Углерод-основа жизни

Реферат был написан для зачета. Оценки не было. Место защиты - г.Екатеринбург. ...

Содержание
Введение……………………………………………………………………...3
Глава 1 Происхождения углерода
1.1. История открытия углерода………………………………………...4
1.2. Строение атома углерода………………………...………………….5
Глава 2 Характеристика свойств углерода
2.1. Физические свойства углерода……………………………………..9
2.2. Химические свойства углерода……………………..…………….10
Заключение…………………………………………………………………13
Список литературы…………………………………………………………14
Приложение………………………………………………….……………..15

Введение
Для начала приведём общеизвестные данные об углероде. Углерод - химический элемент четвёртой группы периодической системы Менделеева: атомный номер 6, атомная масса 12.011. Температура плавления 3825С0, температура кипения 4817. Имеет два стабильных изотопа 12 - 98,892%, и
13 - 1.008%. Содержание углерода в земной коре составляет 2.3 10-2% по массе.
Углерод – это важнейший биогенный элемент, составляющий основу жизни на Земле. Структурная единица огромного числа органических соединений, участвующих в построении организмов и обеспечении их жизнедеятельности. Актуальность моей работы заключается в том, что возникновение жизни на Земле рассматривается в современной науке, как сложный процесс эволюции углеродистых соединений. Значительную часть необходимой организмам энергии образует ся в клетках за счет окисления углерода. Уникальная роль углерода в живой природе обусловлена его свойствами, которыми в совокупности не обладает ни один другой элемент периодической системы..

Другой стабильный изотоп углерода – 13C (около 1,1%), а в следовых количествах существует в природе нестабильный изотоп 14C с периодом полураспада 5730 лет, обладающий излучением. В нормальном углеродном цикле живой материи участвуют все три изотопа в виде СO2. После смерти живого организма расход углерода прекращается и можно датировать С - содержащие объекты, измеряя уровень радиоактивности 14С. Снижение излучения 14CO2 пропорционально времени, прошедшему с момента смерти.В основном состоянии 6 электронов углерода образуют электронную конфигурацию 1s22s22px12py12pz0. Четыре электрона второго уровня являются валентными, что соответствует положению углерода в IVA группе периодической системы. Поскольку для отрыва электрона от атома в газовой фазе требуется большая энергия (около 1070 кДж/моль), углерод не образуетионные связи с другими элементами, так как для этого необходим был бы отрыв электрона с образованием положительного иона. Имеяэлектроотрицательность, равную 2,5, углерод не проявляет и сильного сродства к электрону, соответственно не являясь активным акцептором электронов. Поэтому он не склонен к образованию частицы с отрицательным зарядом. Но с частично ионным характером связи некоторые соединения углерода существуют, например, карбиды. В соединениях углерод проявляетстепень окисления 4. Чтобы четыре электрона смогли участвовать вобразовании связей, необходимо распаривание 2s-электронов и перескок одного из этих электронов на 2pz-орбиталь; при этом образуются 4 тетраэдрические связи с углом между ними 109?. В соединениях валентные электроны углерода лишь частично оттянуты от него, поэтому углерод образует прочные ковалентные связи между соседними атомами типа С–С с помощью общей электронной пары. Энергия разрыва такой связи равна 335 кДж/моль, тогда как для связи Si–Si она составляет всего 210 кДж/моль, поэтому длинные цепочки –Si–Si– неустойчивы. Ковалентный характер связи сохраняется даже в соединениях высоко реакционно-способных галогенов с углеродом, CF4 и CCl4. Углеродные атомы способны предоставлять на образование связи более одного электрона от каждого атома углерода; так образуются двойная С=С и тройная С?С связи. Другие элементы также образуют связи между своими атомами, но только углерод способен образовывать длинные цепи. Поэтому для углерода известны тысячи соединений, называемых углеводородами, в которых углерод связан с водородом и другими углеродными атомами, образуя длинные цепи или кольцевые структуры. Поговорим о строение электронной оболочки углерода. Так как у атома углерода 6 электронов. Заряд ядра равен +6. Возможны два варианта размещения электронов вокруг ядра. При минимальной энергии атома углерода все шесть электронов будут расположены в одном слое и валентность углерода будет равняться двум. Если же повысить энергию атома углерода, то конфигурация электронной оболочки изменится. Валентность углерода в таком виде будет равняться 4.Перейдем к структура углерода. Электронные орбитали атома углерода могут иметь различную геометрию, в зависимости от степени гибридизации его электронных орбиталей. Существует три основных геометрии атома углерода.Тетраэдрическая, образуется при смешении одного s- и трёх p-электронов (sp3-гибридизация). Атом углерода находится в центре тетраэдра, связан четырьмя эквивалентными σ-связями с атомами углерода или иными в вершинах тетраэдра. Такой геометрии атома углерода соответствуют аллотропные модификации углерода алмаз и лонсдейлит. Такой гибридизацией обладает углерод, например, в метане и других углеводородах.Тригональная, образуется при смешении одной s- и двух p-электронных орбиталей (sp2-гибридизация). Атом углерода имеет три равноценные σ-связи, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу. Не участвующая в гибридизации p-орбиталь, расположенная перпендикулярно плоскости σ-связей, используется для образования π-связи с другими атомами. Такая геометрия углерода характерна для графита, фенола и др.Дигональная, образуется при смешении одного s- и одного p-электронов (sp-гибридизация). При этом два электронных облака вытянуты вдоль одного направления и имеют вид несимметричных гантелей. Два других р-электрона дают π-связи. Углерод с такой геометрией атома образует особую аллотропную модификацию — карбин.Таким образом, мы описали строение атома углерода и поговорили о структуре углерода.Глава 2 Характеристика свойств углерода2.1. Физические свойства углеродаУглерод существует во множестве аллотропных модификаций с очень разнообразными физическими свойствами. Разнообразие модификаций обусловлено способностью углерода образовывать химические связи разного типа. Природный углерод состоит из двух стабильных изотопов -  12С (98,93 %) и 13С (1,07 %) и одного радиоактивного изотопа 14С (β-излучатель, Т½= 5730 лет), сосредоточенного в атмосфере и верхней части земной коры. Известны несколько кристаллических модификаций углерода: графит, алмаз, карбин, лонсдейлит. Структуру алмаза и графита представлена на рис. 1 (см. Приложение 1).Графит - серо-черная, непрозрачная, жирная на ощупь, чешуйчатая, очень мягкая масса с металлическим блеском. Обладает электропроводимостью. Атомы расположены параллельными слоями, образуя гексагональную решетку: а = 2,462Å, c = 6,701Å. При комнатной температуре и нормальном давлении (0,1 Мн/м2, или 1 кгс/см2) графит термодинамически стабилен. Внутри слоя атомы связаны сильнее, чем один слой с другим, поэтому графит может расслаиваться. Сгорает при 700оС в присутствии кислорода. Встречается в природе; получается искусственно. При высокой температуре, давлении и присутствии катализатора графит превращается в алмаз;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. 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. Физические свойства «аморфного» углерод очень сильно зависят от дисперсности частиц и наличия примесей. Плотность, теплоемкость, теплопроводность и электропроводность «аморфного» углерода всегда выше, чем графита. Алмаз - минерал, имеющий желтоватый, белый, серый, зеленоватый, реже голубой и черный цвет. Не проводит электрический ток, плохо проводит тепло. В кристалле атомы углерода образуют непрерывный трехмерный каркас, состоящий из сочлененных тетраэдров, что обеспечивает высокую прочность связей. Алмаз является самым твердым веществом из всех известных. Температура плавления выше 3500оС. Химически стоек. Сгорает при 870оС в присутствии кислорода. При 1800оС в отсутствие кислорода превращается в графит. Прозрачные кристаллы; после обработки - бриллианты. Синтетический алмаз получают из графита при высоком давлении и температуре. Он чаще полупрозрачный или непрозрачный; имеет кристаллическую структуру и свойства природного алмаза;Карбин получен искусственно. Он представляет собой мелкокристаллический порошок черного цвета (плотность 1,9-2 г/см3).