Углерод, свойства атома, химические и физические свойства

Применение углерода

Углерод и его соединения имеют огромное значение в жизнедеятельности человека. Из углерода образованы главные виды топлива на Земле — природный газ и нефть. Соединения углерода широко применяются в химической и металлургической промышленности, в строительстве, в машиностроении и медицине. Аллотропные модификации в виде алмазов используют в ювелирном деле, фуллерит и лонсдейлит в ракетостроении. Из соединений углерода изготавливаются различные смазки для механизмов, техническое оборудование и многое другое. Промышленность в настоящее время не может обойтись без углерода, он используется везде!

§ 44. Аллотропные видоизменения углерода

В свободном состоянии углерод образует два аллотропных видоизменения: алмаз и графит. Оба они имеют атомную кристаллическую решетку, но различаются расположением атомов в ней. Решетка алмаза нами уже рассматривалась. Каждый атом углерода в кристалле алмаза связан ковалентными связями с четырьмя другими, размещенными вокруг него на одинаковых расстояниях (рис. 29). Во всех направлениях в алмазе связи одинаково прочные.

Кристаллы графита слагаются, как стопка бумаги из листов, из атомных пластов, образованных смыкающимися друг с другом (наподобие пчелиных сот) шестиугольниками из углеродных атомов (рис. 30). Связи между соседними пластами слабые, и кристалл легко расщепляется на чешуйки. В графите, в отличие от алмаза, содержатся, как в металлах, слабо связанные электроны. В графите у каждого атома участвуют в образовании ковалентных связей лишь 3 из 4 валентных электронов, образуя с соседними атомами три ковалентные связи, направленные под углом 120° друг к другу. Четвертый электрон остается, как в металлах, свободным. Этим электронам графит и обязан своей электропроводностью. Из-за различного атомного строения алмаз и графит проявляют не только различные, но как бы противоположные физические свойства. Алмаз прозрачен, бесцветен, не проводит электрического тока, это самое твердое из природных веществ. Алмазы применяются для резки стекла, бурения горных пород (рис. 29) и в виде «алмазного инструмента» (резцы, сверла, шлифовальные круги) в машиностроении при резке и шлифовке металлов, обеспечивая высокую производительность и высокое качество труда.

Рис. 30. Строение графита и его применение — смазка, карандаш, втулки, электрод

Графит непрозрачен, серого цвета, с металлическим блеском. Благодаря наличию подвижных электронов, он довольно хорошо проводит электрический ток и теплоту; он скользок на ощупь, как смазочные масла, и представляет собой одно из самых мягких из числа твердых веществ. Даже при слабом трении о бумагу графит расслаивается на тончайшие чешуйки, застревающие между волокнами бумаги и оставляющие на ней серый след, например при писании графитовым карандашом. Отсюда произошло и название графита (в переводе с латинского «пишущий»). Из-за мягкости графит в виде порошка заменяет смазочные масла при высоких, а также слишком низких температурах, устилая своими скользкими чешуйками зазор между осью и втулкой. В этих случаях используют также подшипники со втулками из прессованного графита. Из-за электропроводности графит применяют в качестве материала для электродов, а из-за теплопроводности — в виде теплообменных труб в химической промышленности.

В земной коре свободный углерод встречается в виде графита и отдельных кристаллов алмаза: графит довольно часто, алмаз — чрезвычайно редко. В СССР месторождения природных алмазов разрабатываются в Западной Якутии.

Аллотропные разновидности углерода взаимопревратимы при высоких температурах: при этом при обычных давлениях алмаз превращается в графит, а при очень высоких давлениях — графит в алмаз. Алмазный инструмент из искусственных алмазов нисколько не уступает инструменту, изготовленному из природных алмазов.

Часто нам приходится встречаться с аморфным углеродом в виде сажи и угля. По строению аморфный углерод — это тот же графит, но в состоянии тончайшего измельчения. С образованием аморфных форм углерода мы встречаемся в быту. При недосмотре керосиновые лампы коптят, выделяя углерод в виде сажи, а пища «пригорает», выделяя углерод в виде угля. То же самое происходит при сильном нагревании в пробирке лучинок. Дерево чернеет, превращаясь в уголь. При этом образуются горючие газы, их можно поджечь, поднеся к отверстию пробирки зажженную спичку.

Разложение органических веществ посредством нагревания без доступа воздуха (чтобы предотвратить горение) называется сухой перегонкой.

Посредством сухой перегонки каменный уголь превращается в кокс, а древесина — в древесный уголь.

Практическое применение аморфных форм углерода разнообразно. Одно из применений сажи сейчас перед вашими глазами: типографская краска, которой напечатаны буквы этой книги. Из сажи получают тушь. Добавка сажи к резине при производстве автопокрышек повышает их прочность и увеличивает срок службы. Шинная промышленность — главный потребитель сажи.

Кокс и уголь применяют как высококалорийное горючее и как восстановитель в металлургии при выплавке железа и других металлов из руд. Специальные сорта угля применяются в качестве адсорбентов.

Другие возможные формы

  • Чаоит — минерал, который, как считают, сформирован под воздействием ударов метеоритов. Он описывается как несколько более твёрдый, чем графит, с отблеском от серого до белого цвета. Тем не менее, существование такого состояния углерода считается спорным.
  • Металлический углерод — теоретические исследования показали, что в фазовой диаграмме углерода (алмаза) под воздействием огромного давления есть области, где он металлический. Это показывает, что она также может стать сверхпроводящим при очень низкой температуре (4 кельвина).
  • Гексагонит — теоретически, вместо 6-атомных колец графита, один s- и p-валентный атом углерода может быть вставлен между каждым из шести sp² атомов.
  • Призман C8 — другая возможная метастабильная форма.
  • Диуглерод — метастабильные частицы С2

Карбонилы.

Монооксид углерода способен непосредственно реагировать со многими металлами или ионами металлов, образуя комплексные соединения, называемые карбонилами, например Ni(CO)4, Fe(CO)5, Fe2(CO)9, 3, Mo(CO)6, 2. Связь в этих соединениях аналогична связи в описанных выше цианокомплексах. Ni(CO)4 – летучее вещество, используется для отделения никеля от других металлов. Ухудшение структуры чугуна и стали в конструкциях часто связано с образованием карбонилов. Водород может входить в состав карбонилов, образуя карбонилгидриды, такие, как H2Fe(CO)4 и HCo(CO)4, проявляющие кислотные свойства и реагирующие со щелочью:

H2Fe(CO)4 + NaOH → NaHFe(CO)4 + H2O

Известны также карбонилгалогениды, например Fe(CO)X2, Fe(CO)2X2, Co(CO)I2, Pt(CO)Cl2, где Х – любой галоген (см. также МЕТАЛЛООРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ).

Токсическое действие

Углерод поступает в окружающую среду в составе выхлопных газов автотранспорта, при сжигании угля на ТЭС, при открытых разработках угля, подземной его газификации, получении угольных концентратов и др. Концентрация углерода над источниками горения 100—400 мкг/м³, крупными городами 2,4—15,9 мкг/м³, сельскими районами 0,5 — 0,8 мкг/м³. С газоаэрозольными выбросами АЭС в атмосферу поступает (6—15)⋅109 Бк/сут 14CO2.

Высокое содержание углерода в атмосферных аэрозолях ведет к повышению заболеваемости населения, особенно верхних дыхательных путей и легких. Профессиональные заболевания — в основном антракоз и пылевой бронхит. В воздухе рабочей зоны ПДК, мг/м³: алмаз 8,0, антрацит и кокс 6,0, каменный уголь 10,0, технический углерод и углеродная пыль 4,0; в атмосферном воздухе максимальная разовая 0,15, среднесуточная 0,05 мг/м³.

Токсическое действие 14C, вошедшего в состав биологических молекул (особенно в ДНК и РНК), определяется его радиационным взаимодействием с β-частицами (14C (β) → 14N), приводящим к изменению химического состава молекулы. Допустимая концентрация 14С в воздухе рабочей зоны ДКА 1,3 Бк/л, в атмосферном воздухе ДКБ 4,4 Бк/л, в воде 3,0⋅104 Бк/л, предельно допустимое поступление через органы дыхания 3,2⋅108 Бк/год.

Различия в свойствах аллотропов элементов

Аллотропы — это разные структурные формы одного и того же элемента, которые могут проявлять совершенно разные физические свойства и химическое поведение. Смена аллотропных форм вызывается теми же силами, которые влияют на другие структуры, то есть давлением , светом и температурой . Следовательно, стабильность конкретных аллотропов зависит от конкретных условий. Например, железо превращается из объемноцентрированной кубической структуры ( феррит ) в гранецентрированную кубическую структуру ( аустенит ) при температуре выше 906 ° C, а олово подвергается модификации, известной как оловянный вредитель, из металлической формы в полупроводниковую форму ниже 13,2 °. С (55,8 ° F). В качестве примера аллотропов, имеющих различное химическое поведение, озон (O 3 ) является гораздо более сильным окислителем, чем дикислород (O 2 ).

[править] Распространение


Круговорот углерода в природе

Углерод в природе встречается как в свободном состоянии, так и в виде различных соединений. Среднее содержание углерода в земной коре 2,3 × 10−2 %; основная масса углерода концентрируется в осадочных горных породах. Накопление углерода в основном происходит в верхней части земной коры, где его присутствие связано в основном с живым веществом, природными карбонатами (доломитами и известняками), топливными ископаемыми: антрацитом (94-97 % С), каменным углем (76-95 % С), бурым углем (64-80 % С), нефтью (82-87 % С), горючими сланцами (56-78 % С), торфом (53-56 % С), горючими природными газами (до 99 % метана), а также с битумами и др. Известно более 100 минералов углерода, среди которых самые распространенные карбонаты кальция, магния и железа. Он входит в состав каменного угля, нефти и природного газа, а также различных минералов: мрамора, мела и известняка, доломита, магнезита, малахита. 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 (~ 17,5 %). В древесине количество элемента составляет 50 %. 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).

Круговорот углерода в природе включает биологический цикл, выделение углекислого газа в атмосферу из вулканических газов, при сгорании ископаемого топлива, горячих минеральных источников, из поверхностных слоев океанических вод, а также при дыхании, брожении, гниении.

Биологический цикл состоит в том, что углерод в виде углекислого газа поглощается из тропосферы растениями в процессе фотосинтеза, а затем из биосферы он снова возвращается в геосферу, частично из-за организмов животных и человека, и в виде углекислого газа — в атмосферу.

В газообразном состоянии и в виде соединений с азотом и водородом углерод обнаружен в атмосфере Солнца, планет, он найден в каменных и железных метеоритах.

На Солнце углерод занимает четвёртое место по распространенности после водорода, гелия и кислорода.

Важную роль углерод играет в космосе — участвуя в процессах нуклеосинтеза (углеродно-азотный цикл, тройная α-реакция).

В природе встречается минерал шунгит, в котором содержится как твердый углерод (≈ 25 %), так и значительные количества оксида кремния (≈ 35 %).

Атом и молекула углерода. Формула углерода. Строение атома углерода:

Углерод (лат. Carboneum) – химический элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с обозначением С и атомным номером 6. Расположен в 14-й группе (по старой классификации – главной подгруппе четвертой группы), втором периоде периодической системы.

Углерод – неметалл.

Углерод обладает способностью образовывать полимерные цепочки, что порождает огромный класс соединений на основе углерода, называемых органическими, которых значительно больше, чем неорганических.

Углерод обозначается символом С.

Как простое вещество углерод при нормальных условиях представляет собой матово-чёрное (графит) либо прозрачное (алмаз) вещество. Встречаются и иные аллотропные модификации углерода, имеющие иной внешний вид.

Молекула углерода одноатомна.

Химическая формула углерода С.

Электронная конфигурация атома углерода 1s2 2s2 2p2. Потенциал ионизации (первый электрон) атома углерода равен 1086,45 кДж/моль (11,2602880(11) эВ).

Строение атома углерода. Атом углерода состоит из положительно заряженного ядра (+6), вокруг которого по двум оболочкам движется 6 электронов. При этом 2 электрона находятся на внутреннем уровне, а 4 электрона – на внешнем. Поскольку углерод расположен во втором периоде, оболочек всего две. Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая – внешняя оболочка представлены s- и р-орбиталями. На внешнем энергетическом уровне атома углерода на 2s-орбитали находятся два спаренных электрона, на 2p-орбитали находятся два неспаренных электрона. В свою очередь ядро атома углерода состоит из 6 протонов и 6 нейтронов. Углерод относится к элементам p-семейства.

Радиус атома углерода (вычисленный) составляет 67 пм.

Атомная масса атома углерода составляет 12,0096-12,0116 а. е. м.

Содержание углерода в земной коре составляет 0,18 %, в морской воде и океане – 0,0028 %.

Примеры аллотропии

При нагревании металлов в процессе превращения поглощается тепло, при этом изменение решеточной конструкции происходит при одной и той же температуре. Аллотропным модификациям подвергаются многие металлы, например, титан, железо, олово и др. Железо при нагревании до +1390ºС характеризуется гранецентрированной решеткой. Повышение температуры до +1540ºС ведет к перестройке до центрировано-кубической структуры.

Аллотропные модификации металлов:

  1. Олово. Изучено 3 состояния металла. Серое олово относится к полупроводникам, находится в виде мелких кристаллов порошка, свойства вещества основываются на алмазоподобном строении решетки. Пластичное белое олово отличается серебристым цветом и имеет устойчивое состояние при температуре до +161ºС. Гамма-олово с ромбической структурой — плотное и хрупкое вещество, существует при нагревании до +232ºС.
  2. Железо. Имеет 4 кристаллические реформации. Феррит отличается объемно-кубической решеткой и не превращается до +768ºС. Второе состояние отличается размерами решетки и температурой плавления (до +917ºС). Третья и четвертая модификации существуют при температуре до +1394 и свыше этого показателя, соответственно.
  3. Лантаноиды. К ним относится диспрозий, самарий, иттербий и церий. Каждый элемент насчитывает по 2−3 аллотропных формы.
  4. Актиноиды: Плутоний может преобразовываться в разный модификации 7 раз, а нептуний, уран, берклий, прометий способны изменять форму по 3 раза. Легкие актиноиды отличаются объемноцентрированной структурой, а тяжелые имеют гранецентрированную решетку.

Аллотропные преобразования и переходы

Наиболее характерны аллотропные преобразования для неметаллических веществ (кроме галогенов (хлор, бром, йод) и инертных газов (аргон, ксенон и неон)), полуметаллов и, реже всего, для металлов. Переходы элемента в иную форму, отличающуюся от его стандартной модификации, происходят при изменении условий окружающей среды. Основными факторами, влияющими на аллотропные преобразования, являются изменения давления и температуры, которые могут воздействовать на элементы как поодиночке, так и комплексно. Примерами элементов, обладающих аллотропией, и их модификациями являются:

  • углерод, который можно назвать лидером по количеству изученных аллотропных форм;
  • фосфор, для которого известны 11 аллотропных соединений;
  • кислород, существующий в виде О2 (собственно, кислорода) и О3 (озона);
  • железо, образующее четыре кристаллические модификации (α-Fe или феррит, β-Fe, γ-Fe или аустенит и δ-Fe);
  • кремний, который может находиться как в аморфной, так и в кристаллической формах;
  • азот, имеющий полимерную модификацию, в пять раз превышающую по мощности неядерные взрывчатые материалы.

Общее понятие

Аллотропия проявляется, благодаря разному составу микрочастиц простой материи и координируется вариантом размещения молекул и атомов в кристаллической решетке. Вещество кристаллизуется в нескольких модификациях, при этом два параметра простой ячейки совпадают. Изменение состояния происходит из-за отличия третьего показателя, который учитывает расстояние между сопредельными слоями.

Явление часто обнаруживается в структурах, которые равнозначны гексагональному и кубическому расположению атомов. Соседняя атомная среда представляет эквивалентное окружение, а различия проявляются на удаленных сферах. Энергетические характеристики решеток приблизительно равны, поэтому физические свойства разных состояний одного элемента остаются похожими.

Первые примеры аллотропных модификаций показал шведский минералог и химик Берцелиус середине XIX века для выделения различных форм нахождения элемента. Через 2 десятка лет была принята гипотеза итальянского химика А. Авогадро о многоатомных молекулах и стало видно, что от строения частиц зависит проявление элемента в материи. Например, О3 — озон, а О2 — кислород.

В 1912 году ученые определили, что различия в структуре простых элементов, например, фосфора или углерода, относятся к первопричинам существования двух и более состояний. В настоящее время аллотропией называется видоизменение простых материй, независимо от агрегатного вида. Изменения в твердых состояниях сложных и простых веществ имеет название полиморфизма. Два определения совпадают, если речь идет о простых материалах в твердом виде (железо, сера в кристаллах, фосфор).

Свойства углерода (таблица): температура, плотность, давление и пр.:

100 Общие сведения  
101 Название Углерод
102 Прежнее название
103 Латинское название Carboneum
104 Английское название Carbon
105 Символ С
106 Атомный номер (номер в таблице) 6
107 Тип Неметалл
108 Группа
109 Открыт Известен с древних времен
110 Год открытия 3750 г. до н.э.
111 Внешний вид и пр. Матово-чёрный (графит) либо прозрачный (алмаз) минерал
112 Происхождение Природный материал
113 Модификации
114 Аллотропные модификации более 10 аллотропных модификаций углерода. Из них наиболее известны:

– алмаз,

– графит,

– аморфный углерод,

– лонсдейлит,

– карбин,

– графен,

фуллерен,

– углеродные нанотрубки,

– углеродные нановолокна,

– астралены,

– стеклоуглерод,

– колоссальные углеродные трубки,

– углеродные нанопочки,

– углеродная нанопена,

– Q-углерод,

– графин

115 Температура и иные условия перехода аллотропных модификаций друг в друга
116 Конденсат Бозе-Эйнштейна
117 Двумерные материалы Графен, графин
118 Содержание в атмосфере и воздухе (по массе) в составе углекислого газа и метана, содержание которых в атмосфере и воздухе 0,046 % и 0,000084 % соответственно
119 Содержание в земной коре (по массе) 0,18 %
120 Содержание в морях и океанах (по массе) 0,0028 %
121 Содержание во Вселенной и космосе (по массе) 0,5 %
122 Содержание в Солнце (по массе) 0,3 %
123 Содержание в метеоритах (по массе) 1,5 %
124 Содержание в организме человека (по массе) 23 %
200 Свойства атома  
201 Атомная масса (молярная масса)* 12,0096-12,0116 а. е. м. (г/моль)
202 Электронная конфигурация 1s2 2s2 2p2
203 Электронная оболочка

K2 L4 M0 N0 O0 P0 Q0 R0

204 Радиус атома (вычисленный) 67 пм
205 Эмпирический радиус атома 70 пм
206 Ковалентный радиус* 76 пм
207 Радиус иона (кристаллический) C4+

29 (4) пм,

30 (6) пм

(в скобках указано координационное число – характеристика, которая определяет число ближайших частиц (ионов или атомов) в молекуле или кристалле)

208 Радиус Ван-дер-Ваальса 170 пм
209 Электроны, Протоны, Нейтроны 6 электронов, 6 протонов, 6 нейтронов
210 Семейство (блок) элемент p-семейства
211 Период в периодической таблице 2
212 Группа в периодической таблице 14-ая группа (по старой классификации – главная подгруппа 4-ой группы)
213 Эмиссионный спектр излучения
300 Химические свойства  
301 Степени окисления -4 , -3 , -2 , -1 , 0 , +1, +2, +3, +4
302 Валентность II, IV
303 Электроотрицательность 2,55 (шкала Полинга)
304 Энергия ионизации (первый электрон) 1086,45 кДж/моль (11,2602880(11) эВ)
305 Электродный потенциал
306 Энергия сродства атома к электрону 153,9 кДж/моль
400 Физические свойства
401 Плотность* 1,8-2,1 г/см3 (при 20 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – твердое тело) – аморфный углерод,

2,267 г/см3 (при 20 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – твердое тело) – графит,

3,515 г/см3 (при 20 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – твердое тело) – алмаз

402 Температура плавления
403 Температура кипения
404 Температура сублимации 3642 °C (3915 K, 6588 °F) – графит
405 Температура разложения 1000 °C (1273 K, 1832 °F) – алмаз. Продукты разложения алмаза – графит
406 Температура самовоспламенения смеси газа с воздухом
407 Удельная теплота плавления (энтальпия плавления ΔHпл)
408 Удельная теплота испарения (энтальпия кипения ΔHкип) 715  кДж/моль (сублимация)
409 Удельная теплоемкость при постоянном давлении
410 Молярная теплоёмкость* 8,517Дж/(K·моль) – графит,

6,155 Дж/(K·моль) – алмаз,

411 Молярный объём 5,31 см³/моль – графит,

3,42 см³/моль – алмаз,

412 Теплопроводность 119-165 Вт/(м·К) (при стандартных условиях) – графит,

900-2300 Вт/(м·К) (при стандартных условиях) – алмаз

500 Кристаллическая решётка
511 Кристаллическая решётка #1 α-графит
512 Структура решётки

Гексагональная

513 Параметры решётки a = 2,46 Å, c = 6,71 Å
514 Отношение c/a 2,73
515 Температура Дебая
516 Название пространственной группы симметрии P63/mmc
517 Номер пространственной группы симметрии 194
521 Кристаллическая решётка #2 Алмаз
522 Структура решётки

Кубическая алмазная

523 Параметры решётки a = 3,567 Å
524 Отношение c/a
525 Температура Дебая 1860 K
526 Название пространственной группы симметрии Fd_ 3m
527 Номер пространственной группы симметрии 225
900 Дополнительные сведения
901 Номер CAS 7782-42-5 – графит,

7782-40-3 – алмаз

Примечание:

201* Указан диапазон значений атомной массы в связи с различной распространённостью изотопов данного элемента в природе.

206* Ковалентный радиус углерода согласно составляет для sp3 – 77 пм, для sp2 – 73 пм, sp – 69 пм, согласно составляет 77 пм.

401* Плотность графита согласно составляет 2,25 г/см3 (при 0 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – твердое тело).

410* Молярная теплоемкость графита согласно составляет 8,54 Дж/(K·моль).

[править] Применение

Применение сажи

Древесный уголь обладает способностью адсорбировать (поглощать) на своей поверхности различные газы и некоторые вещества из растворов. Адсорбция происходит поверхностью угля, поэтому он способнен поглощать (адсорбировать) тем большее количество веществ, чем больше его суммарная поверхность, то есть чем больше он измельчен или пористый. Пористость, а вместе с тем и адсорбционная способность древесного угля, резко увеличивается при предварительном нагреве в струе водяного пара. При этом поры угля очищаются от смолистых веществ, и его внутренняя поверхность резко увеличивается. Такой уголь называется активированным.

Активированный древесный уголь широко используется в сахарном производстве для очистки сахарного сиропа от примесей, оказывающих ему желтой окраски, в спиртовом производстве — для очистки винного спирта от сивушных масел, в некоторых производствах — для улавливания паров ценных летучих веществ: бензина, эфира, сероуглерода, бензола и т. п. с последующим удалением при нагревании.

В Первую мировую войну активированный уголь по предложению академика М. Д. Зелинского был применен в противогазах для защиты органов дыхания от отравляющих газов, в частности от хлора, который немцы впервые применили в 1915 году. Активированный уголь как адсорбент применяется и в современных противогазах.

Графит используется в карандашной промышленности, но в смеси с глиной, для уменьшения его мягкости. Также его используют в качестве смазки при особо высоких или низких температурах. Его высокая температура плавления позволяет делать из него тигли для заливки металлов. Способность графита проводить электрический ток также позволяет изготавливать из него высококачественные электроды.

Алмаз, благодаря исключительной твердости, незаменимый абразивный материал. Алмазное напыление имеют шлифовальные насадки бормашин. Кроме этого, ограненные алмазы — бриллианты используются как драгоценные камни в ювелирных украшениях. Благодаря редкости, высоким декоративным качествам и стечению исторических обстоятельств, бриллиант 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 фармакологии и медицине широко используются различные соединения углерода — производные угольной кислоты и карбоновых кислот, различные гетероциклы, полимеры и другие соединения. Так, карболен (активированный уголь), применяется для абсорбции и выведения из организма различных токсинов; графит (в виде мазей) — для лечения кожных заболеваний; радиоактивные изотопы углерода — для научных исследований (радиоуглеродный анализ).

Углерод в виде ископаемого топлива: угля и углеводородов (нефть, природный газ) — один из важнейших источников энергии для человечества.

История открытия

Углерод использовался людьми с давних времен. Грекам был известен графит и уголь, а алмазы впервые нашлись в Индии. К слову, в качестве графита люди часто принимали схожие по виду соединения. Но даже несмотря на это, графит широко использовался для письма, ведь даже слово «графо» с греческого языка переводится как «пишу».

В настоящее время графит используется так же в письме, в частности его можно встретить в карандашах. В начале 18 века в Бразилии началась торговля алмазами, были открыты многие месторождения, а уже во второй половине 20 века люди научились получать ненатуральные драгоценные камни.

На настоящий момент ненатуральные алмазы используются в промышленности, а настоящие – в ювелирной сфере.

Понятие об аллотропии

Формула графита показывает, что в состав этого вещества входит только углерод в свободном виде. Хотя в природе он часто встречается и в виде соединений. Такими примерами являются углекислый и угарный газ, известняк, мел, мрамор.

Дело в том, что формула графита в химии такая же, как и у алмаза. Возможно ли это? Получается, что вещества с одинаковым составом имеют абсолютно разные свойства. Такое явление называется аллотропией. Она может быть обусловлена количеством атомов в молекуле вещества или их пространственным расположением. Примером первого случая является кислород. Если в молекуле два атома этого химического элемента, образуется кислород, а если три — озон.