Фізичні та хімічні властивості Карбону

Відомі чотири кристалічні модифікації вуглецю: графіт, алмаз, карбін і лонсдейліт. Графіт – сіро-чорна, непрозора, жирна на дотик, луската, дуже м'яка маса з металевим блиском. При кімнатній температурі і нормальному тиску графіт термодинамічно стабільний. Алмаз – дуже тверда, кристалічна речовина. Кристали мають кубічні гранецентричні гратки. При кімнатній температурі і нормальному тиску алмаз метастабільний. Помітне перетворення алмаза в графіт спостерігається при температурах вище 1400°С у вакуумі або в інертній атмосфері. При атмосферному тиску і температурі близько 3700°С графіт переганяється. Рідкий карбон може бути отриманий при тиску вище за 10, 5 Мн / м² (1051 кгс/см²) і температурах вище 3700°С. Для твердого вуглецю (кокс, сажа, деревне вугілля) характерно також стан з неврегульованою структурою " Аморфний" вуглець, який не являє собою самостійної модифікації; в основі його будови лежить структура дрібнокристалічного графіту. Нагрівання деяких різновидів " аморфного" вуглеводу вище за 1500-1600°С без доступу повітря викликає їх перетворення в графіт. Фізичні властивості " аморфного" вуглевцю дуже сильно залежать від дисперсності частинок і наявності домішок. Щільність, теплоємність, теплопровідність і електропровідність " аморфного" вуглецю завжди вище, ніж графіту. Карбін отриманий штучно. Він являє собою дрібнокристалічний порошок чорного кольору (щільність 1, 9 - 2 г/см³). Побудований з довгих ланцюжків атомів С, укладених паралельно один одному. Лонсдейліт знайдений в метеоритах і отриманий штучно, його структура і властивості остаточно не встановлені.

Конфігурація зовнішньої оболонки атома вуглецю 2s² 2p². Для Карбону характерне утворення чотирьох ковалентних зв'язків, зумовлене збудження зовнішньої електронної оболонки до стану 2sp³. Тому карбон здатний в рівній мірі як притягати, так і віддавати електрони. Хімічний зв'язок може здійснюватися за рахунок sp³-, sp²- і sp-гібридних орбіталей, яким відповідають координаційні числа 4, 3 і 2. Число валентних електронів карбону і число валентних орбіталей однакове, це одна з причин стійкості зв'язку між атомами Карбону. [5]

Унікальна здатність атомів Карбону сполучатися між собою з утворенням міцних і довгих ланцюгів і циклів призвела до виникнення величезного числа різноманітних з'єднань Карбону, що вивчаються органічною хімією.

У сполуках карбон проявляє ступені окислення -4; +2; +4. Атомний радіус 0, 77, ковалентні радіуси 0, 77, 0, 67, 0, 60 відповідно в одинарному, подвійному і потрійному зв'язках. При звичайних умовах карбон хімічно інертний, при високих температурах він сполучається з багатьма елементами, виявляючи сильні відновні властивості.

Всі форми Карбону стійкі до лугів і кислот іповільно окислюються тільки дуже сильними окислювачами (хромова суміш, суміш концентрованої HNO₃ та KCIO₃ та ін.) " Аморфний" Карбон реагує з фтором при кімнатній температурі, графіт і алмаз – при нагріванні. Безпосередньо з'єднання вуглецю з хлором відбувається в електричній дузі; з бромом і йодом вуглець не реагує, тому численні вуглецю галогеніди синтезують непрямим шляхом. З оксигалогенідів загальної формули COX₂ (де Х - галоген) найбільш відома хлорокис COCI₂ (фосген).

При температурах вище 1000 °С карбон взаємодіє з багатьма металами, даючи карбіди. Всі форми карбону при нагріванні відновлюють оксиди металів з утворенням вільних металів (Zn, Cd, Cu, Pb тощо) або карбідів (CaC₂, Mo₂C, WC, TaC та ін.) Карбон реагує при температурах вище 600-800°С з водяною парою і вуглекислим газом.[16]

Всі форми карбону нерозчинні в звичайних неорганічних і органічних розчинниках, але розчиняються в деяких розплавлених металах (наприклад, Fe, Ni, Co).