Substance avec 9 noms de liaisons carbone. Résumé : Le carbone et ses composés inorganiques basiques

Le carbone (symbole chimique - C) est un élément chimique du 4ème groupe du sous-groupe principal de la 2ème période du système périodique de Mendeleev, numéro de série 6, la masse atomique du mélange naturel d'isotopes est de 12,0107 g / mol.

Aux températures ordinaires, le carbone est chimiquement inerte, à des températures suffisamment élevées, il se combine avec de nombreux éléments et présente de fortes propriétés réductrices. Activité chimique différentes formes le carbone diminue dans la série : carbone amorphe, graphite, diamant, dans l'air ils s'enflamment à des températures supérieures à 300-500 °C, 600-700 °C et 850-1000 °C, respectivement.

Isotopes :
Le carbone naturel est constitué de deux isotopes stables - 12C (98,892%) et 13C (1,108%) et d'un isotope radioactif 14C (émetteur β, T½ = 5730 ans) concentrés dans l'atmosphère et la partie supérieure de la croûte terrestre. Il se forme constamment dans les couches inférieures de la stratosphère sous l'effet de l'impact des neutrons. rayonnement cosmique aux noyaux d'azote par la réaction: 14N (n, p) 14C, et aussi, depuis le milieu des années 1950, en tant que produit artificiel de l'exploitation des centrales nucléaires et à la suite d'essais bombes à hydrogène.
La formation et la désintégration du 14C sont à la base de la méthode de datation au radiocarbone, largement utilisée en géologie et en archéologie du Quaternaire.

Allotropie :
Les orbitales électroniques d'un atome de carbone peuvent avoir différentes géométries, selon le degré d'hybridation de ses orbitales électroniques. Il existe trois géométries de base de l'atome de carbone.

Tétraédrique, formé en mélangeant un s et trois électrons p (hybridation sp3). L'atome de carbone est situé au centre du tétraèdre, relié par quatre liaisons σ équivalentes à des atomes de carbone ou autres aux sommets du tétraèdre. Cette géométrie de l'atome de carbone correspond aux modifications allotropiques du diamant de carbone et de la lonsdaleite. Le carbone a une telle hybridation, par exemple, dans le méthane et d'autres hydrocarbures.

Trigonal, formé en mélangeant une orbitale d'électrons s et deux p (hybridation sp²). L'atome de carbone a trois liaisons σ équivalentes situées dans le même plan à un angle de 120° les unes par rapport aux autres. L'orbitale p, qui n'est pas impliquée dans l'hybridation et est située perpendiculairement au plan des liaisons σ, est utilisée pour former des liaisons π avec d'autres atomes. Cette géométrie du carbone est typique du graphite, du phénol, etc.
- digonal, formé en mélangeant un électron s et un électron p (hybridation sp). Dans ce cas, deux nuages ​​d'électrons sont allongés dans la même direction et ressemblent à des haltères asymétriques. Les deux autres électrons p forment des liaisons π. Le carbone avec une telle géométrie de l'atome forme une modification allotropique spéciale - la carabine.

États d'oxydation +4, -4, rarement +2 (CO, carbures métalliques), +3 (C2N2, halocyanates) ; affinité électronique 1,27 eV; l'énergie d'ionisation dans la transition successive de C0 à C4+ est respectivement de 11,2604, 24,383, 47,871 et 64,19 eV.

Propriétés chimiques du carbone
Interaction avec le fluor
Le carbone a une faible réactivité ; parmi les halogènes, il ne réagit qu'avec le fluor :

C + 2F2 = CF4.

Interaction avec l'oxygène
Lorsqu'il est chauffé, il interagit avec l'oxygène :

2C + O2 = 2CO,

C + O2 = CO2,

formant des oxydes de CO et de CO2.

Interaction avec d'autres non-métaux
Réagit avec le soufre :

n'interagit pas avec l'azote et le phosphore.

Réagit avec l'hydrogène en présence d'un catalyseur au nickel pour former du méthane :

Interaction avec les métaux
Capable d'interagir avec les métaux, formant des carbures :
Ca + 2C = CaC2.

Interaction avec l'eau
Lorsque de la vapeur d'eau traverse du charbon chaud, du monoxyde de carbone (II) et de l'hydrogène se forment :
C + H2O = CO + H2.

Propriétés réparatrices
Le carbone est capable de réduire de nombreux métaux à partir de leurs oxydes :
2ZnO + C = 2Zn + CO2.

sulfurique concentré et acide nitrique lorsqu'il est chauffé, oxyder le carbone en monoxyde de carbone (IV):

C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O ;
C + 4HNO3 = CO2 + 4NO2 + 2H2O.

Carbone dans système périodiqueéléments se situe dans la deuxième période du groupe IVA. Configuration électronique de l'atome de carbone ls 2 2s 2 2p 2 . Lorsqu'il est excité, un état électronique est facilement atteint dans lequel il y a quatre électrons non appariés dans les quatre orbitales atomiques externes :

Cela explique pourquoi le carbone dans les composés est généralement tétravalent. L'égalité du nombre d'électrons de valence dans l'atome de carbone au nombre d'orbitales de valence, ainsi que le rapport unique de la charge nucléaire et du rayon de l'atome, lui donnent la capacité d'ajouter et de donner des électrons tout aussi facilement, selon les propriétés du partenaire (Sec. 9.3.1). De ce fait, le carbone se caractérise par divers états d'oxydation de -4 à +4 et la facilité d'hybridation de ses orbitales atomiques selon le type sp3, sp2 et sp 1 lors de la formation des liaisons chimiques (section 2.1.3) :

Tout cela donne au carbone la capacité de former des liaisons simples, doubles et triples non seulement entre eux, mais également avec des atomes d'autres éléments organogènes. Les molécules formées dans ce cas peuvent avoir une structure linéaire, ramifiée et cyclique.

En raison de la mobilité des électrons communs - MO formés avec la participation d'atomes de carbone, ils sont déplacés vers l'atome d'un élément plus électronégatif (effet inductif), ce qui conduit à la polarité non seulement de cette liaison, mais de la molécule dans son ensemble . Cependant, le carbone, en raison de la valeur moyenne de l'électronégativité (0E0 = 2,5), forme des liaisons faiblement polaires avec les atomes d'autres éléments organogènes (tableau 12.1). En présence de systèmes de liaisons conjuguées dans les molécules (Sec. 2.1.3), les électrons mobiles (MO) et les paires d'électrons non partagés sont délocalisés avec l'alignement de la densité électronique et des longueurs de liaison dans ces systèmes.

Du point de vue de la réactivité des composés, la polarisabilité des liaisons joue un rôle important (Sec. 2.1.3). Plus la polarisabilité d'une liaison est grande, plus sa réactivité est élevée. La dépendance de la polarisabilité des liaisons carbonées à leur nature reflète la série suivante :

Toutes les données considérées sur les propriétés des liaisons contenant du carbone indiquent que le carbone dans les composés forme, d'une part, des liaisons covalentes suffisamment fortes entre eux et avec d'autres organogènes, et, d'autre part, les paires d'électrons communes de ces liaisons sont assez labiles. En conséquence, à la fois une augmentation de la réactivité de ces liaisons et une stabilisation peuvent se produire. Ce sont ces caractéristiques des composés contenant du carbone qui font du carbone l'organogène numéro un.

Propriétés acido-basiques des composés carbonés. Le monoxyde de carbone(4) est un oxyde acide et son hydroxyde correspondant, l'acide carbonique H2CO3, est un acide faible. La molécule de monoxyde de carbone(4) est apolaire et donc peu soluble dans l'eau (0,03 mol/l à 298 K). Dans ce cas, dans un premier temps, l'hydrate de CO2 H2O se forme dans la solution, dans laquelle le CO2 se trouve dans la cavité d'un associé de molécules d'eau, puis cet hydrate se transforme lentement et de manière réversible en H2CO3. La majeure partie du monoxyde de carbone (4) dissous dans l'eau se présente sous la forme d'un hydrate.

Dans l'organisme, dans les érythrocytes sanguins, sous l'action de l'enzyme carboanhydrase, l'équilibre entre le CO2 H2O et le H2CO3 hydraté s'établit très rapidement. Ceci permet de négliger la présence de CO2 sous forme d'hydrate dans l'érythrocyte, mais pas dans le plasma sanguin où il n'y a pas d'anhydrase carbonique. Le H2CO3 résultant se dissocie dans des conditions physiologiques en un anion bicarbonate, et dans un environnement plus alcalin en un anion carbonate :

L'acide carbonique n'existe qu'en solution. Il forme deux séries de sels - les bicarbonates (NaHCO3, Ca(HC0 3) 2) et les carbonates (Na2CO3, CaCO3). Les bicarbonates sont plus solubles dans l'eau que les carbonates. Dans les solutions aqueuses, les sels d'acide carbonique, en particulier les carbonates, sont facilement hydrolysés par l'anion, créant un milieu alcalin :

Des substances telles que le bicarbonate de soude NaHC03 ; craie CaCO3, magnésie blanche 4MgC03 * Mg (OH) 2 * H2O, hydrolysée avec formation environnement alcalin, sont utilisés comme agents antiacides (acides neutralisants) pour réduire la forte acidité du suc gastrique :

La combinaison d'acide carbonique et d'ion hydrocarbonate (H2CO3, HCO3 (-)) forme un hydrocarbure Système tampon(Section 8.5) - un glorieux système tampon de plasma sanguin, qui assure la constance du pH sanguin à pH = 7,40 ± 0,05.

Disponibilité dans eaux naturelles les bicarbonates de calcium et de magnésium provoquent leur rigidité temporaire. Lorsqu'une telle eau est bouillie, sa dureté est éliminée. Ceci est dû à l'hydrolyse de l'anion HCO3 (-), à la décomposition thermique de l'acide carbonique et à la précipitation des cations calcium et magnésium sous forme de composés insolubles CaCO 3 et Mg (OH) 2 :

La formation de Mg(OH) 2 est causée par l'hydrolyse complète du cation magnésium, qui se produit dans ces conditions en raison de la plus faible solubilité de Mg(OH) 2 par rapport à MgC0 3 .

Dans la pratique biomédicale, en plus de l'acide carbonique, il faut faire face à d'autres acides contenant du carbone. Il s'agit principalement d'une grande variété d'acides organiques différents, ainsi que de l'acide cyanhydrique HCN. Du point de vue des propriétés acides, la force de ces acides est différente :

Ces différences sont dues à l'influence mutuelle des atomes dans la molécule, à la nature de la liaison dissociante et à la stabilité de l'anion, c'est-à-dire sa capacité à délocaliser la charge.

Acide cyanhydrique, ou cyanure d'hydrogène, HCN - un liquide incolore et volatil (T balle = 26 °C) à l'odeur d'amandes amères, miscible à l'eau dans n'importe quelle proportion. En solution aqueuse, il se comporte comme un acide très faible dont les sels sont appelés cyanures. Les cyanures de métaux alcalins et alcalino-terreux sont solubles dans l'eau, alors qu'ils sont hydrolysés par l'anion, c'est pourquoi leurs solutions aqueuses sentent l'acide cyanhydrique (l'odeur des amandes amères) et ont un pH > 12 :

Lors d'une exposition prolongée au CO2 contenu dans l'air, les cyanures se décomposent avec dégagement d'acide cyanhydrique :

À la suite de cette réaction, le cyanure de potassium (cyanure de potassium) et ses solutions perdent leur toxicité lors d'un stockage à long terme. L'anion cyanure est l'un des poisons inorganiques les plus puissants, car il s'agit d'un ligand actif et forme facilement des composés complexes stables avec des enzymes contenant Fe3+ et Сu2(+) comme ions complexants (Sec. 10.4).

propriétés redox.Étant donné que le carbone dans les composés peut présenter n'importe quel état d'oxydation de -4 à +4, pendant la réaction, le carbone libre peut à la fois donner et ajouter des électrons, agissant respectivement comme agent réducteur ou agent oxydant, selon les propriétés du second réactif :

Lorsque des agents oxydants forts interagissent avec des substances organiques, une oxydation incomplète ou complète des atomes de carbone de ces composés peut se produire.

Dans des conditions d'oxydation anaérobie, avec un manque ou une absence d'oxygène, les atomes de carbone d'un composé organique, en fonction de la teneur en atomes d'oxygène de ces composés et des conditions extérieures, peuvent se transformer en CO 2, CO, C et même CH 4, et d'autres organogènes se transforment en H2O, NH3 et H2S .

Dans l'organisme, l'oxydation complète des composés organiques avec l'oxygène en présence d'enzymes oxydases (oxydation aérobie) est décrite par l'équation :

D'après les équations ci-dessus des réactions d'oxydation, on peut voir que dans les composés organiques, seuls les atomes de carbone changent d'état d'oxydation, tandis que les atomes d'autres organogènes conservent leur état d'oxydation.

Dans les réactions d'hydrogénation, c'est-à-dire l'ajout d'hydrogène (réducteur) à une liaison multiple, les atomes de carbone qui la forment abaissent leur état d'oxydation (agissent comme des agents oxydants) :

Les réactions de substitution organique avec apparition d'une nouvelle liaison intercarbonée, par exemple dans la réaction de Wurtz, sont également des réactions redox dans lesquelles les atomes de carbone agissent comme oxydants et les atomes métalliques comme réducteurs :

Ceci s'observe dans les réactions de formation de composés organométalliques :

Parallèlement, dans les réactions d'alkylation avec formation d'une nouvelle liaison intercarbonée, le rôle d'agent oxydant et d'agent réducteur est joué respectivement par les atomes de carbone du substrat et du réactif :

À la suite de réactions d'addition d'un réactif polaire à un substrat via une liaison intercarbone multiple, l'un des atomes de carbone abaisse le degré d'oxydation, montrant les propriétés d'un agent oxydant, et l'autre augmente le degré d'oxydation, agissant comme un réducteur :

Dans ces cas, la réaction d'oxydo-réduction intramoléculaire des atomes de carbone du substrat a lieu, c'est-à-dire le processus dismutations, sous l'action d'un réactif ne présentant pas de propriétés redox.

Les réactions typiques de dismutation intramoléculaire des composés organiques aux dépens de leurs atomes de carbone sont les réactions de décarboxylation des acides aminés ou des cétoacides, ainsi que les réactions de réarrangement et d'isomérisation des composés organiques, qui ont été considérées dans la Sec. 9.3. Exemples donnés réactions organiques, ainsi que les réactions de Sec. 9.3 indiquent de manière convaincante que les atomes de carbone dans les composés organiques peuvent être à la fois des agents oxydants et réducteurs.

Un atome de carbone dans un composé- un agent oxydant, si par suite de la réaction le nombre de ses liaisons avec des atomes d'éléments moins électronégatifs (hydrogène, métaux) augmente, car, en attirant les électrons communs de ces liaisons, l'atome de carbone en question abaisse son état d'oxydation .

Un atome de carbone dans un composé- un agent réducteur, si à la suite de la réaction le nombre de ses liaisons avec des atomes d'éléments plus électronégatifs augmente(LES INCONVÉNIENTS), car, en repoussant les électrons communs de ces liaisons, l'atome de carbone en question augmente son état d'oxydation.

Ainsi, de nombreuses réactions en chimie organique, dues à la dualité redox des atomes de carbone, sont des réactions redox. Cependant, contrairement à des réactions similaires en chimie inorganique, la redistribution des électrons entre un agent oxydant et un agent réducteur dans les composés organiques ne peut s'accompagner que d'un déplacement de la paire d'électrons commune d'une liaison chimique vers un atome qui agit comme agent oxydant. Dans ce cas, cette connexion peut être préservée, mais en cas de forte polarisation, elle peut se rompre.

Propriétés complexantes des composés carbonés. L'atome de carbone dans les composés n'a pas de paires d'électrons non partagées, et donc seuls les composés de carbone contenant des liaisons multiples avec sa participation peuvent agir comme ligands. Les électrons de la triple liaison polaire du monoxyde de carbone (2) et l'anion de l'acide cyanhydrique sont particulièrement actifs dans les processus de formation de complexes.

Dans une molécule de monoxyde de carbone (2), les atomes de carbone et d'oxygène forment une et une liaison en raison du chevauchement mutuel de leurs deux orbitales atomiques 2p par le mécanisme d'échange. La troisième liaison, c'est-à-dire une liaison de plus, est formée par le mécanisme donneur-accepteur. L'accepteur est l'orbitale atomique 2p libre de l'atome de carbone et le donneur est l'atome d'oxygène, qui fournit une seule paire d'électrons à partir de l'orbitale 2p :

La multiplicité accrue des liaisons confère à cette molécule une stabilité et une inertie élevées dans des conditions normales en termes de propriétés acido-basiques (CO - oxyde non salifiant) et redox (CO - agent réducteur à T > 1000K). En même temps, il en fait un ligand actif dans les réactions de formation de complexes avec des atomes et des cations de d-métaux, principalement avec le fer, avec lequel il forme du fer pentacarbonyle, un liquide toxique volatil :

La capacité à former des composés complexes avec des cations d-métal est la raison de la toxicité du monoxyde de carbone (H) pour les systèmes vivants (Sec. 10.4) en raison de la survenue de réactions réversibles avec l'hémoglobine et l'oxyhémoglobine contenant le cation Fe 2+, avec formation de carboxyhémoglobine :

Ces équilibres sont déplacés vers la formation de carboxyhémoglobine HHbCO dont la stabilité est 210 fois supérieure à celle de l'oxyhémoglobine HHbO2. Cela conduit à l'accumulation de carboxyhémoglobine dans le sang et, par conséquent, à une diminution de sa capacité à transporter l'oxygène.

L'anion d'acide cyanhydrique CN- contient également des électrons facilement polarisables, grâce auxquels il forme efficacement des complexes avec les d-métaux, y compris les métaux vivants qui font partie des enzymes. Par conséquent, les cyanures sont des composés hautement toxiques (Section 10.4).

Le cycle du carbone dans la nature. Le cycle du carbone dans la nature repose principalement sur les réactions d'oxydation et de réduction du carbone (Fig. 12.3).

Les plantes assimilent (1) le monoxyde de carbone (4) de l'atmosphère et de l'hydrosphère. Une partie de la masse végétale est consommée (2) par l'homme et les animaux. La respiration des animaux et la pourriture de leurs restes (3), ainsi que la respiration des plantes, la pourriture des plantes mortes et la combustion du bois (4) restituent du CO2 à l'atmosphère et à l'hydrosphère. Le processus de minéralisation des restes de plantes (5) et d'animaux (6) avec la formation de tourbe, de charbons fossiles, de pétrole, de gaz conduit à la transition du carbone en ressources naturelles. Les réactions acido-basiques (7) se déroulant entre le CO2 et diverses roches avec formation de carbonates (milieu, acide et basique) agissent dans le même sens :

Cette partie inorganique du cycle entraîne des pertes de CO2 dans l'atmosphère et l'hydrosphère. L'activité humaine dans la combustion et la transformation du charbon, du pétrole, du gaz (8), du bois de chauffage (4), au contraire, enrichit l'environnement en monoxyde de carbone (4). Pendant longtemps, on a cru que la photosynthèse maintenait constante la concentration de CO2 dans l'atmosphère. Cependant, à l'heure actuelle, l'augmentation de la teneur en CO2 dans l'atmosphère due aux activités humaines n'est pas compensée par sa diminution naturelle. Revenu total Le CO2 dans l'atmosphère monte en progression géométrique de 4 à 5 % par an. Selon les calculs, en 2000 la teneur en CO2 dans l'atmosphère atteindra environ 0,04% au lieu de 0,03% (1990).

Après avoir examiné les propriétés et les caractéristiques des composés contenant du carbone, le rôle principal du carbone doit être souligné une fois de plus.

Riz. 12.3. Le cycle du carbone dans la nature

organogène n°1 : d'une part, les atomes de carbone forment le squelette des molécules de composés organiques ; d'autre part, les atomes de carbone jouent un rôle clé dans les processus redox, puisque parmi les atomes de tous les organogènes, c'est pour le carbone que la dualité redox est la plus caractéristique. Pour plus d'informations sur les propriétés des composés organiques, voir le module IV "Fondamentaux de la chimie bioorganique".

caractéristiques générales et le rôle biologique des éléments p du groupe IVA. Les analogues électroniques du carbone sont les éléments du groupe IVA : silicium Si, germanium Ge, étain Sn et plomb Pb (voir tableau 1.2). Les rayons atomiques de ces éléments augmentent naturellement avec l'augmentation numéro de série, et leur énergie d'ionisation et leur électronégativité diminuent naturellement dans ce cas (Sec. 1.3). Par conséquent, les deux premiers éléments du groupe : le carbone et le silicium sont des non-métaux typiques, et le germanium, l'étain, le plomb sont des métaux, car ils se caractérisent le plus par le retour d'électrons. Dans la série Ge - Sn - Pb, les propriétés métalliques sont améliorées.

Du point de vue des propriétés redox, les éléments C, Si, Ge, Sn et Pb dans conditions normales suffisamment résistant à l'air et à l'eau (métaux Sn et Pb - en raison de la formation d'un film d'oxyde à la surface). Parallèlement, les composés du plomb(4) sont de puissants oxydants :

Les propriétés complexantes sont les plus caractéristiques du plomb, puisque ses cations Pb 2+ sont de puissants agents complexants par rapport aux cations des autres éléments p du groupe IVA. Les cations de plomb forment des complexes stables avec les bioligands.

Les éléments du groupe IVA diffèrent fortement à la fois dans le contenu du corps et dans rôle biologique. Le carbone joue un rôle fondamental dans la vie de l'organisme, où sa teneur est d'environ 20 %. La teneur dans le corps des éléments restants du groupe IVA est de l'ordre de 10 -6 -10 -3%. En même temps, si le silicium et le germanium jouent incontestablement rôle important dans la vie de l'organisme, alors l'étain et surtout le plomb sont toxiques. Ainsi, avec la croissance masse atomiqueéléments du groupe IVA, la toxicité de leurs composés augmente.

La poussière, constituée de particules de charbon ou de dioxyde de silicium SiO2, lorsqu'elle est systématiquement exposée aux poumons, provoque des maladies - la pneumoconiose. Dans le cas de la poussière de charbon, c'est l'anthracose -Maladie professionnelle mineurs. La silicose survient lorsque de la poussière contenant du Si02 est inhalée. Le mécanisme de développement de la pneumoconiose n'a pas encore été établi. On suppose que lors d'un contact prolongé des grains de silicate avec des fluides biologiques, l'acide polysilicique Si02 yH2O se forme à l'état de gel, dont le dépôt dans les cellules entraîne leur mort.

L'effet toxique du plomb est connu de l'humanité depuis très longtemps. L'utilisation du plomb dans la fabrication d'ustensiles et Tuyaux d'eau conduit à un empoisonnement massif de personnes. Actuellement, le plomb reste l'un des principaux polluants environnement, puisque le rejet de composés de plomb dans l'atmosphère est supérieur à 400 000 tonnes par an. Le plomb s'accumule principalement dans le squelette sous forme de phosphate peu soluble Pb3(PO4)2 et, lors de la déminéralisation osseuse, il a un effet toxique régulier sur l'organisme. Par conséquent, le plomb est classé comme un poison cumulatif. La toxicité des composés du plomb est principalement liée à ses propriétés complexantes et à sa forte affinité pour les bioligands, notamment ceux contenant des groupements sulfhydryles (-SH) :

La formation de composés complexes d'ions plomb avec des protéines, des phospholipides et des nucléotides conduit à leur dénaturation. Les ions plomb inhibent souvent les métalloenzymes EM 2+ , en déplaçant les cations métalliques vivants:

Le plomb et ses composés sont des poisons qui agissent principalement sur système nerveux, les vaisseaux sanguins et le sang. Dans le même temps, les composés du plomb affectent la synthèse des protéines, le bilan énergétique des cellules et leur appareil génétique.

En médecine, ils sont utilisés comme antiseptiques externes astringents : acétate de plomb Pb (CH3COO) 2 ZH2O (lotions de plomb) et oxyde de plomb (2) PbO (plâtre de plomb). Les ions plomb de ces composés réagissent avec les protéines (albumines) du cytoplasme des cellules et tissus microbiens, formant des albuminates de type gel. La formation de gels tue les microbes et, de plus, rend difficile leur pénétration dans les cellules tissulaires, ce qui réduit la réponse inflammatoire locale.

Considérée comme la chimie des composés carbonés, mais, rendant hommage à l'histoire, on continue encore à l'appeler chimie organique. Par conséquent, il est si important de considérer plus en détail la structure de l'atome de cet élément, la nature et la direction spatiale des liaisons chimiques formées par celui-ci.

Valence élément chimique le plus souvent déterminé par le nombre d'électrons non appariés. L'atome de carbone, comme le montre la formule graphique électronique, a deux électrons non appariés, par conséquent, avec leur participation, deux paires d'électrons peuvent être formées qui forment deux liaisons covalentes. Cependant, dans les composés organiques, le carbone n'est pas divalent, mais toujours tétravalent. Cela peut s'expliquer par le fait que dans l'atome excité (énergie supplémentaire acquise), les électrons 2n sont désappariés et l'un d'eux passe à l'orbitale 2p :

Un tel atome possède quatre électrons non appariés et peut participer à la création de quatre liaisons covalentes.

Pour la formation d'une liaison covalente, il faut que l'orbitale d'un atome chevauche l'orbitale d'un autre. Plus il y a de chevauchement, plus le lien est fort.

Dans la molécule d'hydrogène H2, la formation d'une liaison covalente se produit en raison du chevauchement des orbitales s (Fig. 3).

La distance entre les noyaux des atomes d'hydrogène, ou la longueur de la liaison, est de 7,4 * 10 -2 nm et sa force est de 435 kJ / mol.

A titre de comparaison: dans la molécule de fluor F 2, une liaison covalente se forme en raison du chevauchement de deux orbitales p.

La longueur de la liaison fluoro-fluor est de 14,2 × 10 -2 nm et la force de la liaison (énergie) est de 154 kJ/mol.

Les liaisons chimiques formées à la suite du chevauchement des orbitales d'électrons le long d'une ligne de liaison sont appelées liaisons a (liaisons sigma).

La ligne de communication est une ligne droite reliant les noyaux des atomes. Pour les orbitales β, une seule façon de se chevaucher est possible - avec la formation de liaisons α.

Les orbitales p peuvent se chevaucher avec la formation de liaisons a, et peuvent également se chevaucher dans deux régions, formant une liaison covalente d'un autre type - en raison du chevauchement "latéral":

Les liaisons chimiques formées à la suite du chevauchement "latéral" des orbitales d'électrons en dehors de la ligne de communication, c'est-à-dire dans deux régions, sont appelées liaisons n (liaisons pi).

Le type de liaison considéré est caractéristique des molécules d'éthylène C2H4 et d'acétylène C2H2. Mais vous en apprendrez plus à ce sujet dans le paragraphe suivant.

1. Écrivez formule électronique atome de carbone. Expliquez la signification de chaque symbole qu'il contient.

Quelles sont les formules électroniques des atomes de bore, de béryllium et de lithium ?

Faire des formules graphiques électroniques correspondant aux atomes de ces éléments.

2. Notez les formules électroniques :

a) atome de sodium et cation Na + ;

b) atome de magnésium et cation Mg 2+ ;

c) un atome de fluor et un anion F - ;

d) un atome d'oxygène et un anion O 2- ;

e) un atome d'hydrogène et des ions H + et H -.

Composez des formules électrographiques pour la distribution des électrons en orbite dans ces particules.

3. L'atome dont l'élément chimique correspond à la formule électronique 1s 2 2s 2 2p 6 ?

Quels cations et anions ont la même formule électronique ? Faites une formule graphique électronique de l'atome et de ces ions.

4. Comparez les longueurs de liaison dans les molécules d'hydrogène et de fluor. Qu'est-ce qui a causé leur différence?

5. Les molécules d'azote et de fluor sont diatomiques. Comparez le nombre et la nature des liaisons chimiques entre les atomes qui les composent.

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Dans ce livre, le mot "carbone" apparaît assez souvent : dans les histoires sur la feuille verte et sur le fer, sur les plastiques et les cristaux, et dans de nombreuses autres histoires. Le carbone - "donnant naissance au charbon" - est l'un des éléments chimiques les plus étonnants. Son histoire est l'histoire de l'émergence et du développement de la vie sur Terre, car elle fait partie de toute vie sur Terre.

A quoi ressemble le carbone ?

Faisons quelques expériences. Prenez le sucre et chauffez-le sans air. Il va d'abord fondre, brunir, puis noircir et se transformer en charbon, libérant de l'eau. Si nous chauffons maintenant ce charbon en présence de , il brûlera sans résidu et se transformera en . Ainsi, le sucre était composé de charbon et d'eau (le sucre, soit dit en passant, est appelé un glucide), et le charbon «sucré» est apparemment du carbone pur, car le dioxyde de carbone est une combinaison de carbone et d'oxygène. Le carbone est donc une poudre noire et molle.

Prenons une pierre grise en graphite tendre, bien connue de vous grâce aux crayons. S'il est chauffé dans l'oxygène, il brûlera également sans résidu, bien qu'un peu plus lentement que le charbon, et le dioxyde de carbone restera dans l'appareil où il a brûlé. Donc le graphite est aussi du carbone pur ? Bien sûr, mais ce n'est pas tout.

Si un diamant est chauffé dans le même appareil à l'oxygène, un étincelant transparent gemme, le plus dur de tous les minéraux, il brûlera également pour devenir du dioxyde de carbone. Si vous chauffez un diamant sans accès à l'oxygène, il se transformera en graphite, et à très hautes pressions et températures, il est possible d'obtenir du diamant à partir de graphite.

Ainsi, le charbon, le graphite et le diamant sont différentes formes d'existence du même élément - le carbone.

Plus surprenant encore est la capacité du carbone à "participer" à un grand nombre de composés différents (c'est pourquoi le mot "carbone" apparaît si souvent dans ce livre).

104 éléments du système périodique forment plus de quarante mille composés étudiés. Et plus d'un million de composés sont déjà connus, dont la base est le carbone !

La raison de cette diversité est que les atomes de carbone peuvent être reliés les uns aux autres et à d'autres atomes par une liaison forte, formant des complexes sous la forme de chaînes, d'anneaux et d'autres formes. Aucun élément du tableau, à l'exception du carbone, n'est capable de cela.

Il existe une infinité de figures qui peuvent être construites à partir d'atomes de carbone, et donc une infinité de composés possibles. Il peut s'agir de substances très simples, par exemple le gaz méthane, dans lequel quatre atomes sont liés à un atome de carbone, et si complexes que la structure de leurs molécules n'a pas encore été établie. Ces substances comprennent

La vie organique sur Terre est représentée par des composés de carbone. L'élément fait partie des principaux composants des structures cellulaires: protéines, glucides et lipides, et constitue également la base de la substance de l'hérédité - l'acide désoxyribonucléique. Dans la nature inorganique, le carbone est l'un des éléments les plus courants qui forment l'écorce terrestre et l'atmosphère de la planète. Chimie organique en tant que section de la science chimique est entièrement consacrée aux propriétés de l'élément chimique carbone et de ses composés. Notre article examinera les caractéristiques physicochimiques du carbone et les caractéristiques de ses propriétés.

La place de l'élément dans le système périodique de Mendeleïev

Le sous-groupe carbone est le sous-groupe principal du groupe IV qui, outre le carbone, comprend également le silicium, le germanium, l'étain et le plomb. Tous les éléments listés ont la même structure externe. niveau d'énergie, qui a quatre électrons. Cela détermine la similitude de leurs propriétés chimiques. A l'état normal, les éléments du sous-groupe sont divalents, et lorsque leurs atomes passent dans un état excité, ils présentent une valence égale à 4. Physique et Propriétés chimiques le carbone dépend de l'état des couches électroniques de son atome. Ainsi, en réaction avec l'oxygène, un élément dont les particules sont à l'état non excité forme un oxyde CO indifférent. Les atomes de carbone à l'état excité sont oxydés en dioxyde de carbone, qui présente propriétés acides.

Formes de carbone dans la nature

Le diamant, le graphite et la carabine sont trois modifications allotropiques du carbone en tant que substance simple. Cristaux clairs avec un degré élevé réfraction des rayons lumineux, qui sont les composés les plus durs de la nature - ce sont des diamants. Ils sont de mauvais conducteurs de chaleur et sont diélectriques. Le réseau cristallin est atomique, très fort. Dans celui-ci, chaque atome d'un élément est entouré de quatre autres particules, formant un tétraèdre régulier.

Complètement différent propriétés physicochimiques graphite formant du carbone. C'est gras au toucher substance cristalline gris foncé. Il a une structure en couches, les distances entre les couches d'atomes sont assez grandes, tandis que leurs forces d'attraction sont faibles. Par conséquent, en appuyant sur une tige de graphite, la substance est stratifiée en fines lamelles. Ils laissent une marque noire sur le papier. Le graphite est thermiquement conducteur et légèrement inférieur aux métaux en termes de conductivité électrique.

La capacité à conduire le courant électrique s'explique par la structure du cristal d'une substance. Dans celui-ci, les particules de carbone sont liées à trois autres à l'aide de fortes liaisons chimiques covalentes. Le quatrième électron de valence de chaque atome reste libre et peut se déplacer dans l'épaisseur de la substance. Mouvement dirigé des particules chargées négativement et provoque l'apparition courant électrique. Les domaines d'application du graphite sont divers. Ainsi, il est utilisé pour la fabrication d'électrodes en génie électrique et pour la réalisation du processus d'électrolyse, avec lequel, par exemple, métaux alcalins dans forme pure. Le graphite a trouvé une application dans les réacteurs nucléaires pour contrôler la vitesse des réactions en chaîne qui s'y déroulent en tant que modérateur de neutrons. Il est connu d'utiliser la substance comme tiges d'ardoise ou comme lubrifiants dans les parties frottantes des mécanismes.

Qu'est-ce que la carbine ?

La poudre cristalline noire avec un éclat vitreux est la carabine. Il a été synthétisé au milieu du XXe siècle en Russie. La substance surpasse le graphite en dureté, est chimiquement passive, a les propriétés d'un semi-conducteur et est la modification la plus stable du carbone. La connexion est plus solide que le graphite. Il existe également de telles formes de carbone, dont les propriétés chimiques diffèrent les unes des autres. C'est de la suie charbon et coca.

Diverses caractéristiques les modifications allotropiques du carbone s'expliquent par la structure de leurs réseaux cristallins. C'est une substance réfractaire, incolore et inodore. Il est insoluble dans les solvants organiques, mais il est capable de former des solutions solides - des alliages, par exemple, avec du fer.

Propriétés chimiques du carbone

Selon la substance avec laquelle le carbone réagit, il peut présenter une double propriété : à la fois agent réducteur et agent oxydant. Par exemple, en fusionnant du coke avec des métaux, leurs composés sont obtenus - des carbures. En réaction avec l'hydrogène, des hydrocarbures se forment. Ce sont des composés organiques, par exemple le méthane, l'éthylène, l'acétylène, dans lesquels, comme dans le cas des métaux, le carbone a un état d'oxydation de -4. Récupération réactions chimiques le carbone, dont nous étudions les propriétés, se manifeste lors de son interaction avec l'oxygène, les halogènes, l'eau et les oxydes basiques.

Oxydes de carbone

En brûlant du charbon dans de l'air à faible teneur en oxygène, on obtient du monoxyde de carbone - oxyde de carbone divalent. Il est incolore, inodore et hautement toxique. En se combinant avec l'hémoglobine sanguine pendant la respiration, le monoxyde de carbone est transporté dans tout le corps humain, provoquant un empoisonnement, puis la mort par suffocation. Dans la classification, une substance remplace les oxydes indifférents, ne réagit pas avec l'eau et ni une base ni un acide ne lui correspondent. Les propriétés chimiques du carbone ayant une valence de 4 diffèrent des caractéristiques discutées précédemment.

Gaz carbonique

Une substance gazeuse incolore à une température de 15 et une pression d'une atmosphère passe dans une phase solide. C'est ce qu'on appelle la neige carbonique. Les molécules de CO 2 sont non polaires, bien que la liaison covalente entre les atomes d'oxygène et de carbone soit polaire. La connexion fait référence à oxydes acides. Lorsqu'il interagit avec l'eau, il forme de l'acide carbonique. Les réactions entre le dioxyde de carbone et des substances simples sont connues : les métaux et les non-métaux, par exemple avec le magnésium, le calcium ou le coke. Il y joue le rôle d'agent oxydant.

Réaction qualitative au dioxyde de carbone

Pour s'assurer que le gaz étudié est bien du monoxyde de carbone CO 2 , l'expérience suivante est réalisée en chimie inorganique : on fait passer la substance dans une solution transparente d'eau de chaux. L'observation du trouble de la solution dû à la précipitation d'un précipité blanc de carbonate de calcium confirme la présence de molécules de dioxyde de carbone dans le mélange réactif. Avec un nouveau passage de gaz à travers une solution d'hydroxyde de calcium, le précipité de CaCO 3 se dissout en raison de sa transformation en bicarbonate de calcium, un sel soluble dans l'eau.

Le rôle du carbone dans le processus de haut fourneau

Les propriétés chimiques du carbone sont utilisées dans production industrielle fer de ses minerais : minerai de fer magnétique, rouge ou brun. Le principal d'entre eux sera les propriétés réductrices du carbone et des oxydes - le monoxyde de carbone et le dioxyde de carbone. Les processus se produisant dans le haut fourneau peuvent être représentés par la séquence de réactions suivante :

• Tout d'abord, le coke brûle dans un courant d'air chauffé à 1 850 °C pour former gaz carbonique: C + O 2 \u003d CO 2.
• En traversant du charbon chaud, il se réduit en monoxyde de carbone : CO 2 + C = 2CO.
• Le monoxyde de carbone réagit avec le minerai de fer, ce qui donne de l'oxyde de fer: 3Fe 2 O 3 + CO \u003d 2Fe 3 O 4 + CO 2, Fe 3 O 4 + CO \u003d 3FeO + CO 2.
• La réaction de production de fer aura la forme suivante : FeO + CO \u003d Fe + CO 2

Le fer fondu dissout un mélange de carbone et de monoxyde de carbone, la substance est obtenue - cémentite.

La fonte fondue dans un haut fourneau, en plus du fer, contient jusqu'à 4,5 % de carbone et d'autres impuretés : manganèse, phosphore, soufre. L'acier, qui diffère de la fonte à plusieurs égards, comme sa capacité à se laminer et à se forger, ne contient que 0,3 à 1,7 % de carbone dans sa composition. Les produits en acier sont largement utilisés dans presque toutes les industries : construction mécanique, métallurgie et médecine.

Dans notre article, nous avons découvert quelles propriétés chimiques du carbone et de ses composés sont utilisées dans champs variés activité humaine.