Углерод — химические и физические свойства. Что такое углерод? Описание, свойства и формула углерода Углерод газообразное вещество

Углерод – это, наверное, один из самых впечатляющих элементов химии на нашей планете, который обладает уникальной способностью образовывать огромное множество различных органических и неорганических связей.

Одним словом, углеродные соединения, которые обладают уникальными характеристиками – основа жизни на нашей планете.

Что такое углерод

В химической таблице Д.И. Менделеева углерод находится под шестым номером, входит в 14 группу и носит обозначение «С».

Физические свойства

Это водородное соединение, входящее в группу биологических молекул, молярная масса и молекулярная масса которого – 12,011, температура плавления составляет 3550 градусов.

Степень окисления данного элемента может быть: +4, +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3, -4, а плотность составляет 2,25 г/см 3 .

В агрегатном состоянии углерод — твердое вещество, а кристаллическая решетка — атомная.

Углерод имеет следующие аллотропные модификации:

графит;
фуллерен;
карбин.

Строение атома

Атом вещества имеет электронную конфигурацию вида — 1S 2 2S 2 2P 2 . На внешнем уровне у атома 4 электрона, находящиеся на двух разных орбиталях.

Если же брать возбужденное состояние элемента, то его конфигурация становится 1S 2 2S 1 2P 3 .

К тому же атом вещества может быть первичным, вторичным, третичным и четвертичным.

Химические свойства

Пребывая в нормальных условиях, элемент инертен и во взаимодействие с металлами и неметаллами вступает при повышенных температурах:

взаимодействует с металлами, вследствие чего образуются карбиды;
вступает в реакцию с фтором (галоген);
при повышенных температурах взаимодействует с водородом и серой;
при повышении температуры обеспечивает восстановление металлов и неметаллов из оксидов;
при 1000 градусах вступает во взаимодействие с водой;
при повышении температуры горит.

Получение углерода

Углерод в природе можно найти в виде черного графита либо же, что очень редко, в виде алмаза. Ненатуральный графит получают с помощью реакции кокса с кремнеземом.

А ненатуральные алмазы получают, применяя тепло и давление вместе с катализаторами. Так металл расплавляется, а получившийся алмаз выходит в виде осадка.

Добавление азота приводит к получению желтоватых алмазов, а бора – голубоватых.

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.

Роль углерода в организме человека

В тело человека углерод попадает вместе с пищей, в течение суток – 300 г. А общее количество вещества в человеческом организме составляет 21% от массы тела.

Из данного элемента состоят на 2/3 мышцы и 1/3 костей. А выводится из тела газ вместе с выдыхаемым воздухом либо же с мочевиной.

Стоит отметить: без этого вещества жизнь на Земле невозможна, ведь углерод составляет связи, помогающие организму бороться с губительным влиянием окружающего мира.

Таким образом, элемент способен составлять продолжительные цепи либо же кольца атомов, которые представляют собой основу для множества других важных связей.

Нахождение в природе углерода

Элемент и его соединения можно встретить повсюду. В первую очередь отметим, что вещество составляет 0,032% от общего количества земной коры.

Одиночный элемент можно встретить в каменном угле. А кристаллический элемент находится в аллотропных модификациях. Также в воздухе постоянно растет количество углекислого газа.

Большую концентрацию элемента в окружающей среде можно встретить в качестве соединений с различными элементами. Например, двуокись углерода содержится в воздухе в количестве 0,03%. В таких минералах как известняк или же мрамор, содержатся карбонаты.

Все живые организмы несут в себе соединения углерода с иными элементами. К тому же остатки живых организмов становятся такими отложениями, как нефть, битум.

Применение углерода

Соединения этого элемента широко используются во всех сферах нашей жизни и перечислять их можно бесконечно долго, поэтому мы укажем несколько из них:

графит используется в грифелях карандашей и изготовлении электродов;
алмазы нашли свое широкое применение в ювелирной сфере и в буровом деле;
углерод используют как восстановитель для выведения таких элементов, как железная руда и кремний ;
активированный уголь, состоящий в основном из этого элемента, широко используется в медицинской области, промышленности и в быту.

Углерод известен с глубокой древности. В 1778 К. Шееле, нагревая графит с селитрой, обнаружил, что при этом, как и при нагревании угля с селитрой, выделяется углекислый газ. Химический состав алмаза был установлен в результате опытов А.Лавуазье (1772) по изучения горения алмаза на воздухе и исследований С.Теннанта (1797), доказавшего, что одинаковые количества алмаза и угля дают при окислении равные количества углекислого газа. Углерод как химический элемент был признан только в 1789 А.Лавуазье. В начале XIX в. старое слово уголь в русской химической литературе иногда заменялось словом "углетвор" (Шерер, 1807; Севергин, 1815); с 1824 г. Соловьев ввел название углерод. Латинское название сarboneum углерод получил от сarbo - уголь.

Получение:

Неполное сжигание метана: СН 4 + О 2 = С + 2Н 2 О (сажа);
Сухая перегонка древесины, каменного угля (древесный уголь, кокс).

Физические свойства:

Известны несколько кристаллических модификаций углерода: графит,алмаз, карбин, графен.
Графит - серо-черная, непрозрачная, жирная на ощупь, чешуйчатая, очень мягкая масса с металлическим блеском. При комнатной температуре и нормальном давлении (0,1 Мн/м 2 , или 1кгс/см 2) графит термодинамически стабилен. При атмосферном давлении и температуре около 3700°С графит возгоняется. Жидкий углерод может быть получен при давлении выше 10,5 Мн/м 2 (1051 кгс/см2) и температурах выше 3700°С. Cтруктура мелкокристаллического графита лежит в основе строения "аморфного" углерода, который не представляет собой самостоятельной модификации (кокс, сажа, древесный уголь). Нагревание некоторых разновидностей "аморфного" углерода выше 1500-1600°С без доступа воздуха вызывает их превращение в графит. Физические свойства "аморфного" углерода очень сильно зависят от дисперсности частиц и наличия примесей. Плотность, теплоемкость, теплопроводность и электропроводность "аморфного" углерода всегда выше, чем графита.
Алмаз - очень твердое, кристаллическое вещество. Кристаллы имеют кубическую гранецентрированную решетку: а=3,560. При комнатной температуре и нормальном давлении алмаз метастабилен. Заметное превращение алмаза в графит наблюдается при температурах выше 1400°С в вакууме или в инертной атмосфере.
Карбин получен искусственно. Он представляет собой мелкокристаллический порошок черного цвета (плотность 1,9 - 2 г/см 3). Построен из длинных цепочек атомов С, уложенных параллельно друг другу.
Графен - мономолекулярный слой (слой, толщиной в одну молекулу) атомов углерода, которые плотно упакованы в двухмерную решетку, по форме напоминающую пчелиные соты. Графен был впервые получен и исследован Александром Геймом и Константином Новоселовым, которые стали за это открытие лауреатами Нобелевской премии по физике 2010 года.

Химические свойства:

Углерод малоактивен, на холоду реагирует только с F 2 (образуя CF 4). При нагревании реагирует со многими неметаллами и сложными веществами, проявляя восстановительные свойства:
CO 2 + C = CO выше 900°С
2H 2 O + C = CO 2 + H 2 выше 1000°С или H 2 O + C = CO + H 2 выше 1200°С
CuO + C = Cu + CO
HNO 3 + 3C = 3 CO 2 + 4 NO + 2 H 2 O
Слабые окислительные свойства проявляются в реакциях с металлами, водородом
Ca + С = CaС 2 карбид кальция
Si + С = CSi карборунд
CaO + C = CaC 2 + CO

Важнейшие соединения:

Оксиды СО, СО 2
Угольная кислота Н 2 СО 3 , карбонаты кальция (мел, мрамор, кальцит, известняк),
Карбиды СаС 2
Органические вещества , например углеводороды, белки, жиры

Применение:

Графит используется в карандашной промышленности, также исполузется как смазка при особо высоких или низких температурах. Алмаз используется в качестве абразивного материала, драгоценных камней в ювелирных украшениях. Алмазным напылением обладают шлифовальные насадки бормашин. В фармакологии и медицине используются соединения углерода - производные угольной кислоты и карбоновых кислот, различные гетероциклы, полимеры и др. 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.

Карпенко Д.
ХФ ТюмГУ 561гр.

Источники:
Углерод // Википедия. Дата обновления: 18.01.2019. URL: https://ru.wikipedia.org/?oldid=97565890 (дата обращения: 04.02.2019).

Углерод (С) - шестой элемент периодической таблицы Менделеева с атомным весом 12. Элемент относится к неметаллам и имеет изотоп 14 С. Строение атома углерода лежит в основе всей органической химии, т. к. все органические вещества включают молекулы углерода.

Атом углерода

Положение углерода в периодической таблице Менделеева:

шестой порядковый номер;
четвёртая группа;
второй период.

Рис. 1. Положение углерода в таблице Менделеева.

Опираясь на данные из таблицы, можно заключить, что строение атома элемента углерода включает две оболочки, на которых расположено шесть электронов. Валентность углерода, входящего в состав органических веществ, постоянна и равна IV. Это значит, что на внешнем электронном уровне находится четыре электрона, а на внутреннем - два.

Из четырёх электронов два занимают сферическую 2s-орбиталь, а оставшиеся два - 2p-орбиталь в виде гантели. В возбуждённом состоянии один электрон с 2s-орбитали переходит на одну из 2p-орбиталей. При переходе электрона с одной орбитали на другую затрачивается энергия.

Таким образом, возбуждённый атом углерода имеет четыре неспаренных электрона. Его конфигурацию можно выразить формулой 2s 1 2p 3 . Это даёт возможность образовывать четыре ковалентные связи с другими элементами. Например, в молекуле метана (СН 4) углерод образует связи с четырьмя атомами водорода - одна связь между s-орбиталями водорода и углерода и три связи между p-орбиталями углерода и s-орбиталями водорода.

Схему строения атома углерода можно представить в виде записи +6C) 2) 4 или 1s 2 2s 2 2p 2 .

Рис. 2. Строение атома углерода.

Физические свойства

Углерод встречается в природе в виде горных пород. Известно несколько аллотропных модификаций углерода:

графит;
алмаз;
карбин;
уголь;
сажа.

Все эти вещества отличаются строением кристаллической решётки. Наиболее твёрдое вещество - алмаз - имеет кубическую форму углерода. При высоких температурах алмаз превращается в графит с гексагональной структурой.

Рис. 3. Кристаллические решётки графита и алмаза.

Химические свойства

Атомное строение углерода и его способность присоединять четыре атома другого вещества определяют химические свойства элемента. Углерод реагирует с металлами, образуя карбиды:

Са + 2С → СаС 2 ;
Cr + C → CrC;
3Fe + C → Fe 3 C.

Также реагирует с оксидами металлов:

2ZnO + C → 2Zn + CO 2 ;
PbO + C → Pb + CO;
SnO 2 + 2C → Sn + 2CO.

При высоких температурах углерод реагирует с неметаллами, в частности с водородом, образуя углеводороды:

С + 2Н 2 → СН 4 .

С кислородом углерод образует углекислый газ и угарный газ:

С + О 2 → СО 2 ;
2С + О 2 → 2СО.

Угарный газ также образуется при взаимодействии с водой.

Рассмотрение особенностей строения атома углерода и его электронного состояния является основополагающим для правильного понимания теории химического строения. Рассмотрим сначала положение углерода в периодической системе (ПС). Для удобства характеристики элемента по ПС можно использовать следующий алгоритм:

Порядковый номер элемента (№) определяет его заряд ядра (зарядное число Z ), а следовательно, количество протонов N$p^+$ (обозначение протона - $p_1^+$) и общее количество электронов N$\bar{e}$ (обозначение электрона - $\bar{e}$) в ядре. Для углерода порядковый номер равен 6, следовательно, ядро атома углерода состоит из 6 протонов и 6 электронов. Схематически это рассуждение можно записать следующим образом: №$ (C)=6 \Rightarrow Z = 6; \hspace{2pt}N\bar{e} = 6$.

Атомная масса элемента, или массовое число изотопа (A) равно сумме масс протонов и нейтронов (обозначение нейтрона - $n_1^0$) в ядре, следовательно, по разности можно вычислить количество нейтронов N. Для углерода атомная масса равна 12 а.е.м., следовательно, количество нейтронов в атоме углерода равно 6. Схематическая запись: $A(C) =12 \textrm{а.е.м.} \Rightarrow N =A-Z=12-6=6$.

Номер периода, в котором находится элемент в ПС, численно равен главному (радиальному) квантовому числу n и определяет число энергетических уровней в атоме. Иногда встречается другое обозначение главного квантового числа - $n_r$ (по Зоммерфельду). Углерод находится во втором периоде ПС, следовательно, имеет два энергетических уровня, главное квантовое число равно 2. Схематическая запись: № пер. = 2 => n = 2.

Номер группы , в которой расположен элемент в ПС, соответствует числу электронов на внешнем энергетическом уровне. Углерод расположен в IV группе главной подгруппы, следовательно, на внешнем энергетическом уровне у него 4 электрона. Схематическая запись: № гр. = IV => N$\bar{e}_\textrm{валентных}$ = 4.

Подводя итог, можно сказать, что в основном (невозбужденном) состоянии на внешнем энергетическом уровне атома углерода находятся 4 валентных электрона, при этом s-электроны образуют электронную пару, и 2 р-электрона не спарены.

Для валентного электронного слоя атома углерода главное квантовое число n равно 2, орбитальное квантовое число l равно 0, что соответствует s-орбитали и равно 1 для р-орбиталей; магнитное квантовое число m = –l, 0, +l; то есть m = 0 (при l = 0) и m = –1, 0, 1 (при l = 1).

Определение

Атомной орбиталью (АО) называется графическое трехмерное изображение электронной плотности, то есть область пространства, в которой вероятность нахождения электрона максимальна.

В органических соединениях атом углерода всегда четырехвалентен, это значит, что в образовании химической связи участвуют все 4 валентных электрона. Но в образовании связи участвуют только неспаренные электроны! Чтобы объяснить несоответствие между понятием валентности и электронным строением атома углерода, следует применить модель возбужденного состояния атома углерода $C^*$ , допускающая переход электрона с 2s- на 2р-подуровень:

В этом случае энергия, затрачиваемая на переход электрона, компенсируется энергией, высвобождаемой при образовании двух дополнительных связей. Однако такая модель предполагает нахождение электрона на четырех «чистых» орбиталях - одной s и трех р.

Тогда в возбужденной состоянии атома энергия s-орбитали должна быть меньше энергии образования р-орбиталей. На самом деле это не совсем так. Как показывают исследования, энергия всех четырех образующихся в результате «перескока» электрона орбиталей примерно одинаковая, соответственно, и энергии образования связей в молекуле с одинаковыми гетероатомами (например, атомами водорода в метане) тоже примерно равны, причем энергия каждой из вновь образующихся орбиталей больше, чем энергия «чистой» s-орбитали, но меньше, чем энергия «чистой» р-орбитали.

Углерод (лат. Carboneum), С, химический элемент IV группы периодической системы Менделеева, атомный номер 6, атомная масса 12,011. Известны два стабильных изотопа: 12 С (98,892%) и 13 С (1,108%). Из радиоактивных изотопов наиболее важен 14 С с периодом полураспада(Т ½ = 5,6·10 3 лет). Небольшие количества 14 С (около 2·10 -10 % по массе) постоянно образуются в верхних слоях атмосферы при действии нейтронов космического излучения на изотоп азота 14 N. По удельной активности изотопа 14 С в остатках биогенного происхождения определяют их возраст. 14 С широко используется в качестве изотопного индикатора.

Историческая справка. Углерод известен с глубокой древности. Древесный уголь служил для восстановления металлов из руд, алмаз - как драгоценный камень. Значительно позднее стали применять графит для изготовления тиглей и карандашей.

В 1778 году К. Шееле, нагревая графит с селитрой, обнаружил, что при этом, как и при нагревании угля с селитрой, выделяется углекислый газ. Химический состав алмаза был установлен в результате опытов А. Лавуазье (1772) по изучению горения алмаза на воздухе и исследований С. Теннанта (1797), доказавшего, что одинаковые количества алмаза и угля дают при окислении равные количества углекислого газа. Углерод был признан химическим элементом в 1789 году Лавуазье. Латинское название сагboneum Углерод получил от carbo - уголь.

Распространение Углерода в природе. Среднее содержание Углерода в земной коре 2,3·10 -2 % по массе (1·10 -2 в ультраосновных, 1·10 -2 - в основных, 2·10 -2 - в средних, 3·10 -2 - в кислых горных породах). Углерод накапливается в верхней части земной коры (биосфере): в живом веществе 18% Углерода, древесине 50%, каменном угле 80%, нефти 85%, антраците 96%. Значительная часть Углерода литосферы сосредоточена в известняках и доломитах.

Число собственных минералов Углерода - 112; исключительно велико число органических соединений Углерода - углеводородов и их производных.

С накоплением Углерода в земной коре связано накопление и многих других элементов, сорбируемых органическим веществом и осаждающихся в виде нерастворимых карбонатов, и т. д. Большую геохимическую роль в земной коре играют СО 2 и угольная кислота. Огромное количество СО 2 выделяется при вулканизме - в истории Земли это был основные источник Углерода для биосферы.

По сравнению со средним содержанием в земной коре человечество в исключительно больших количествах извлекает Углерод из недр (уголь, нефть, природный газ), так как эти ископаемые - основной источник энергии.

Огромное геохимическое значение имеет круговорот Углерода.

Углерод широко распространен также в космосе; на Солнце он занимает 4-е место после водорода, гелия и кислорода.

Физические свойства Углерода. Известны несколько кристаллических модификаций Углерода: графит, алмаз, карбин, лонсдейлит и другие. Графит - серо-черная, непрозрачная, жирная на ощупь, чешуйчатая, очень мягкая масса с металлическим блеском. Построен из кристаллов гексагональной структуры: а = 2,462Å, c = 6,701Å. При комнатной температуре и нормальном давлении (0,1 Мн/м 2 , или 1 кгс/см 2) графит термодинамически стабилен. Алмаз - очень твердое, кристаллическое вещество. Кристаллы имеют кубическую гранецентрированную решетку: а = 3,560Å. При комнатной температуре и нормальном давлении алмаз метастабилен. Заметное превращение алмаза в графит наблюдается при температурах выше 1400 °С в вакууме или в инертной атмосфере. При атмосферном давлении и температуре около 3700 °С графит возгоняется. Жидкий Углерод может быть получен при давлениях выше 10,5 Мн/м 2 (105 кгс/см 2) и температурах выше 3700 °С. Для твердого Углерода (кокс, сажа, древесный уголь) характерно также состояние с неупорядоченной структурой - так называемых "аморфный" Углерод, который не представляет собой самостоятельной модификации; в основе его строения лежит структура мелкокристаллического графита. Нагревание некоторых разновидностей "аморфного" Углерода выше 1500-1600 °С без доступа воздуха вызывает их превращение в графит. Физические свойства "аморфного" Углерод очень сильно зависят от дисперсности частиц и наличия примесей. Плотность, теплоемкость, теплопроводность и электропроводность "аморфного" Углерода всегда выше, чем графита. Карбин получен искусственно. Он представляет собой мелкокристаллический порошок черного цвета (плотность 1,9-2 г/см 3). Построен из длинных цепочек атомов С, уложенных параллельно друг другу. Лонсдейлит найден в метеоритах и получен искусственно.

Химические свойства Углерода. Конфигурация внешней электронной оболочки атома Углерода 2s 2 2p 2 . Для Углерода характерно образование четырех ковалентных связей, обусловленное возбуждением внешней электронной оболочки до состояния 2sp 3 . Поэтому Углерод способен в равной степени как притягивать, так и отдавать электроны. Химическая связь может осуществляться за счет sp 3 -, sp 2 - и sp- гибридных орбиталей, которым соответствуют координационные числа 4, 3 и 2. Число валентных электронов Углерода и число валентных орбиталей одинаково; это одна из причин устойчивости связи между атомами Углерода.

Уникальная способность атомов Углерода соединяться между собой с образованием прочных и длинных цепей и циклов привела к возникновению громадного числа разнообразных соединений Углерода, изучаемых органической химией.

В соединениях Углерод проявляет степени окисления -4; +2; +4. Атомный радиус 0,77Å, ковалентные радиусы 0,77Å, 0,67Å, 0,60Å соответственно в одинарной, двойной и тройной связях; ионный радиус С 4- 2,60Å, С 4+ 0,20Å. При обычных условиях Углерод химически инертен, при высоких температурах он соединяется со многими элементами, проявляя сильные восстановительные свойства. Химическая активность убывает в ряду: "аморфный" Углерод, графит, алмаз; взаимодействие с кислородом воздуха (горение) происходит соответственно при температурах выше 300-500 °С, 600-700 °С и 850-1000 °С с образованием оксида углерода (IV) СО 2 и оксида углерода (II) СО.

СО 2 растворяется в воде с образованием угольной кислоты. В 1906 году О. Дильс получил недооксид Углерода С 3 О 2 . Все формы Углерода устойчивы к щелочам и кислотам и медленно окисляются только очень сильными окислителями (хромовая смесь, смесь концентрированных HNO 3 и КСlO 3 и других). "Аморфный" Углерод реагирует с фтором при комнатной температуре, графит и алмаз - при нагревании. Непосредственное соединение Углерода с хлором происходит в электрической дуге; с бромом и иодом Углерод не реагирует, поэтому многочисленные галогениды углерода синтезируют косвенным путем. Из оксигалогенидов общей формулы СОХ 2 (где X - галоген) наиболее известна хлороксид СОСl (фосген). Водород с алмазом не взаимодействует; с графитом и "аморфным" Углеродом реагирует при высоких температурах в присутствии катализаторов (Ni, Pt): при 600-1000 °С образуется в основном метан СН 4 , при 1500-2000 °С - ацетилен С 2 Н 2 ; в продуктах могут присутствовать также других углеводороды, например этан С 2 Н 6 , бензол С 6 Н 6 . Взаимодействие серы с "аморфным" Углеродом и графитом начинается при 700-800 °С, с алмазом при 900-1000 °С; во всех случаях образуется сероуглерод CS 2 . Другие соединения Углерода, содержащие серу (тиооксид CS, тионедооксид С 3 S 2 , серооксид COS и тиофосген CSCl 2), получают косвенным путем. При взаимодействии CS 2 с сульфидами металлов образуются тиокарбонаты - соли слабой тиоугольной кислоты. Взаимодействие Углерода с азотом с получением циана (CN) 2 происходит при пропускании электрического разряда между угольными электродами в атмосфере азота. Среди азотсодержащих соединений Углерода важное практическое значение имеют цианистый водород HCN (Синильная кислота) и его многочисленные производные: цианиды, галогенцианы, нитрилы и других При температурах выше 1000 °С Углерод взаимодействует со многими металлами, давая карбиды. Все формы Углерода при нагревании восстанавливают оксиды металлов с образованием свободных металлов (Zn, Cd, Cu, Рb и других) или карбидов (СаС 2 , Мо 2 С, WC, ТаС и других). Углерод реагирует при температурах выше 600-800 °С с водяным паром и углекислым газом (Газификация топлив). Отличительной особенностью графита является способность при умеренном нагревании до 300-400 °С взаимодействовать со щелочными металлами и галогенидами с образованием соединений включения типа С 8 Ме, С 24 Ме, С 8 Х (где X - галоген, Me - металл). Известны соединения включения графита с HNO 3 , H 2 SO 4 , FeCl 3 и другие (например, бисульфат графита C 24 SO 4 H 2). Все формы Углерода нерастворимы в обычных неорганических и органических растворителях, но растворяются в некоторых расплавленных металлах (например, Fe, Ni, Co).

Народнохозяйственное значение Углерода определяется тем, что свыше 90% всех первичных источников потребляемой в мире энергии приходится на органическое топливо, главенствующая роль которого сохранится и на ближайшие десятилетия, несмотря на интенсивное развитие ядерной энергетики. Только около 10% добываемого топлива используется в качестве сырья для основного органического синтеза и нефтехимического синтеза, для получения пластических масс и других.

Углерод в организме. Углерод - важнейший биогенный элемент, составляющий основу жизни на Земле, структурная единица огромного числа органических соединений, участвующих в построении организмов и обеспечении их жизнедеятельности (биополимеры, а также многочисленные низкомолекулярные биологически активные вещества - витамины, гормоны, медиаторы и другие). Значительная часть необходимой организмам энергии образуется в клетках за счет окисления Углерода. Возникновение жизни на Земле рассматривается в современное науке как сложный процесс эволюции углеродистых соединений.

Уникальная роль Углерода в живой природе обусловлена его свойствами, которыми в совокупности не обладает ни один других элемент периодической системы. Между атомами Углерода, а также между Углеродом и другими элементами образуются прочные химические связи, которые, однако, могут быть разорваны в сравнительно мягких физиологических условиях (эти связи могут быть одинарными, двойными и тройными). Способность Углерода образовывать 4 равнозначные валентные связи с других атомами Углерода создает возможность для построения углеродных скелетов различных типов - линейных, разветвленных, циклических. Показательно, что всего три элемента - С, О и Н - составляют 98% общей массы живых организмов. Этим достигается определенная экономичность в живой природе: при практически безграничном структурном разнообразии углеродистых соединений небольшое число типов химических связей позволяет намного сократить количество ферментов, необходимых для расщепления и синтеза органических веществ. Особенности строения атома Углерода лежат в основе различных видов изомерии органических соединений (способность к оптической изомерии оказалась решающей в биохимической эволюции аминокислот, углеводов и некоторых алкалоидов).

Согласно общепринятой гипотезе А. И. Опарина, первые органических соединения на Земле имели абиогенное происхождение. Источниками Углерода служили метан (СН 4) и цианистый водород (HCN), содержавшиеся в первичной атмосфере Земли. С возникновением жизни единственным источником неорганического Углерода, за счет которого образуется все органическое вещество биосферы, является оксид углерода (IV) (СО 2), находящийся в атмосфере, а также растворенный в природных водах в виде НСО 3 . Наиболее мощный механизм усвоения (ассимиляции) Углерода (в форме СО 2) - фотосинтез - осуществляется повсеместно зелеными растениями (ежегодно ассимилируется около 100 млрд. т СО 2). На Земле существует и эволюционно более древний способ усвоения СО 2 путем хемосинтеза; в этом случае микроорганизмы-хемосинтетики используют не лучистую энергию Солнца, а энергию окисления неорганических соединений. Большинство животных потребляют Углерод с пищей в виде уже готовых органических соединений. В зависимости от способа усвоения органических соединений принято различать автотрофные организмы и гетеротрофные организмы. Применение для биосинтеза белка и других питательных веществ микроорганизмов, использующих в качестве единственного источника Углерода углеводороды нефти, - одна из важных современное научно-технических проблем.

Содержание Углерода в живых организмах в расчете на сухое вещество составляет: 34,5-40% у водных растений и животных, 45,4-46,5% у наземных растений и животных и 54% у бактерий. В процессе жизнедеятельности организмов, в основные за счет тканевого дыхания, происходит окислительный распад органических соединений с выделением во внешнюю среду СО 2 . Углерод выделяется также в составе более сложных конечных продуктов обмена веществ. После гибели животных и растений часть Углерода вновь превращается в СО 2 в результате осуществляемых микроорганизмами процессов гниения. Таким образом происходит круговорот Углерода в природе. Значительная часть Углерода минерализуется и образует залежи ископаемого Углерода: каменные угли, нефть, известняки и другие. Помимо основной функции - источника Углерода - СО 2 , растворенная в природных водах и в биологических жидкостях, участвует в поддержании оптимальной для жизненных процессов кислотности среды. В составе СаСО 3 Углерод образует наружный скелет многих беспозвоночных (например, раковины моллюсков), а также содержится в кораллах, яичной скорлупе птиц и других Такие соединения Углерода, как HCN, СО, ССl 4 , преобладавшие в первичной атмосфере Земли в добиологический период, в дальнейшем, в процессе биологической эволюции, превратились в сильные антиметаболиты обмена веществ.

Помимо стабильных изотопов Углерода, в природе распространен радиоактивный 14 С (в организме человека его содержится около 0,1 мккюри). С использованием изотопов Углерода в биологических и медицинских исследованиях связаны многие крупные достижения в изучении обмена веществ и круговорота Углерод в природе. Так, с помощью радиоуглеродной метки была доказана возможность фиксации Н 14 СО 3 - растениями и тканями животных, установлена последовательность реакций фотосинтеза, изучен обмен аминокислот, прослежены пути биосинтеза многих биологически активных соединений и т. д. Применение 14 С способствовало успехам молекулярной биологии в изучении механизмов биосинтеза белка и передачи наследственной информации. Определение удельной активности 14 С в углеродсодержащих органических остатках позволяет судить об их возрасте, что используется в палеонтологии и археологии.