terrestre suele estar asociada a la acumulación de otros elementos que son absorbidos por la materia orgánica y precipitados tras su entierro en el fondo de los embalses en forma de compuestos insolubles. Grandes cantidades de dióxido de CO 2 se liberan a la atmósfera desde la Tierra durante la actividad volcánica y durante la combustión de combustibles orgánicos. El CO 2 de la atmósfera es absorbido por las plantas durante la fotosíntesis y se disuelve en el agua del mar, formando así los eslabones más importantes del ciclo general del carbono en la Tierra. El carbono también juega un papel importante en el espacio; En el Sol, el carbono ocupa el cuarto lugar en abundancia después del hidrógeno, el helio y el oxígeno y participa en los procesos nucleares.

Aplicación y uso

La importancia económica nacional más importante del carbono está determinada por el hecho de que alrededor del 90% de todas las fuentes primarias de energía consumidas por los humanos provienen de combustibles fósiles. Existe una tendencia a utilizar el petróleo no como combustible, sino como materia prima para diversas industrias químicas. Un papel menor, pero muy importante, en la economía nacional lo desempeña el carbono extraído en forma de carbonatos (metalurgia, construcción, producción química), diamantes (joyería, tecnología) y grafito (tecnología nuclear, crisoles resistentes al calor, lápices). , algunos tipos de lubricantes, etc.). A partir de la actividad específica del isótopo 14 C en restos de origen biogénico se determina su edad (método de datación por radiocarbono). El 14 C se utiliza ampliamente como trazador radiactivo. El isótopo más común, el 12 C, es importante: una doceava parte de la masa de un átomo de este isótopo se toma como unidad de masa atómica de elementos químicos.

El carbono es capaz de formar varias modificaciones alotrópicas. Se trata de diamante (la modificación alotrópica más inerte), grafito, fullereno y carbino.

El carbón vegetal y el hollín son carbonos amorfos. El carbono en este estado no tiene una estructura ordenada y en realidad consiste en pequeños fragmentos de capas de grafito. El carbón amorfo tratado con vapor de agua caliente se llama carbón activado. ¡1 gramo de carbón activado, debido a la presencia de muchos poros, tiene una superficie total de más de trescientos metros cuadrados! Debido a su capacidad para absorber diversas sustancias, el carbón activado se usa ampliamente como relleno de filtros, así como como enterosorbente para diversos tipos de intoxicaciones.

Desde un punto de vista químico, el carbono amorfo es su forma más activa, el grafito muestra una actividad moderada y el diamante es una sustancia extremadamente inerte. Por esta razón, las propiedades químicas del carbono que se analizan a continuación deben atribuirse principalmente al carbono amorfo.

Propiedades reductoras del carbono.

Como agente reductor, el carbono reacciona con no metales como el oxígeno, los halógenos y el azufre.

Dependiendo del exceso o falta de oxígeno durante la combustión del carbón, es posible la formación de monóxido de carbono CO o dióxido de carbono CO 2:

Cuando el carbono reacciona con el flúor, se forma tetrafluoruro de carbono:

Cuando el carbono se calienta con azufre, se forma disulfuro de carbono CS 2:

El carbono es capaz de reducir los metales después del aluminio en la serie activa de sus óxidos. Por ejemplo:

El carbono también reacciona con los óxidos de metales activos, pero en este caso, por regla general, no se observa la reducción del metal, sino la formación de su carburo:

Interacción del carbono con óxidos no metálicos.

El carbono entra en una reacción de coproporción con el dióxido de carbono CO 2:

Uno de los procesos más importantes desde el punto de vista industrial es el llamado conversión de carbón a vapor. El proceso se lleva a cabo haciendo pasar vapor de agua a través de carbón caliente. Se produce la siguiente reacción:

A altas temperaturas, el carbono es capaz de reducir incluso un compuesto tan inerte como el dióxido de silicio. En este caso, dependiendo de las condiciones, es posible la formación de silicio o carburo de silicio ( carborundo):

Además, el carbono como agente reductor reacciona con ácidos oxidantes, en particular ácidos sulfúrico y nítrico concentrados:

Propiedades oxidativas del carbono.

El elemento químico carbono no es altamente electronegativo, por lo que las sustancias simples que forma rara vez exhiben propiedades oxidantes hacia otros no metales.

Un ejemplo de tales reacciones es la interacción del carbono amorfo con hidrógeno cuando se calienta en presencia de un catalizador:

y también con silicio a una temperatura de 1200-1300 o C:

El carbono exhibe propiedades oxidantes en relación con los metales. El carbono es capaz de reaccionar con metales activos y algunos metales de actividad intermedia. Las reacciones ocurren cuando se calienta:

Propiedades químicas del silicio.

El silicio puede existir, como el carbono, en estado cristalino y amorfo y, como en el caso del carbono, el silicio amorfo es significativamente más activo químicamente que el silicio cristalino.

A veces, el silicio amorfo y cristalino se denomina modificaciones alotrópicas, lo que, estrictamente hablando, no es del todo cierto. El silicio amorfo es esencialmente un conglomerado de pequeñas partículas de silicio cristalino ubicadas aleatoriamente entre sí.

Interacción del silicio con sustancias simples.

no metales

En condiciones normales, el silicio, debido a su inercia, reacciona únicamente con el flúor:

El silicio reacciona con el cloro, el bromo y el yodo sólo cuando se calienta. Es característico que, dependiendo de la actividad del halógeno, se requiera una temperatura correspondientemente diferente:

Entonces, con el cloro la reacción ocurre a 340-420 o C:

Con bromo – 620-700 o C:

Con yodo – 750-810 o C:

La reacción del silicio con el oxígeno se produce, pero requiere un calentamiento muy fuerte (1200-1300 o C) debido a que la fuerte película de óxido dificulta la interacción:

A una temperatura de 1200-1500 o C, el silicio interactúa lentamente con el carbono en forma de grafito para formar carborundo SiC, una sustancia con una red cristalina atómica similar al diamante y casi no inferior en resistencia:

El silicio no reacciona con el hidrógeno.

rieles

Debido a su baja electronegatividad, el silicio sólo puede presentar propiedades oxidantes frente a los metales. De los metales, el silicio reacciona con metales activos (alcalinos y alcalinotérreos), así como con muchos metales con actividad intermedia. Como resultado de esta interacción, se forman siliciuros:

Interacción del silicio con sustancias complejas.

El silicio no reacciona con el agua incluso cuando se hierve; sin embargo, el silicio amorfo interactúa con el vapor de agua sobrecalentado a una temperatura de aproximadamente 400-500 o C. En este caso, se forman hidrógeno y dióxido de silicio:

De todos los ácidos, el silicio (en estado amorfo) reacciona solo con ácido fluorhídrico concentrado:

El silicio se disuelve en soluciones alcalinas concentradas. La reacción va acompañada de la liberación de hidrógeno.

Estructura de diamante (A) y grafito (b)

Carbón(Latín Carboneo) - C, elemento químico del grupo IV del sistema periódico de Mendeleev, número atómico 6, masa atómica 12.011. Se encuentra en la naturaleza en forma de cristales de diamante, grafito o fullereno y otras formas y forma parte de sustancias orgánicas (carbón, petróleo, organismos animales y vegetales, etc.) e inorgánicas (piedra caliza, bicarbonato de sodio, etc.). El carbono está muy extendido, pero su contenido en la corteza terrestre es sólo del 0,19%.

El carbono se utiliza ampliamente en forma de sustancias simples. Además de los diamantes preciosos, que son objeto de joyería, los diamantes industriales son de gran importancia para la fabricación de herramientas de corte y rectificado. El carbón vegetal y otras formas amorfas de carbono se utilizan para decoloración, purificación, adsorción de gases y en áreas de tecnología donde se requieren adsorbentes con una superficie desarrollada. Los carburos, compuestos de carbono con metales, así como con boro y silicio (por ejemplo, Al 4 C 3, SiC, B 4 C) se caracterizan por una alta dureza y se utilizan para la fabricación de herramientas abrasivas y de corte. El carbono forma parte de los aceros y aleaciones en estado elemental y en forma de carburos. La saturación de la superficie de las piezas fundidas de acero con carbono a altas temperaturas (carburación) aumenta significativamente la dureza de la superficie y la resistencia al desgaste.

Antecedentes históricos

El grafito, el diamante y el carbono amorfo se conocen desde la antigüedad. Se sabe desde hace mucho tiempo que el grafito se puede utilizar para marcar otros materiales, y el nombre "grafito", que proviene de la palabra griega que significa "escribir", fue propuesto por A. Werner en 1789. Sin embargo, la historia del grafito es complicado; a menudo se confundían con él sustancias con propiedades físicas externas similares, como la molibdenita (sulfuro de molibdeno), en un momento considerado grafito. Otros nombres para el grafito incluyen "plomo negro", "carburo de hierro" y "plomo plateado".

En 1779, K. Scheele estableció que el grafito se puede oxidar con aire para formar dióxido de carbono. Los diamantes encontraron uso por primera vez en la India y en Brasil las gemas adquirieron importancia comercial en 1725; Los depósitos en Sudáfrica fueron descubiertos en 1867.

En el siglo XX Los principales productores de diamantes son Sudáfrica, Zaire, Botswana, Namibia, Angola, Sierra Leona, Tanzania y Rusia. Los diamantes artificiales, cuya tecnología se creó en 1970, se producen con fines industriales.

Propiedades

Hay cuatro modificaciones cristalinas conocidas del carbono:

• grafito,
• diamante,
• carabina,
• lonsdaleita.

Grafito- Masa gris negruzca, opaca, grasosa al tacto, escamosa, muy suave y con brillo metálico. A temperatura ambiente y presión normal (0,1 Mn/m2 o 1 kgf/cm2), el grafito es termodinámicamente estable.

Diamante- una sustancia cristalina muy dura. Los cristales tienen una red cúbica centrada en las caras. A temperatura ambiente y presión normal, el diamante es metaestable. Se observa una notable transformación del diamante en grafito a temperaturas superiores a 1400°C en el vacío o en atmósfera inerte. A presión atmosférica y a una temperatura de unos 3700 °C, el grafito se sublima.

El carbono líquido se puede obtener a presiones superiores a 10,5 Mn/m2 (105 kgf/cm2) y temperaturas superiores a 3700 °C. El carbono sólido (coque, hollín, carbón vegetal) también se caracteriza por un estado con una estructura desordenada: el llamado carbono "amorfo", que no representa una modificación independiente; Su estructura se basa en la estructura del grafito cristalino fino. El calentamiento de algunas variedades de carbono "amorfo" por encima de 1500-1600 °C sin acceso al aire provoca su transformación en grafito.

Las propiedades físicas del carbono "amorfo" dependen en gran medida de la dispersión de las partículas y de la presencia de impurezas. La densidad, la capacidad calorífica, la conductividad térmica y la conductividad eléctrica del carbono "amorfo" son siempre superiores a las del grafito.

carabina obtenido artificialmente. Es un polvo negro cristalino fino (densidad 1,9-2 g/cm3). Construido a partir de largas cadenas de átomos. CON, colocados paralelos entre sí.

lonsdaleita encontrado en meteoritos y obtenido artificialmente; su estructura y propiedades no se han establecido definitivamente.

Aleaciones

Acero

El coque se utiliza en metalurgia como agente reductor. Carbón vegetal: en forjas, para producir pólvora (75% KNO 3 + 13% C + 12% S), para absorber gases (adsorción) y también en la vida cotidiana. El negro de humo se utiliza como carga de caucho, para la producción de pinturas negras: tintas de imprenta y tintas, así como en celdas galvánicas secas. El carbón vítreo se utiliza para la fabricación de equipos para ambientes altamente agresivos, así como en aviación y astronáutica.

El carbón activado absorbe sustancias nocivas de gases y líquidos: se utiliza para rellenar máscaras antigás, sistemas de purificación y en medicina para intoxicaciones.

El carbono es la base de todas las sustancias orgánicas. Cualquier organismo vivo se compone principalmente de carbono. El carbono es la base de la vida. La fuente de carbono para los organismos vivos suele ser el CO 2 de la atmósfera o del agua. A través de la fotosíntesis ingresa en las cadenas alimentarias biológicas en las que los seres vivos se comen entre sí o de los restos de otros y así obtienen carbono para construir sus propios cuerpos. El ciclo biológico del carbono finaliza mediante oxidación y retorno a la atmósfera, o mediante enterramiento en forma de carbón o petróleo.

El uso del isótopo radiactivo 14 C contribuyó al éxito de la biología molecular en el estudio de los mecanismos de biosíntesis de proteínas y la transmisión de información hereditaria. La determinación de la actividad específica del 14 C en restos orgánicos que contienen carbono permite juzgar su edad, lo que se utiliza en paleontología y arqueología.

Fuentes