28.Амі́ни — нітрогеновмісні органічні хімічні сполуки, похідні амоніаку (nh3), в якому атоми гідрогенузаміщені однією чи багатьма групами інших атомів — вуглеводневими радикалами.

Якщо амін створений заміщенням одного атома гідрогену в NH3, він називається первинним аміном(формула RNH2), якщо двох — вторинним аміном (R2NH), а якщо трьох — третинним аміном (R3N).Четвертинні аміни мають чотири замісники при атомі нітрогену, внаслідок чого атом нітрогену в цих амінах має електричний заряд +1.

Залежно від природи радикалів аміни називаються: аліфатичними, ароматичними тагетероциклічними. Нижчі аліфатичні аміни — гази, вищі — рідини й тверді речовини. Найважливішим ароматичним аміном є анілін.

Аміни проявляють основні властивості через наявність у атома нітрогену неподіленої електронної пари. Однією з важливих реакцій аліфатичних амінів є взаємодія їх з HNO2: первинні аміни при цьому утворюють спирти, вторинні — нітрозаміни, третинні не реагують. Ароматичні первинні аміни з HNO2утворюють діазосполуки.

Аміни широко використовуються в анілофарбувальній та хімічно-фармацевтичній промисловості, наприклад, як складники реагентів прифлотації та масляній агломерації (грануляції, флокуляції) вугілля.

Аміни з коротким радикалом добре розчинюються у воді, зі збільшенням довжини вуглеводневого радикалу розчинність амінів зменшується.

30.Амінокислоти

Органічні сполуки, що містять в молекулі карбоксильну та аміно групи, називають- амінокислотами. Амінокислоти мають надзвичайно велике значення в органічному світі, тому що з них побудовані білкові речовини клітині, що виконують ряд інших важливих функцій в живому організмі: структурні білки, ферменти, гормони, транспортні білки, захисні, запасаючі, скорочувальні, токсини.

Фізичні властивості.

Амінокислоти-безбарвні кристалічні речовини з високими температурами плавлення, які мало відрізняються для цих кислот і тому не характерні. Плавлення супроводжується розкладом речовини. У воді амінокислоти є добрерозчинними. Водні розчини одноосновних амінокислот майже завжди мають майже нейтральну реакцію.

Високі температури плавлення, відсутність в спектрі ліній, характерних для карбоксильної та аміно групи, та деякі інші властивості амінокислот пояснюються їх будовою. Амінокислоти являють собою внутрішні солі (біполярні іони):+NH3-CH2-CO-O-Такий іон в кислому середовищі поводить себе як катіон, так як пригнічується дисоціація карбоксильної групи. а в лужній - як аніон: +NH3-CH2-COOH((+HOH- +NH3-CH2-COO((HO-H+NH2-CH2-COO-

В ізоелектричній точці, коли концентрація катіонів та аніонів рівні, конценотрація біполярного іона максимальна і рух його в електричному полі не відбувається. Положення рівноваги залежить від pH середовища.

Більшість природніх амінокислот оптичноактивні вналлідок наявності асемитричного атома карбону. В пироді розповсюджені кислоти L-ряду.

ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ.

Подібно до інших сполук із змішаними функціональними групами амінокислоти проявляють властивості як кислот так і амінів. Проте в ланцюзі перетворень сильно впливає наявність двох груп.

Амінокислоти утворюють солі з лугами. Солі (-амінокислот з тяжкими металами можуть мати комплексний характер. Таку будову мають наприклад інтенсивно сині солі міді: CH2-NH2 O CO

Cu

CO O NH2-CH2

2.Подібно до інших кислот амінокислоти утворюють складні ефіри, хлорангідриди, аміди і т. д.

3.Амінокислоти утворюють солі з неорганічними кислотами наприклад(H3N+-CH2-COOH)-CL.Ці солі звичайно добре кристалізуються.

4.При дії азотистої кислоти амінокислоти утворюють оксикослоти:

H2N-CH2COOH—HNO2 (N2+H2O+HOCH2-COOH

Ефіри амінокислот утворюють при цьому досить стійкі діазосполуки:

CH2-CH2-COOC2H5—HNO2---2H2O(N2CH-COOC2H5

Діазооцтовий (етиловий) ефір має наступну будову:

N(N+--CH-COOC2H5(-N=N+=CH-COOC2H5

Він використовується при органічному синтезі.

5.Аміногрупа в амінокислотах легко ацілюється при дії ангідридів або галогенангідридів кислот:

CH2NH2 CH2-NH-COCH3

/ +(CH3CO)O2( / +CH3COOH

COOH COOH

6.При алкіруванні аміногрупи утворюються вторинні, третинні амінокислоти та зрештою чотирьохзамісні амонійні луги. Внутрішні солі таких лугів називають бетаінами.

31. Сульфатна кислота (сірчана кислота, IUPAC — дигідрогенсульфат, застаріла назва —купоросне масло) — сполука сірки з формулою H2SO4.Безбарвна масляниста, дуже в'язка ігігроскопічна рідина.Сірчана кислота одна з найсильніших неорганічних кислот і є дуже їдкою та небезпечною. Ця кислота утворює два ряди солей: сульфати і гідрогенсульфати, в яких у порівнянні з сульфатною кислотою замінюються один або два аніони гідрогену на катіониметалів.Сірчана кислота є однією з найважливіших технічних речовин у світі і лідирує за кількостювиробництва.Вона в основному використовується для виробництва добрив і інших неорганічних кислот. В основному використовуються водні розчини цієї кислоти.

Фізичні властивості [ред.]

Майже вся 99% сірчана кислота втрачає SO3 при кипінні з утворенням 98,3% кислоти. 98% кислота є стабільнішою при зберіганні, і зазвичай також називається концентрованою. Інші концентрації використовуються для різних цілей. Дані про різні концентрації:

Масова частка

H2SO4 Щільність

(кг/л) Концентрація

(моль/л) Назва

10% 1,07 ~1 Розведена сульфатна кислота

29-32% 1,25-1,28 4,2-5 акумуляторна кислота

(використовується в свинцево-кислотних акумуляторних батареях)

62-70% 1,52-1,60 9,6-11,5 Фотопаратна кислота

Добривна кислота

78-80% 1,70-1,73 13,5-14 Вежова кислота

Гловерова кислота

95-98% 1,83 ~18 Концентрована сульфатна кислота

Хімічно чиста сульфатна кислота являє собою важку безбарвну маслянисту рідину. Продається звичайно її 96,5% — ий водний розчин густиною 1,84 г/см3 або так званий «олеум», тобто розчин SO3 в H2SO4. У воді H2SO4 розчиняється дуже добре (змішується з водою в необмежених кількостях). При цьому виділяється тепло, і розчин дуже сильно нагрівається (навіть до кипіння води). Тому при додаванні води до концентрованої сульфатної кислоти остання розбризкується внаслідок швидкого перетворення води в пару. Через це при розведенні концентрованої H2SO4 треба кислоту вливати у воду (а не навпаки!) тонким струменем при старанному розмішуванні розчину скляною паличкою. Концентрована сульфатна кислота як і чиста вода погано проводить струм внаслідок малої дисоціаціїї, питома електропровідність1,044 • 10−2 S/см

Хімічні властивості [ред.]

Дисоціація у водному розчині йде в декілька етапів:

Перший етап дисоціації;K1 = 2.4 x 106 (сильна кислота)

Це значення кислотності взяте як основне при визначені суперкислот.

друга дисоціація

Сульфатна кислота руйнує також багато органічних речовин, зокрема вуглеводи — дерево, папір,бавовняні тканини, цукор тощо. Руйнування цих речовин обумовлюється тим, що концентрована сульфатна кислота віднімає від них водень і кисень у вигляді води, а вуглець залишається у вигляді пористого вугілля. При дії розведеної сульфатної кислоти на метали, які у електрохімічному рядіактивності металів розташовані ліворуч водню, виділяється водень. Концентрована сірчана кислота має сильний окислювальний ефект і здатна реагувати, при нагріванні, навіть з благородними металами, такими як мідь, ртуть і срібло, хоча при цьому вона не взаємодіє з залізом. Тому для перевезення концентрованої сульфатної кислоти використовуються залізні цистерни.

Реакція міді з концентрованою сульфатною кислотою

32.

Полімер (грец. πολύ- — багато (poli); μέρος — частина (meres) — «складається з багатьох частин») — природні та штучні сполуки, молекули яких складаються з великого числа повторюваних однакових або різних за будовою атомних угруповань, з'єднаних між собою хімічними або координаційними зв'язками в довгі лінійні або розгалужені ланцюги. Структурні одиниці, з яких складаються полімери називаються мономерами.

Загальна характеристика та класифікація[ред.]

Розмір молекули полімеру визначається ступенем полімеризації n, тобто числом ланок у ланцюзі. Якщо n = 10…20, речовина відноситься до легких масел. Зі зростанням n збільшується в'язкість, речовина стає воскоподібною, нарешті, при n = 1000 утворюється твердий полімер. Ступінь полімеризації необмежений: він може бути 104, і тоді довжина молекул досягає мікрометрів. Молекулярна маса полімеру дорівнює добутку молекулярної маси мономера та ступеня полімеризації. Зазвичай молекулярна маса перебуває в межах 103 … 3*105. Більша довжина молекул перешкоджає їхньому правильному впакуванню, і структура полімерів варіює від аморфної до частково кристалічної. Частка кристалічності значною мірою визначається геометрією ланцюгів. Чим ближче укладаються ланцюги, тим більш кристалічним полімер стає. Кристалічність, зазвичай, навіть у найкращому разі виявляється недосконала.

Аморфні полімери плавляться в діапазоні температур, яка залежить не тільки від їхньої природи, але й від довжини ланцюгів; кристалічні мають точку плавлення.

В основу класифікації полімерів закладені різні ознаки: походження, склад, методи утворення, структура, галузі використання. Так за походженням полімери поділяються на:

1. природні або натуральні, до яких відноситься велика група (білки, крохмаль, целюлоза, натуральний каучук, природний графіт та ін.).

2. синтетичні — утворені синтезом з низькомолекулярних речовин — мономерів (поліетилен з етилену, полістирол із стиролу). Це ведуча група, тому що синтез дозволяє цілеспрямовано регулювати склад і властивості.

3. штучні — утворюються з природних полімерів шляхом їхньої хімічної модифікації (наприклад, при взаємодії целюлози з азотною кислотою утворюється нітроцелюлоза).

Природні полімери утворюються в результаті життєдіяльності рослин і тварин й утримуються в деревині, вовні, шкірі. До природних полімерів відносять протеїн, целюлоза, крохмаль, шелак, лігнін, латекс.

Зазвичай природні полімери піддаються операціям виділення очищення, модифікації, при яких структура основних ланцюгів залишається незмінною. Продуктом такої переробки є штучні полімери. Прикладами є натуральний каучук, виготовлений з латексу, целулоїд, що представляє собою нітроцелюлозу, пластифіковану камфорою для підвищення еластичності.

Природні та штучні полімери відіграють велику роль у сучасній техніці. Різке зростання виробництва та споживання органічних матеріалів відбулося за рахунок синтетичних полімерів — матеріалів, отриманих синтезом з низькомолекулярних речовин не природній аналогів. Без полімерів уже не може обійтися жодна галузь техніки, тим більше нової. За хімічною структурою полімери поділяються на лінійні, розгалужені, сітчасті та просторові. Молекули лінійних полімерів хімічно інертні відносно одна одної і зв'язані між собою лише силами Ван-дер-Ваальса. При нагріванні в'язкість таких полімерів зменшується і тоді вони здатні зворотно переходити спочатку у високоеластичний, а потім й у в'язкотекучий стан. Оскільки єдиним наслідком нагрівання є зміна пластичності, лінійні полімери називають термопластичними. Не слід уважати, що термін «лінійні» позначає прямолінійні, навпаки, для них більше характерна зубаста або спіральна конфігурація, що надає таким полімерам механічну міцність.

Термопластичні полімери можна не лише плавити, але й розчиняти, тому що зв'язки Ван-дер-Ваальса легко руйнуються під дією реагентів.

Розгалужені (щеплені) полімери більше міцні, ніж лінійні. Контрольоване розгалуження ланцюгів служить одним з головних промислових методів модифікації властивостей термопластичних полімерів. Сітчаста структура характерна тим, що ланцюги зв'язані один з одним, а це сильно обмежує рух і приводить до зміни як механічних, так і хімічних властивостей. Звичайна гума м'яка, але при вулканізації сіркою утворяться ковалентні зв'язки типу S-О, і міцність зростає. Полімер може отримати сітчасту структуру й спонтанно, наприклад, під дією світла, або кисню відбудеться старіння із втратою еластичності та працездатності. Нарешті, якщо молекули полімеру містять реакційні групи, то при нагріванні вони з'єднуються безліччю поперечних міцних зв'язків, полімер виявляється зшитим, тобто здобуває просторову структуру. Таким чином, нагрівання викликає реакції, різко та незворотно, що змінюють властивості, матеріалу, що здобуває міцність і високу в'язкість, стає нерозчинним і неплавким. Внаслідок великої реакційної здатності молекул, яка проявляється при підвищенні температури, такі полімери називають термореактивними. Неважко уявити, що їхні молекули активні не тільки відносно одна одної, але й до поверхонь сторонніх тіл. Тому термореактивні полімери, на відміну від термопластичних, мають високу адгезовану здатність навіть при низьких температурах, що дозволяє використовувати їх як захисні покриття, клеїв і сполучного в композиційних матеріалах.

Термопластичні полімери отримують за реакцією полімеризації. При ланцюговій полімеризації молекулярна маса наростає майже миттєво, проміжні продукти нестійкі, реакція чутлива до присутності домішок і вимагає, як правило, високих тисків. Не дивно, що такий процес у природних умовах неможливий, і всі природні полімери утворилися іншим шляхом. Сучасна хімія створила новий інструмент — реакцію полімеризації, а завдяки йому великий клас термопластичних полімерів. Реакція полімеризації реалізується лише в складних апаратурах спеціалізованих виробництв, і термопластичні полімери споживач одержує в готовому вигляді.

Реакційність молекули термореактивних полімерів можуть утворитися більше простим і природним шляхом— поступово від мономера до димеру, потім до тримеру, тетрамеру і т. д. Таке об'єднання мономерів, їхню «конденсацію», називають реакцією поліконденсації; вона не вимагає ні високої чистоти, ні тисків, але супроводжується зміною хімічного складу, а часто й виділенням побічних продуктів (звичайно водяної пари). Саме ця реакція реалізується в природі; вона може бути легко здійснена за рахунок лише невеликого нагрівання в найпростіших умовах, аж до домашніх. Така висока технологічність термореактивних полімерів надає широкі можливості виготовляти різні вироби на нехімічних підприємствах, у тому числі на радіозаводах

34.

Білки — важливий клас біологічних макромолекул, що містяться у всіх біологічних організмах, та складаються переважно з вуглецю, водню, азоту, фосфору, кисню і сірки. Всі білки є полімерами амінокислот.

структура білків поділяється на чотири рівні:

• Первинна структура — послідовність амінокислот у пептидному ланцюжку.

• Вторинна структура — регулярні під-структури (наприклад альфа-спіралі і бета-листи), які визначаються локально, таким чином що в одній молекулі білка зазвичай існує багато подібних структурних елементів (мотивів).

• Третинна структура — тривимірна структура єдиної білкової молекули, просторове розташування вторинних структур.

• Четвертинна структура — комплекс кількох молекул білка або поліпептидних ланцюжків, який зазвичай називають білком у цьому контексті, що функціонують разом у складі білкового комплексу.

35. Амоніак: будова молекули, одержання в лабораторії. Фізичні властивості амоніаку. Хімічні властивості амоніаку. Хімічні властивості амоніаку: взаємодія з киснем, водою, кислотами. Застосування амоніаку

Молекулярна формула аміаку NH3. У молекулі аміаку атом Нітрогену пов’язаний із трьома атомами Гідрогену ковалентним полярним зв’язком. Густина його зміщена у бік атома Нітрогену, як більш електронегативного. І тому молекула аміаку являє собою диполь.

У лабораторії аміак добувають слабким нагріванням суміші амоній хлориду NH4Cl з гашеним вапном Ca(OH)2.

2NH4Cl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2NH3 + 2H2O.

За звичайних умов аміак - це газ безбарвний, має різкий характерний запах, набагато легший за повітря, дуже добре розчиняється у воді. В 1 об’ємі води за кімнатної температури розчиняється сімсот об’ємів аміаку. Розчин аміаку у воді називається аміачного водою, або нашатирним спиртом Аміак зріджується при температурі мінус тридцять три градуси.

Для аміаку характерні такі хімічні властивості:

- він окислюється киснем до вільного азоту N2 і води.

4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O.

А за наявності платинового каталізатора замість вільного азоту утворюється нітроген (II) оксид NO і вода:

4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O;

• аміак реагує з водою з утворенням амоній гідроксиду NH4OH і з кислотами з утворенням солей амонію:

NH3 + HCl → NH4Cl.

Фізичні й хімічні властивості аміаку зумовили його широке застосування. Великі кількості аміаку витрачаються для добування нітратної кислоти, сечовини, соди. На легкому зрідженні та наступному випаровуванні аміаку з поглинанням тепла ґрунтується його застосування у холодильній справі. Рідкий аміак і його водні розчини використовуються як рідке добриво.

36. Предметом вивчення органічної хімії є вуглеводні і їх похідні, до складу яких можуть входити майже всі елементи таблиці Менделєєва. Як самостійна наука органічна хімія cформілась на початку 19 століття, коли з об'єктів живої природи було виділено багато органічних сполук, а також синтетичним шляхом були отримані мурашина кислота, щавлева кислота, сечовина.

Способи отримання різних органічних речовин були відомі ще з давнини. Єгиптяни і римляни використовували барвники індиго і алізарин, що містяться в рослинах. Багато народів знали секрети виробництва спиртних напоїв і оцту з сировин, які містять цукор і крохмаль.

За часів середньовіччя до цих знань нічого не додалося, деякий прогрес почався тільки в XVI–XVII століттях: були отримані деякі речовини, в основному шляхом перегонки певних рослинних продуктів. У 1769–1785 роках Шеєле виділив кілька органічних кислот, таких як яблучна, лимонна, винна, галова, молочна і щавелева. У 1773 році Руель виділив з людської сечі сечовину.

Виділені з тваринної або рослинної сировини продукти мали між собою багато спільного, але відрізнялися від неорганічних сполук. Так виник термін «Органічна хімія» — розділ хімії, котрий вивчає речовини, виділені з організмів (визначення Берцеліуса, 1807 р.).

Однак, цю ідею було спростовано в 1828 році, коли німецький дослідник Фрідріх Велер вперше синтезував сечовину (яка є біологічно важливою органічною речовиною) шляхом випаровування водного розчину типової неорганічної солі, ціанату амонію NH4OCN. Ця дата часто вважається початком органічної хімії як наукової дисципліни. Але справжнє сприйняття органічної хімії як незалежної дисципліни відбулось дещо пізніше, в другій половині XIX ст.

Важливим етапом стала розробка теорії валентності Купером і Кекуле в 1857 році, а також теорії хімічної будови Бутлеровим в 1861 році. В основу цих теорій були покладені чотиривалентність Карбону і його здатність до утворення ланцюгів. У 1865 році Кекуле запропонував структурну формулу бензену, що стало одним з найважливіших відкриттів в органічній хімії. У 1875 році Вант-Гофф і Ле Бель запропонували тетраедричну модель атома Карбону, за якою валентності Карбону направлені до вершин тетраедра, якщо атом Карбону помістити в центр цього тетраедра. У 1917 Льюїс запропонував розглядати хімічний зв'язок за допомогою електронних пар.

У 1931 році Хюккель застосував квантову теорію для пояснення властивостей альтернантних ароматичних вуглеводнів, чим заснував новий напрям в органічній хімії — квантову хімію. У 1933 році Інгольд провів вивчення кінетики реакції заміщення біля насиченого атома Карбону, що призвело до масштабного вивчення кінетики більшості типів органічних реакцій.

Предметом вивчення були переважно субстанції біологічного походження. Але науково-технічний прогрес не стояв на місці, і з часом основною матеріальною базою органічної хімії стала кам'яновугільна смола, що виділяється при отриманні коксу прожарюванням кам'яного вугілля. Саме на основі переробки кам'яновугільної смоли вкінці XIX століття виник основний органічний синтез. У 50-60 роках XX століття відбувся перехід основного органічного синтезу на нову базу — нафту. Таким чином з'явилася нова галузь хімії — нафтохімія. Величезний потенціал, який був закладений у нову сировину викликав бум в органічній хімії і хімії взагалі. Виникнення та інтенсивний розвиток такої області як хімії полімерів зобов'язана перш за все нової сировинної бази.

Попри те, що сучасна органічна хімія як матеріальну базу і далі використовує сировину біологічного походження і кам'яновугільну смолу, обсяг переробки цих видів хімічної сировини порівняно з переробкою нафти малий. Зміна матеріально-сировинної бази органічної хімії була викликана насамперед можливостями нарощування обсягів виробництва.

37.

38. Оксиди Нітрогену. Оксид Фосфору (V)

І. Склад і будова молекул:

+ +2 +3 +4 +5 +5 +5

N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5, P2O5 (P4O10)

ІІ. Фізичні властивості:

+

N2O –нітроген (І) оксид; нітроген геміоксид (гемі = пів), динітроген оксид. Mr (N2O) = 44.

Безбарвний газ із приємним солодкуватим запахом, не отруйний (при малих концентраціях), інертний при звичайних умовах, погано розчинний у воді, у великих концентраціях може призвести до смерті.

Використовується в медицині в якості наркозу. Завдяки наркотичній дії здобув назву – «звеселяючий газ». У малих концентраціях викликає збудження, неконтрольовані емоції (веселість). Відомий англ. хімік Гемфрі Деві (учитель М. Фарадея) організовував спеціальні сеанси дослідження дії даного газу на людей. Ось витримка із спогадів одного із сучасників Деві: «Одні джентльмени плигали на столах, у інших – розв’язувався язик, треті проявляли надзвичайну схильність до сутичок…»

+2

NO – нітрогену (ІІ) оксид, нітрогену монооксид Mr (NO) = 30.

Безбарвний газ, без запаху, у воді не розчинний, на повітрі легко окислюється, перетворюючись в бурий газ –нітрогену (IV) оксид – NO2 – отруйний!

У закритих приміщеннях (де мало О2), слід особливо остерігатися накопичення NO, коли при концентрації 1-5 г/м3 він отрутніший ніж NO2.

Цікаво, що концентрація NO в димі цигарки в 1000 разів перевищує максимально допустиму концентрацію (по санітарним нормам).

+3

N2O3 – нітрогену (ІІІ) оксид, динітрогену триоксид, нітрогену сесквіоксид Mr (N2O3) = 76

Нестійка темно-синя рідина при низьких температурах, солетворний (кислотний) оксид, отруйний!

При розчиненні у воді утворює азотисту кислоту (нітритну):

N2O3 + Н2О → НNO2

+4

NO2 – нітрогену (IV) оксид, нітрогену диоксид Mr (NO2) = 46

Бурий газ із характерним запахом, добре розчинний у воді, при його розчиненні утворюється суміш двох кислот – азотної та азотистої (нітратної та нітритної)

2NO2 + Н2О → НNO3 + НNO2

У чистому вигляді NO2 – майже чорний, дуже отруйний, подразнює слизову оболонку очей та дихальних шляхів, належить до шкідливих відходів хімічного виробництва. Частіше всього зустрічається разом із оксидом NO. Їх суміш обумовлює жовте зафарбування «лисячих хвостів» – шкідливих викидів хімічних заводів. В залежності від температури суміш має колір від жовтого до червоно-бурого. Інтенсивність зафарбування зменшується під час охолодження суміші за рахунок димеризації молекули NO2

2NO2 → N2O4

Запах такої суміші нагадує запах озону (токсичність при концентрації 0,2-0,7 г/м3).

Захист:

а) використання фільтруючих протигазів марок В і М, ватно-марлевих пов’язок, просочених розчином соди або вапняною водою з додаванням розчину Н2О2 (перекису водню).

NO + Н2О2 → NO2 + Н2О

2NO2 + Na2CO3 → NaNO2 + NaNO2 + CO2

б) на підприємствах – уловлювання газів, що відходять: 2NO2 → N2 + 2О2

+5

N2O5 – нітрогену (V) оксид, нітроген геміпентаоксид, динітроген пентаоксид Mr (N2O5) = 108

Біла безбарвна кристалічна речовина, солетворний (кислотний) оксид, отруйна! Взаємодіє з водою з утворенням азотної кислоти

N2O5 + H2O = 2HNO3

+5

P2O5 – фосфору (V) оксид, фосфор геміпентаоксид, дифосфор пентаоксид Mr (P2O5) = 142

Біла порошкоподібна речовина, гігроскопічна (використовується для осушування газів). Типовий кислотний оксид. Енергійно взаємодіє з водою утворюючи різні фосфорні кислоти, в залежності від співвідношення та температури води.

P2O5 + H2Oхол. → 2HPO3

метафосфорна кислота

P2O5 + 3H2Oгар. → 2H3PO4

ортофосфорна кислота

Більш точний варіант

2P2O5 + 2H2O → (HPO3)4

тетраметафосфорна кислота

ІІІ. Хімічні властивості:

N2O – несолетворний оксид

Отримання:

t

NH4NO3 → N2O↑ + 2N2O

4Mg + 10HNO3 → 4Mg(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O

NO – несолетворний оксид

Отримання:

При взаємодії концентрованої HNO3 з Ca, Mg, Zn і при взаємодії розведеної HNO3 з Cu, Ag.

Окислюється на повітрі:

+2 0 +4+2

2NO + O2 = 2NO2

N2O3 – солетворний (кислотний) оксид

N2O3 ↔ HNO2

N2O3 + H2O = 2HNO2

Азотиста (нітритна) кислота -слабка. Солі - нітрити

NO2 – солетворний (кислотний) оксид

2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

азотна азотиста

4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3

N2O5 – солетворний (кислотний) оксид

N2O5 + H2O = 2HNO3

Азотна (нітратна) кислота (сильна). Солі - нітрати

Властивості вищих кислотних оксидів:

1. взаємодія з основними оксидами

N2O5 + MgO = Mg(NO3)2

Li2O + N2O5 = 2LiNO3

3Na2O + P2O5 = 2Na3PO4

3CaO + P2O5 = Ca(PO4)2

2. взаємодія з основами

N2O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2O

P2O5 + 6KOH = 2K3PO4 + 3H2O

3. взаємодія з деякими солями3CaCO3 + P2O5 = Ca3(PO4)2 + 3CO2

39.

Теорія Бутлерова — теорія хімічної будови органічних сполук, запропонована російським вченим Олександром Бутлеровим.

До сьогодні вважається науковою основою органічної хімії. Олександр Бутлеров виходив з того, що внаслідок дослідження низки хімічних перетворень, характерних для тієї чи іншої сполуки, можна встановити її будову.

Основні положення теорії хімічної будови органічних сполук

• у хімічних сполуках атоми зєднуються між собою у певному порядку відповідно до їх валентності, що визначає хімічну будову молекул;

• хімічні і фізичні властивості огранічних сполук залежать як від природи і кількості атомів, що входять до їх складу, так і від хімічної будови молекул;

• для кожної емпіричної формули можна вивести певну кількість теоретично можливих структур (ізомерів);

• кожна органічна речовина має лише одну формулу хімічної будови, яка дає уявлення про властивості даної сполуки;

• у молекулах існує взаємний вплив атомів як безпосередньо звязаних, так і безпосередньо не звязаних один з одним.

Основні положення теорії Бутлерова [ред.]

• У молекулах атоми з’єднуються не безладно, а в певній послідовності і відповідно до їх валентності. Така послідовність з’єднаних у молекулу атомів визначає хімічну будову.

Наприклад, у молекулах гексану, гексену-3, гексину-2, циклогексану і бензену, відповідно до валентності, є своя послідовність сполучення атомів Карбону в молекулі, а отже, і кожна молекула має свою, тільки їй властиву будову:

Гексан

Гексен-3

Гексин-2

• Атоми або групи атомів у молекулі взаємно впливають один на одного, від цього залежить реакційна здатність.

Наприклад, у молекулі етиленгліколю і сульфатної кислоти міститься по дві гідроксигрупи, однак вони мають різні (наприклад, за силою) кислотні властивості. Так, із розведеної сульфатної кислоти дигідроген (водень) можуть витискувати практично всі метали, що стоять в EXPH до водню, а з етиленгліколю тільки найактивніші з них — лужні. Це вказує на те, що різні за складом радикали справляють різний вплив на однакові групи атомів .

Атоми в молекулах можуть зазнавати взаємного впливу, навіть коли вони не перебувають у безпосередньому зв’язку один з одним. Так у молекулі хлорметану атом Хлору впливає на атоми Гідрогену, які безпосередньо не зв’язані з ним:

• Властивості органічних сполук залежать не тільки від того, які атоми і в якій кількості входять до складу молекули, але й від їх хімічної будови, тобто порядку з’єднання між собою.

Якщо дві органічні сполуки мають однаковий склад, але різну будову, то різними будуть їх властивості:

н-бутан

ізо-бутан

40. Азотна кислота, нітратна кислота (HNO3) — сильна одноосновна кислота. Висококорозійна кислота, реагує з більшістю металів, сильний окисник. Має тенденцію набувати жовтого відтінку через накопичення оксидів азоту, при довгому зберіганні. Зазвичай азотна кислота має концентрацію 68%.[1] Якщо ж більше 86%, то вона називається димною кислотою. В залежності від кольору "диму" концентрована кислота поділяється на білу та червону в концентраціїї більшій за 95 %.

Азотну кислоту отримують шляхом реакції діоксиду азоту (NO2) з водою.

3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO

Як правило, монооксид азоту який утворюється в результаті реакціїї, знову окислюється киснем повітря та може бути використаний для отримання додаткового діоксиду азоту. Майже чиста азотна кислота може бути отримана шляхом реакції сірчаної кислоти з натрієвою селітрою.

2 NaNO3 + H2SO4 → 2 HNO3 + Na2SO4

Промислова нітратна кислота містить як правило 52% - 68% азотної кислоти. У сучасній хімічній промисловості нітратну кислоту добувають шляхом каталітичного окиснення аміаку до монооксиду азоту з наступним окисненням NO киснем [повітря] при 700—900 °C до діоксиду (гемітетраоксиду) азоту і поглинанням останнього водою. Каталізатор — платинова сітка.

Хімічні процеси, що відбуваються при виробництві нітратної кислоти, можна представити рядом реакцій: Суміш аміаку з повітрям у певному співвідношенні спалюють у спеціальному приладі на платиновій сітці, яка служить каталізатором (без каталізатора аміак окиснюється до вільного азоту):

• 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

Одержуваний монооксид азоту охолоджують і окиснюють киснем повітря до діоксиду (гемітетраоксиду) азоту:

• 2NO + O2 = 2NO2

Суміш діоксиду і гемітетраоксиду поглинають водою і одержують розчин суміші нітратної і нітритної кислот:

• N2O4 + H2O = HNO3 + HNO2

Нітритна кислота нестійка, особливо при деякому нагріванні, і легко розкладається на монооксид і діоксид азоту і воду:

• 2HNO2 = NO + NO2 + H2O

Процес поглинання оксидів азоту водою проводять при надлишку кисню. Тому утворюваний за останньою реакцією монооксид азоту відразу перетворюється в діоксид азоту і знову вступає в процес утворення нітратної кислоти. В результаті утворюється лише нітратна кислота.

Фізичні властивості[ред.]

Нітратна кислота є безбарвною димучою рідиною з їдким запахом, легко розкладається, забарвлюючись у жовтий колір. Густина 1,53 г/см³. Кипить при 86°С, замерзає при — 41°С. На повітрі HNO3 «димить» внаслідок притягання її парами вологого повітря і утворення дрібненьких крапельок туману.

Нітратна кислота нестійка і вже під впливом сонячного світла поступово розкладається:

• 4HNO3 = 4NO2 + O2 + 2H2O

При нагріванні розклад її значно прискорюється. Утворюваний діоксид азоту розчиняється в HNO3 і надає їй жовтуватого кольору. У водних розчинах нітратна кислота значно стійкіша. З водою HNO3 змішується в будь-яких співвідношеннях.

Нітратна кислота належить до сильних кислот, у водних розчинах вона практично повністю дисоціює:

•

У продаж нітратна кислота звичайно поступає у вигляді 68%-ного розчину з густиною 1,4 г/см³.

Хімічні властивості[ред.]

Нітратна кислота — дуже сильний окисник. Окислює сірку (до H2SO4), фосфор (H3PO4), руйнує органічні речовини. Ступінь відновлення HNO3 залежить від її концентрації і активності відновника. Концентрована HNO3 відновлюється до NO2, а розведена — звичайно до NO. Нітратна кислота взаємодіє майже зі всіма металами, за винятком золота, платини і деяких інших, утворюючи солі — нітрати. Так, при дії концентрованої нітратної кислоти на мідь утворюється нітрат міді, діоксид азоту і вода:

• Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

При дії ж розведеної нітратної кислоти на мідь утворюється нітрат міді, монооксид азоту (а не діоксид; як при дії концентрованої HNO3) і вода:

• 3CuO + 2HNO3 + 6HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO ^| + 4H2O

При взаємодії нітратної кислоти з металами водень не виділяється, як, наприклад, при взаємодії з металами хлоридної і розведеної сульфатної кислот. Водень не виділяється з HNO3 навіть активними металами. Так, при дії розведеної HNO3 на магній вона відновлюється до геміоксиду азоту:

• 4Mg + 2HNO3 + 8HNO3 = 4Mg(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O

При взаємодії нітратної кислоти з ще активнішими металами вона може відновлюватися навіть до аміаку.

Розведена нітратна кислота легко реагує з алюмінієм і залізом, а концентрована без нагрівання з ними не реагує. Це пояснюється тим, що під дією концентрованої HNO3 на поверхні цих металів утворюється міцний, нерозчинний в HNO3 шар оксиду, який ізолює метал від кислоти і тим запобігає його руйнуванню. Завдяки цьому концентровану нітратну кислоту можна зберігати і транспортувати в алюмінієвій і залізній тарі. Особливістю нітратної кислоти є те що вона реагує з гідроксидами активних металів з утворенням нітратів та нітритів цих металів:

• HNO3+NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O

• HNO3+KOH = KNO3 + KNO2 + H2O

Завдяки цьому важко отримати в чистому вигляді деякі селітри. Нітратна кислота також легко окиснює не тільки метали, а й неметали. Наприклад, вона легко при нагріванні окиснює сірку і фосфор до сульфатної і фосфатної кислот:

• S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO

• 3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO

Деякі речовини можуть запалюватись нітратною кислотою і горіти в ній. Так, коли кусочок розжареного вугілля вкинути в концентровану HNO3, він буде горіти у ній яскравим полум'ям, а скипідар спалахує при дотику з нею. Тому концентрована кислота в пожежному відношенні дуже небезпечна.

Азотна кислота взаємодіє з багатьма органічними сполуками, утворюючи нітросполуки (азотування).

Одержання[ред.]

У сучасній хімічній промисловості нітратну кислоту добувають шляхом каталітичного окиснення аміаку до монооксиду азоту з наступним окисненням NO киснем [повітря] (метод І. І. Андрєєва) при 700—900 °C до діоксиду (гемітетраоксиду) азоту і поглинанням останнього водою. Каталізатор — платинова сітка.

Хімічні процеси, що відбуваються при виробництві нітратної кислоти, можна представити рядом реакцій: Суміш аміаку з повітрям у певному співвідношенні спалюють у спеціальному приладі на платиновій сітці, яка служить каталізатором (без каталізатора аміак окиснюється до вільного азоту):

• 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

Одержуваний монооксид азоту охолоджують і окиснюють киснем повітря до діоксиду (гемітетраоксиду) азоту:

• 2NO + O2 = 2NO2(N2O4)

Суміш діоксиду і гемітетраоксиду поглинають водою і одержують розчин суміші нітратної і нітритної кислот:

• N2O4 + H2O = HNO3 + HNO2

Нітритна кислота нестійка, особливо при деякому нагріванні, і легко розкладається на монооксид і діоксид азоту і воду:

• 2HNO2 = NO + NO2 + H2O

Процес поглинання оксидів азоту водою проводять при надлишку кисню. Тому утворюваний за останньою реакцією монооксид азоту відразу перетворюється в діоксид азоту і знову вступає в процес утворення нітратної кислоти. В результаті утворюється лише нітратна кислота.

У лабораторних умовах нітратну кислоту можна одержати взаємодією нітратів з концентрованою сульфатною кислотою при легкому нагріванні, наприклад:

• NaNO3 + H2SO4 = HNO3↑ +NaHSO4

41. зомерія

Ізомерія – явище, при якому різні сполуки, що мають однаковий якісний і кількісний склад, відрізняються своїми властивостями. Ізомерія пояснюється різною будовою молекул таких сполук (ізомерів). Відомо два основні типи ізомерії: структурна і просторова (стереоізомерія). Молекули структурних ізомерів різняться порядком зв’язку атомів і молекул, тобто хімічною будовою. В молекулах стереоізомерів хімічна будова однакова, але атоми по-різному розміщені в просторі. В гомологічному ряду вуглеводнів структурна ізомерія можлива з C4H10 : н-бутан CH3CH2CH2CH3 та ізобутан (CH3)2СН-СН3.

42. Фо́сфор (P) — хімічний елемент 5-ї групи (згідно із застарілою класифікацією — головної підгрупи п'ятої групи) третього періоду періодичної системи; неметал; має атомний номер 15. Один з поширених елементів земної кори: його зміст становить 0,08-0,09% її маси. Концентрація у морській воді 0,07 мг/л[1]. У вільному стані не зустрічається через високу хімічну активність. Утворює близько 190 мінералів, найважливішими з яких є апатит Ca 5 (PO 4 ) 3 (F, Cl, OH), фосфорит та інші. Фосфор міститься у всіх частинах зелених рослин, ще більше його в плодах і насінні (див. фосфоліпіди). Міститься в тканинах тварин, входить до складу білків та інших найважливіших органічних сполук (АТФ, ДНК), є біогенним елементом.

Хімічні властивості [ред.]

Фосфор належить до головної підгрупи п'ятої групи періодичної системи Менделєєва. Порядковий номер його 15. Маючи на зовнішній електронній оболонці п'ять електронів: (15 = 2 + 8 + 5), атоми фосфору виявляють властивості окисника і, приєднуючи від атомів інших елементів три електрони, яких бракує для заповнення зовнішньої оболонки перетворюються в негативно тривалентні іони: Р0 + 3e = Р3-. Однак фосфор менш активний окисник, ніж азот, оскільки його валентні електрони віддаленіші від ядра атома і слабіше з ним зв'язані, ніж валентні електрони атомів азоту.

Разом з тим атоми фосфору можуть також втрачати свої валентні електрони, перетворюючись при цьому в позитивно заряджені іони, наприклад Р0 — 5е = Р5+. У зв'язку з більшою віддаленістю валентних електронів від ядра атома фосфор набагато легше віддає ці електрони, ніж азот. Тому металічні властивості фосфору проявляються більш виразно, ніж в азоту.

З киснем фосфор сполучається досить енергійно, особливо білий, виділяючи значну кількість тепла і утворюючи пентаоксид фосфору P2O5:

• 4P + 5O2 = 2P2O5

Фосфор досить легко реагує і з іншими неметалами, особливо з хлором, з яким він навіть при невеликому нагріванні енергійно взаємодіє з утворенням безбарвних кристалів пентахлориду фосфору PCl5:

• 2P + 5Cl2 = 2PCl5

При дуже високій температурі фосфор, подібно до азоту, може сполучатися з багатьма металами, утворюючи фосфіди:

• 2P + 3Ca = Ca3P2

З воднем фосфор безпосередньо не взаємодіє. Але посереднім шляхом можна одержати сполуки фосфору з воднем. Наприклад, при дії на фосфід кальцію розведеної хлоридної кислоти утворюється фосфін PH3, який за своїми властивостями нагадує аміак:

• Ca3P2+6HCl = 3CaCl2 + 2PH3↑

Сполуки [ред.]

Для фосфору характерним є ступінь окислення «+5», якому відповідають природні фосфатні мінерали. Сполуки фосфору «+3» — відновники.

• Оксиди: P2O5 (який має тетраедричну структуру P4O10), P2O3, некласичні P4Ox (x=7..9).

• Кислоти

Ступінь окислення Формула Назва Основність Стійкі сполуки

+1 H3PO2 гіпофосфорна кислота

1 кислота, солі

+3 H3PO3 фосфітна кислота

2 кислота, солі

+5 (HPO3)n метафосфорні кислоти

n солі(n=3,4)

+5 H3PO4 (орто)фосфорна кислота

3 кислота, солі

+5 H4P2O7 пірофосфорна кислота

4 кислота, солі

• Галогеніди фосфору: PCl5, POCl3, PCl3 та аналогічні бурхливо взаємодіють з водою, утворюючи галогенводневі кислоти.

43. Алкани, насичені вуглеводні (рос. алканы; англ. alkanes; нім. Alkane) - насичені ациклічні вуглеводні, що мають загальну формулу CnH2n+2, їх також називають парафінами. Більшість їх хімічних реакцій з різними реагентами починається з розриву зв'язку С-Н, тоді як їх розпад при високих температурах йде передусім по зв'язках С-С. Алкани складають значну частину вуглеводнів нафт і природних горючих газів. Із нафти і горючих газів виділено всі алкани нормальної будови, від метану до тритриаконтану (С33Н68) включно. Оскільки алкани містять максимально можливу кількість водню в молекулі, то вони характеризуються найбільшою масовою теплотою згоряння (енергоємністю), а з ростом кількості атомів масова теплота згоряння алканів зменшується (в метану 50207 кДж/кг). Внаслідок низької густини об'ємна теплота згоряння алканів менша, ніж вуглеводнів іншої будови з такою ж кількістю вуглецевих атомів у молекулі. За агрегатним складом алкани діляться на газоподібні (С1-С4), рідкі (С5-С17) і тверді (починаючи з С18), що кристалізуються при 200°C.

Гомологічний ряд алканів

Алкани, маючи загальну формулу СnH2n+2, є рядом споріднених сполук з однотипною структурою, в якому кожен подальший член відрізняється від попереднього на постійну групу атомів (-CH2-). Така послідовність сполук називається гомологічним рядом (від греч. homolog - схожий), окремі члени цього ряду – гомологами, а група атомів, на яку розрізняються сусідні гомологи, – гомологічною різницею.

Гомологічний ряд алканів легко скласти, додаючи кожного разу до попереднього ланцюжка новий атом Карбону і доповнюючи його валентності, що залишилися, до 4-х атомами водню. Інший варіант – додавання в ланцюг групи -СН2- (анім. 2.1.1):

СН4 Метан СН3 Метил

С2Н6 Етан С2Н5 Етил

С3Н8 Пропан С3Н7 Пропіл

С4Н10 Бутан С4Н9 Бутил

С5Н12 Пентан С5Н11 Аміл

С6Н14 Гексан С6Н13 Гексил

Номенклатура алканів.

Номенклатура органічних сполук – система правил, що дозволяють дати однозначну назву кожній індивідуальній речовині.

Це мова хімії, яка використовується для передачі в назвах сполук їх будови. Сполуці певної будови відповідає одна систематична назва, і по цій назві можна представити будову сполуки (його структурну формулу).

В даний час загальноприйнятою є систематична номенклатура ІЮПАК (IUPAC – International Union of the Pure and Applied Chemistry – Міжнародний союз теоретичної і прикладної хімії).

Разом з систематичними назвами використовуються також тривіальні (буденні) назви, які пов'язані з характерною властивістю речовини, способом його отримання, природним джерелом, областю застосування і т.д., але не відображають його будови.

В основу раціональної номенклатури покладено перший член гомологічного ряду. Всі представники розглядають як його похідні.

44.

45.

46. Карбо́н (С) або вугле́ць — хімічний елемент з атомним номером 6. Назва Карбон рекомандована IUPAC, вуглець — традиційна назва. Карбон належить до групи 14 періодичної системи за сучасною класифікацією або до основної підгрупи IV групи за старою класифікацією. Простої речовини під назвою вуглець не існує, різні алотропіні видозміни Карбону мають свої власні назви.

Карбон є одним із поширених елементів земної кори, складаючи близько 0,1% її маси. Сполуки вуглецю є основою всіх живих організмів.

Алотропні видозміни [ред.]

Вуглець утворює декілька алотропних видозмін. Серед них природні: алмаз, графіт, лонсдейліт, фулерен, вуглецеві нанотрубки та штучні: карбін, графен та аморфний вуглець у вигляді сажі і деревного вугілля.

Алмаз [ред.]

Докладніше: Алмаз

Алмаз — прозора, безбарвна або трохи забарвлена домішками в різноманітні відтінки кристалічна речовина. Для відшліфованих алмазів, діамантів, характерна особлива гра світла, зумовлена сильним заломленням на гранях.

В алмазі кожен атом Карбону утворює ковалентні зв'язки із чотирма іншими атомами. Як наслідок утворюється гранецентрована кубічна структура із двох підґраток, що отримала назву структури алмазу. Така структура характерна також для інших елементів 14 підгрупи періодичної таблиці: Кремнію та Германію.

Алмаз — найтвердіша речовина серед усіх відомих, навіть міцніша за обсидіан. Завдяки своїй надзвичайній твердості він широко застосовується при бурінні твердих гірських порід, обробці твердих металів, виробництві абразивів тощо. Відшліфовані безбарвні кристали алмазу — діаманти — коштовні прикраси.

Найбільші родовища алмазів розташовано в Південній Африці та в Якутії. Щорічний світовий видобуток алмазу становить приблизно 300 кг. В останні роки алмаз почали одержувати штучно при дуже високих тисках і високій температурі.

Графіт [ред.]

Докладніше: Графіт

Графіт — темно-сіра непрозора дрібнокристалічна речовина, жирна на дотик. На відміну від алмазу графіт добре проводить електричний струм та тепло і дуже м'який.

Графіт у великих кількостях одержують штучно — нагріванням коксу або антрациту в спеціальних електричних печах при температурі близько 3000 °C і підвищеному тиску без доступу повітря. Штучний графіт відзначається високою чистотою і м'якістю. За своїми якостями він кращий за природний. Графіт широко застосовується для виготовлення електродів, в суміші з глиною для виробництва вогнетривких тиглів. З графіту роблять звичайні олівці. В суміші з мінеральними оливами його використовують як мастило для машин, що працюють при підвищених температурах.

Різка відмінність у фізичних властивостях алмазу і графіту зумовлена різною кристалічною будовою. В кристалах алмазу кожний атом вуглецю оточений чотирма іншими атомами, розміщеними на однаковій віддалі один від одного. В кристалах графіту атоми вуглецю розміщені у кутах правильних шестикутників в одній площині і утворюють окремі шари. Віддаль між окремими шарами більша, ніж між атомами в тому ж шарі. Внаслідок цього зв'язок між окремими шарами значно слабший, ніж між атомами того ж шару. Тому кристали графіту легко розщеплюються на окремі лусочки, які самі по собі досить міцні.

Графен [ред.]

Докладніше: Графен

Графен за своєю будовою — окремий атомний шар зі структурою графіту — атоми вуглецю утворюють стільникову структуру з міжатомною віддаллю 142 пм. Без опори графен має тенденцію згортатися, але може бути стійким на підкладинці.

Карбін [ред.]

Докладніше: Карбін

Карбін — штучно отриманий різновид вуглецю, на вигляд дрібнокристалічний порошок чорного кольору. Кристалічна структура карбіну характеризується наявністю довгих ланцюжків із атомів вуглецю, розташованих паралельно. Густина 3,23-3,30.

Фулерен [ред.]

Докладніше: Фулерен

Фулерени C60 Кристали

Фулерен — специфічна структура із атомів Карбону, відкрита в середині 1980-их, молекула якої має вигляд м'яча. Як в графіті, кожен атом Карбону на поверхні сполучений із трьома іншими. На відміну від графіту, атоми утворюють не тільки шести, а й п'ятикутники. Внутрішня частина молекули порожня, що зумовлює широкі можливості для одержання на основі фулерену сполук включення.

Вуглецеві нанотрубки [ред.]

Докладніше: Вуглецеві нанотрубки

Вуглецеві нанотрубки — це ще одна нещодавно відкрита специфічна структура, що складається із одного або кількох скручених у трубку графітних шарів. Діаметр таких трубок порядка 1-10 нанометрів. Нанотрубки мають унікальні фізичні властивості, зокрема високу міцність на розрив, адсорбційну здатність. Вони активно досліджуються і мають великі перспективи для використання. Вуглецеві нанотрубки виявлені у природі (шунгіт), їх також штучно вирощують у лабораторіях.

Аморфний вуглець [ред.]

Докладніше: Аморфний вуглець

Вуглець існує також у аморфному стані з неврегульованою структурою у вигляді сажі, коксу, деревного вугілля тощо. У природі ця алотропна видозміна не зустрічається. Її одержують штучно з різних сполук, що містять вуглець. Аморфний вуглець, або просто аморфне вугілля, насправді є кристалічним, але його кристалики такі малі, що їх не видно навіть у мікроскоп. Фізичні властивості «аморфного» вуглецю значною мірою залежать від дисперсності частинок та від наявності домішок.

Найважливішими технічними сортами аморфного вуглецю є сажа і деревне вугілля. Сажа — найчистіший аморфний вуглець. У промисловості сажу одержують здебільшого термічним розкладом метану, а також при спалюванні різних органічних речовин при недостатньому доступі повітря. Сажу широко застосовують як наповнювач у виробництві гуми з каучуку, а також для виготовлення друкарських фарб, туші тощо.

Деревне вугілля добувають нагріванням дерева без доступу повітря у спеціальних печах. Його застосовують у металургії для одержання високих сортів чавуну і сталі, в ковальській справі, для виготовлення чорного пороху і як адсорбент.

Лонсдейліт [ред.]

Лонсдейліт виявлено у метеоритах і отримано штучно; його структура та фізичні властивості остаточно не встановлено.