DEFINICIJA
Kalcijev hidroksid(gašeno vapno, portlandit) je tvar bijela(slika 1), koji se zagrijavanjem razgrađuje bez taljenja.
Slabo je topljiv u vodi (stvara se razrijeđena lužnata otopina).
Kalcijev hidroksid je jaka baza, slabo topljiva u vodi; 1 litra vode otapa samo 1,56 g Ca(OH) 2 pri 20 o C. Zasićena otopina kalcijev hidroksid naziva se vapnena voda i ima alkalna reakcija. Na zraku se vapnena voda brzo zamuti zbog apsorpcije ugljičnog dioksida i stvaranja netopljivog kalcijevog karbonata.
Riža. 1. Kalcijev hidroksid. Izgled.
Glavne karakteristike kalcijevog hidroksida navedene su u donjoj tablici:
Priprava kalcijevog hidroksida
Prelijete li vodu preko pečenog vapna (kalcijev oksid), vodu će apsorbirati porozni komadići vapna i reagirati s njim, oslobađajući značajnu količinu topline. U tom se slučaju dio vode pretvara u paru, a komadići vapna raspadaju se u labavu masu kalcijevog hidroksida:
CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 + 65 kJ.
Kemijska svojstva kalcijevog hidroksida
Kalcijev hidroksid pokazuje osnovna svojstva, tj. reagira s nemetalima (1, 2), kiselim oksidima (3, 4), kiselinama (5, 6) i solima (7):
2Ca(OH)2 + 2Cl2 = Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2H2O (1);
3Ca(OH)2 + 6H20 + 2P4 = 3Ca(PH2O2)2 + 2PH3 (2);
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O (3);
Ca(OH) 2 + SO 2 = CaSO 3 ↓ + H 2 O (4);
Ca(OH) 2 + 2HCl razrijeđeno = CaCl 2 + 2H 2 O (5);
Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 (konc) = CaSO 4 ↓ + 2H 2 O (6);
Ca(OH) 2 + 2NaClO = Ca(ClO) 2 ↓ + 2NaOH (7).
Kada se kalcijev hidroksid zagrije na temperaturu od 520 - 580 o C, on se razgrađuje:
Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O.
Primjena kalcijevog hidroksida
U građevinarstvu se koristi kalcijev hidroksid. Njegova mješavina s pijeskom i vodom naziva se vapnena žbuka i koristi se za spajanje opeke prilikom postavljanja zidova. Kalcijev hidroksid se također koristi kao flaster. Njegovo stvrdnjavanje nastaje najprije zbog isparavanja vode, a zatim kao posljedica gašenog vapna koje apsorbira ugljični dioksid iz zraka i stvara kalcijev karbonat.
Primjeri rješavanja problema
PRIMJER 1
Kalcijev oksid (CaO) – živo vapno ili paljeno vapno– bijela tvar otporna na vatru koju čine kristali. Kristalizira u kubičnoj kristalnoj rešetki usmjerenoj na lice. Talište – 2627 °C, vrelište – 2850 °C.
Naziva se žarenim vapnom zbog načina pripreme - spaljivanjem kalcijevog karbonata. Pečenje se provodi u visokim šahtnim pećima. Slojevi vapnenca i goriva stavljaju se u peć i zatim pale odozdo. Kada se zagrijava, kalcijev karbonat se razgrađuje u kalcijev oksid:
Budući da su koncentracije tvari u čvrstim fazama nepromijenjene, konstanta ravnoteže ove jednadžbe može se izraziti na sljedeći način: K=.
U tom slučaju koncentracija plina može se izraziti njegovim parcijalnim tlakom, odnosno ravnoteža u sustavu se uspostavlja pri određenom tlaku ugljičnog dioksida.
Tlak disocijacije tvari– ravnotežni parcijalni tlak plina koji nastaje disocijacijom tvari.
Da biste potaknuli stvaranje novog dijela kalcija, potrebno je povećati temperaturu ili ukloniti dio nastalog CO2, a parcijalni tlak će se smanjiti. Održavanjem konstantnog parcijalnog tlaka nižeg od tlaka disocijacije, može se postići kontinuirani proces proizvodnje kalcija. Da biste to učinili, kada gori vapno u pećima, osigurana je dobra ventilacija.
Priznanica:
1) tijekom interakcije jednostavnih tvari: 2Ca + O2 = 2CaO;
2) tijekom toplinske razgradnje hidroksida i soli: 2Ca(NO3)2 = 2CaO + 4NO2? + O2?.
Kemijska svojstva:
1) u interakciji s vodom: CaO + H2O = Ca(OH)2;
2) reagira s oksidima nemetala: CaO + SO2 = CaSO3;
3) otapa se u kiselinama, stvarajući soli: CaO + 2HCl = CaCl2 +H2O.
Kalcijev hidroksid (Ca(OH)2 – gašeno vapno, prah)– bijela kristalna tvar, kristalizira u heksagonalnoj kristalnoj rešetki. Jaka je baza, slabo topljiva u vodi.
Vapnena voda– zasićena otopina kalcijevog hidroksida, koja ima alkalnu reakciju. Na zraku se zamuti zbog apsorpcije ugljični dioksid, formiranje kalcijev karbonat.
Priznanica:
1) nastaje otapanjem kalcija i kalcijevog oksida u ulazu: CaO + H2O = Ca(OH)2 + 16 kcal;
2) tijekom interakcije kalcijevih soli s alkalijama: Ca(NO3)2 + 2NaOH = Ca(OH)2 + 2NaNO3.
Kemijska svojstva:
1) kada se zagrije na 580 °C, raspada se: Ca(OH)2 = CaO + H2O;
2) reagira s kiselinama: Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O.
58. Tvrdoća vode i načini otklanjanja
Budući da je kalcij široko rasprostranjen u prirodi, njegove se soli nalaze u velikim količinama prirodne vode. Voda koja sadrži magnezijeve i kalcijeve soli naziva se teška voda. Ako su soli prisutne u vodi u malim količinama ili ih nema, tada se voda naziva mekan. U tvrdoj vodi sapun se ne pjeni dobro, jer soli kalcija i magnezija s njim tvore netopljive spojeve. Ne kuha dobro hranu. Kod vrenja na stijenkama parnih kotlova stvara se kamenac koji slabo provodi toplinu, uzrokuje povećanje potrošnje goriva i trošenje stijenki kotla. Tvrda voda se ne može koristiti pri izvođenju niza tehnoloških procesa (umiranje). Stvaranje ljestvice: Ca + 2HCO3 = H2O + CO2 + CaCO3?.
Gore navedeni čimbenici ukazuju na potrebu uklanjanja soli kalcija i magnezija iz vode. Proces uklanjanja ovih soli naziva se omekšavanje vode, jedna je od faza obrade vode (tretmana vode).
Obrada vode– obrada vode koja se koristi za razne kućanske i tehnološke procese.
Tvrdoća vode se dijeli na:
1) karbonatna tvrdoća (privremena), koja je uzrokovana prisutnošću kalcijevih i magnezijevih bikarbonata i uklanja se kuhanjem;
2) nekarbonatna tvrdoća (konstantna), koja je uzrokovana prisutnošću kalcijevih i magnezijevih sulfita i klorida u vodi, koji se ne uklanjaju kuhanjem, zbog čega se naziva konstantna tvrdoća.
Ispravna formula je: ukupna tvrdoća = karbonatna tvrdoća + nekarbonatna tvrdoća.
Opća tvrdoća uklanja se dodavanjem kemikalija ili korištenjem kationskih izmjenjivača. Da bi se potpuno uklonila tvrdoća, voda se ponekad destilira.
Prilikom korištenja kemijska metoda topljive soli kalcija i magnezija pretvaraju se u netopljive karbonate:
Suvremeniji postupak uklanjanja tvrdoće vode - korištenjem kationski izmjenjivači.
Kationski izmjenjivači– složene tvari (prirodni spojevi silicija i aluminija, visokomolekularni organski spojevi), čija je opća formula Na2R, gdje R – složeni kiseli ostatak.
Kada voda prolazi kroz sloj kationske izmjenjivačke smole, ioni Na (kationi) se mijenjaju za ione Ca i Mg: Ca + Na2R = 2Na + CaR.
Ioni Ca prelaze iz otopine u kationski izmjenjivač, a ioni Na iz kationskog izmjenjivača u otopinu. Za vraćanje korištenog kationskog izmjenjivača potrebno ga je isprati otopinom stolna sol. U tom slučaju dolazi do obrnutog procesa: 2Na + 2Cl + CaR = Na2R + Ca + 2Cl.
Lekcija je posvećena proučavanju tvari koje imaju ogroman praktični značaj u životu osobe, naime u području njegovog života kao što je izgradnja. Nastavnik će govoriti o načinima dobivanja, svojstvima i upotrebi kalcijevog oksida i hidroksida.
Tema: Tvari i njihove pretvorbe
Lekcija: Kalcijev oksid i hidroksid. Svojstva i primjena
Još u davnim vremenima ljudi su primijetili da ako spalite vapnenac, kredu ili mramor, dobivate bijeli prah s posebnim svojstvima. Glavna komponenta krede, mramora i vapnenca je tvar koja se zove kalcijev karbonat. Njegovo kemijska formula– CaCO3. Kada se vapnenac peče, dolazi do reakcije čija je jednadžba:
CaCO 3 = CaO + CO 2
Riža. 1. Minerali na bazi kalcijevog karbonata
Kalcijev oksid se također može dobiti izravnim spaljivanjem kalcija u atmosferi kisika:
2Ca + O 2 = 2CaO
U tom slučaju dolazi do reakcije između kalcija i kisika pri čemu nastaje kalcijev oksid.
Svojstva dobivenog kalcijevog oksida još uvijek se koriste u građevinarstvu. Kalcijev oksid je nomenklaturni naziv za spoj CaO. Osim nomenklature, ova tvar ima nekoliko povijesno utvrđenih naziva. Kao što već znate, kalcijev oksid se može dobiti spaljivanjem vapnenca, zbog čega je jedan od njegovih povijesnih naziva pečeno vapno.
Dodate li vodu u dobiveni kalcijev oksid, voda će šištati kao da je vruća. Stoga se paljeno vapno nazivalo "kipelka". Kad dođe u dodir s vodom, čini se da se kalcijev oksid gasi, oslobađajući toplinu. Stoga je proces koji se odvijao nazvan gašenjem, a kalcijev oksid živim vapnom.
Vodena para koja nastaje tijekom gašenja rahli živo vapno i ono kao da je prekriveno pahuljicama. U tom smislu, gašeno vapno dobiveno interakcijom s vodom počelo se nazivati paperjem.
Što se događa pri gašenju živog vapna? Utvrđeno je da jedna molekula kalcijevog oksida u interakciji s jednom molekulom vode nastaje samo jedna nova tvar - gašeno vapno. Ova reakcija je povezana s vrstom spoja.
CaO + H 2 O = Ca (OH) 2
Formula gašenog vapna obično se piše na sljedeći način: Ca(OH) 2. Nomenklaturni naziv za ovu tvar je kalcijev hidroksid:
Mješavina gašenog vapna i vode naziva se vapnena žbuka koja se koristi u građevinarstvu. Budući da je kalcijev hidroksid slabo topljiv u vodi, vapneni mort sadrži talog kalcijevog hidroksida i samu otopinu (vapnenu vodu).
Upotreba vapnene žbuke u građevinarstvu za čvrsto spajanje kamena povezana je s njenim stvrdnjavanjem na zraku.
Dakle, cijeli proces dobivanja i korištenja kalcijevog oksida može se prikazati u obliku dijagrama (slika 2).
Riža. 2. Dobivanje i uporaba kalcijevog oksida
Kada se kalcijev karbonat kalcinira, nastaje živo vapno – kalcijev oksid. Kada se pomiješa s vodom, kalcijev oksid prelazi u gašeno vapno - kalcijev hidroksid. Mješavina kalcijevog hidroksida, koji je slabo topljiv u vodi, i vode naziva se vapneni mort. Kada je izložena zraku, otopina vapna reagira s ugljičnim dioksidom i ponovno se pretvara u kalcijev karbonat.
Jednadžba reakcije koja odgovara procesu stvrdnjavanja vapnene žbuke:
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O
Stvrdnjavanje vapnene žbuke nastaje jer se formira netopljiva tvar- kalcijev karbonat.
1. Zbirka zadataka i vježbi iz kemije: 8. razred: za udžbenike. godišnje Orzhekovsky i dr. “Kemija. 8. razred” / P.A. Orzhekovsky, N.A. Titov, F.F. Hegel. – M.: AST: Astrel, 2006. (str.92-96)
2. Ushakova O.V. Radna bilježnica iz kemije: 8. razred: uz udžbenik P.A. Orzhekovsky i dr. “Kemija. 8. razred” / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, P.A. Orzhekovsky; pod, ispod. izd. prof. godišnje Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (str. 84-86)
3. Kemija. 8. razred. Udžbenik za opće obrazovanje ustanove / P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, M.M. Šalašova. – M.: Astrel, 2013. (§27)
4. Kemija: 8. razred: udžbenik. za opće obrazovanje ustanove / P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005. (§33)
5. Enciklopedija za djecu. Svezak 17. Kemija / Pogl. ur.V.A. Volodin, Ved. znanstveni izd. I. Leenson. – M.: Avanta+, 2003.
Dodatni web resursi
1. Kalcijev oksid i hidroksid ().
Domaća zadaća
1) str. 84-86 broj 1,2,8 iz Radna bilježnica iz kemije: 8. razred: uz udžbenik P.A. Orzhekovsky i dr. “Kemija. 8. razred” / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, P.A. Orzhekovsky; pod, ispod. izd. prof. godišnje Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006.
2) str. 155-156 br. 2, A1, A2 iz udžbenika P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, M.M. Shalashova "Kemija: 8. razred", 2013
Anorganski spoj, kalcijeva lužina. Njegova formula je Ca(OH)2. Budući da je ova tvar poznata čovječanstvu od davnina, jest tradicionalna imena: gašeno vapno, vapnena voda, vapneno mlijeko, pahuljice.
Fluff je fino mljeveni prah. Vapneno mlijeko je vodena suspenzija lužine, neprozirna bijela tekućina. Vapnena voda - bistra vodena otopina lužina, dobivena nakon filtriranja vapnenog mlijeka.
Gašeno vapno je dobilo ime po načinu proizvodnje: živo vapno (kalcijev oksid) prelijeva se vodom (gasi).
Svojstva
Fini kristalni prah, bijele boje, bez mirisa. Vrlo slabo topljiv u vodi, netopljiv u alkoholu, lako topljiv u razrijeđenoj dušičnoj i klorovodičnoj kiselini. Vatrootporan, pa čak i sprječava požar. Zagrijavanjem se raspada na vodu i kalcijev oksid.
Jaka lužina. Ulazi u reakcije neutralizacije s kiselinama i stvara soli - karbonate. Prilikom interakcije s metalima oslobađa se eksplozivan i zapaljiv vodik. Reagira s ugljikovim oksidima (IV) i (II), sa solima.
Reakcija proizvodnje kalcijevog hidroksida metodom "gašenja" odvija se uz veliko oslobađanje topline, voda počinje ključati, kaustična otopina se raspršuje u različite strane- ovo se mora uzeti u obzir pri radu.
Mjere opreza
Dodir čestica suhog praha ili kapljica otopine kalcijevog hidroksida na koži uzrokuje iritaciju, svrbež, kemijske opekline, čireve i jaku bol. Oštećenje očiju može uzrokovati gubitak vida. Gutanje tvari uzrokuje opekline sluznice grla, povraćanje, krvavi proljev, nagli pad tlaka i oštećenje unutarnjih organa. Udisanje čestica prašine može uzrokovati oticanje grla koje otežava disanje.
Prije poziva hitne pomoći:
- u slučaju trovanja unesrećenom dati mlijeko ili vodu;
- ako kemikalija dospije u oči ili na kožu, oštećena područja treba ispirati s puno vode najmanje četvrt sata;
- ako se reagens slučajno udahne, žrtvu je potrebno ukloniti iz prostorije i omogućiti joj pristup svježem zraku.
Radite s kalcijevim hidroksidom u dobro prozračenim prostorima koristeći zaštitnu opremu: gumene rukavice, zaštitne naočale i respiratore. Kemijski pokusi moraju se provoditi u dimnjačkoj komori.
Primjena
U građevinskoj industriji kemijski reagens dodaje se otopinama za vezivanje, otopinama žbuke, kreča i gipsa; na temelju njega se izrađuju opeke i beton od pješčanog vapna; koristi se za pripremu tla prije postavljanja cestovnih površina. Bijeljenje drveni dijelovi konstrukcije i ograde daje im protupožarna svojstva i štiti ih od truljenja.
- Za neutralizaciju kiselih plinova u metalurgiji.
- Za proizvodnju krutih ulja i aditiva za ulja - u industriji prerade nafte.
- U kemijskoj industriji - za proizvodnju natrijevih i kalijevih lužina, izbjeljivača ("izbjeljivača"), kalcijevog stearata, organskih kiselina.
- IN analitička kemija vapnena voda služi kao indikator ugljičnog dioksida (upijajući ga zamućuje se).
- Kalcijevim hidroksidom pročišćavaju se otpadne i industrijske vode; neutralizirati kiseline vode koja ulazi u vodoopskrbne sustave kako bi se smanjili njeni korozivni učinci; ukloniti karbonate iz vode (omekšati vodu).
- Pomoću Ca(OH) 2 uklanjaju se dlake s kože u štavljenju. 
- Dodatak hrani E526 u prehrambenoj industriji: regulator kiselosti i viskoznosti, učvršćivač, konzervans. Koristi se u proizvodnji sokova i pića, konditorskih proizvoda i proizvoda od brašna, marinada, soli i dječje hrane. Koristi se u proizvodnji šećera.
- U stomatologiji se vapneno mlijeko koristi za dezinfekciju korijenskih kanala.
- Za liječenje opeklina kiselinom - u medicini.
- IN poljoprivreda: sredstvo za regulaciju pH tla; kao prirodni insekticid protiv krpelja, buha i buba; za pripremu popularnog fungicida "Bordeaux mješavina"; za izbjeljivanje debla od štetnika i opeklina od sunca; kao antimikrobni i antifungalni lijek za skladištenje povrća u skladištima; kao mineralno gnojivo.
- Kalcijev hidroksid smanjuje električni otpor tla, pa se njime tretira tlo kod postavljanja uzemljenja.
- Kemijski reagens koristi se u proizvodnji tvrde gume, kočionih obloga i krema za uklanjanje dlaka.
Gašeno vapno možete kupiti po povoljnoj cijeni u maloprodaji i veleprodaji, dostavom ili preuzimanjem u kemijskoj trgovini Prime Chemicals Group.
Gašeno vapno- kemijska tvar, jaka baza. To je bijeli prah, slabo topiv u vodi. Dobiva se reakcijom kalcijevog oksida (živog vapna) s vodom (proces se naziva “gašenje vapna”): CaO + H2O → Ca(OH)2. Ova reakcija je egzotermna, oslobađa 16 kcal (67 kJ) po molu. Kod krečenja prostorija. Prilikom bijeljenja drvenih ograda i oblaganja rogova - za zaštitu od truljenja i požara. Za pripremu vapnene žbuke. Vapno se od davnina koristi za zidanje. Smjesa se obično priprema u sljedećem omjeru: tri do četiri dijela pijeska (težinski) dodaju se jednom dijelu mješavine kalcijevog hidroksida (gašenog vapna) i vode. U tom slučaju smjesa se stvrdnjava prema reakciji: Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O. Ovo je egzotermna reakcija, koja oslobađa energiju od 27 kcal (113 kJ). Istodobno dolazi do stvaranja kalcijevog silikata: CaCO3 + SiO2 → CaSiO3 + CO2. Kao što se može vidjeti iz reakcije, voda se oslobađa tijekom reakcije. Ovo je negativan čimbenik, jer u prostorijama izgrađenim vapnenim mortom dugo ostaje visoka vlažnost. U tom pogledu, ali i zbog niza drugih prednosti u odnosu na kalcijev hidroksid, cement ga je praktički zamijenio kao vezivo za građevinske mortove. Za pripremu silikatnog betona. Sastav silikatnog betona isti je kao i vapneni mort, ali se priprema na drugačiji način - mješavina kalcijevog oksida i kvarcnog pijeska ne tretira se vodom, već pregrijanom (174,5-197,4 °C) vodenom parom u autoklav pod pritiskom od 9-15 atmosfera. Za uklanjanje karbonatne tvrdoće vode (omekšavanje vode). Reakcija slijedi jednadžbu: Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3↓ + 2H2O.
Kalcijev oksid(živo vapno) je bijela kristalna tvar, spoj CaO. Živo vapno i produkt njegove interakcije s vodom - Ca(OH)2 (gašeno vapno ili "paper") naširoko se koriste u građevinarstvu. U industriji se kalcijev oksid dobiva termičkom razgradnjom vapnenca (kalcijev karbonat): CaCO3 = CaO + CO2. Kalcijev oksid se također može dobiti međudjelovanjem jednostavnih tvari: 2Ca + O2 = 2CaO ili toplinskom razgradnjom kalcijevog hidroksida i kalcijevih soli nekih kiselina koje sadrže kisik:
2Ca(NO3)2 = 2CaO + 4NO2 + O2. Glavni volumeni se koriste u građevinarstvu kao vapneni cement - kada se pomiješa s vodom, kalcijev oksid se pretvara u hidroksid, koji se zatim, apsorbirajući ugljični dioksid iz zraka, snažno stvrdnjava, pretvarajući se u kalcijev karbonat. Međutim, trenutno se pokušava ne koristiti vapneni cement u izgradnji stambenih zgrada, budući da dobivene strukture imaju sposobnost upijanja i nakupljanja vlage. Upotreba vapnenog cementa pri polaganju peći strogo je neprihvatljiva - zbog toplinske razgradnje i oslobađanja zagušljivog ugljičnog dioksida u zrak. Također se koristi kao pristupačan i jeftin vatrostalni materijal - fuzionirani kalcijev oksid ima određenu otpornost na vodu, što mu omogućuje da se koristi kao vatrostalni materijal tamo gdje je uporaba skupljih materijala nepraktična. Kalcijev oksid se također koristi u malim količinama u laboratorijskoj praksi za sušenje tvari koje ne reagiraju s njim. Registriran je u prehrambenoj industriji kao prehrambeni aditiv E-529. Kalcijev oksid je bazični oksid. Otapa se u vodi uz oslobađanje energije, stvarajući kalcijev hidroksid: CaO + H2O ↔ Ca(OH)2 + 63,7 kJ/mol. Kako bazični oksid reagira s kiselim oksidima i kiselinama pri čemu nastaju soli: 1. CaO + SO2 = CaSO3 2. CaO + 2HCl = CaCl2 +H2O
Prirodni spojevi kalcija. Zbog svoje visoke kemijske aktivnosti, kalcij se u prirodi ne pojavljuje u slobodnom obliku. Kalcij čini 3,38% mase zemljine kore (5. po zastupljenosti nakon kisika, silicija, aluminija i željeza). Sadržaj elementa u morska voda- 400 mg/l. Izotopi. Kalcij se u prirodi pojavljuje kao mješavina šest izotopa: 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca i 48Ca, među kojima najčešći - 40Ca - čini 96,97%. Od šest prirodnih izotopa kalcija, pet ih je stabilno. Nedavno je otkriveno da je šesti izotop, 48Ca, najteži od šest i vrlo rijedak (njegova izotopska zastupljenost je samo 0,187%), podvrgnut dvostrukom beta raspadu s vremenom poluraspada od 5,3 x 1019 godina. U stijenama i mineralima. Najviše kalcija sadrže silikati i alumosilikati raznih stijena (graniti, gnajsovi i dr.), osobito feldspat - Ca anorthite. U obliku sedimentnih stijena spojevi kalcija predstavljeni su kredom i vapnencima, koji se uglavnom sastoje od minerala kalcita (CaCO3). Kristalni oblik kalcita - mramor - mnogo je rjeđi u prirodi. Dosta su rašireni minerali kalcija kao što su kalcit CaCO3, anhidrit CaSO4, alabaster CaSO4 0,5H2O i gips CaSO4 2H2O, fluorit CaF2, apatit Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), dolomit MgCO3 CaCO3. Prisutnost soli kalcija i magnezija u prirodnoj vodi određuje njezinu tvrdoću. Kalcij, snažno migrirajući u Zemljina kora a akumulirajući se u raznim geokemijskim sustavima, tvori 385 minerala (četvrto mjesto po broju minerala). Migracije u zemljinoj kori. U prirodnoj migraciji kalcija značajnu ulogu igra "karbonatna ravnoteža" povezana s reverzibilnom reakcijom interakcije kalcijevog karbonata s vodom i ugljičnim dioksidom uz stvaranje topljivog bikarbonata: CaCO3 + H2O + CO2 ↔ Ca (HCO3 )2 ↔ Ca2+ + 2HCO3− (ravnoteža se pomiče ulijevo ili udesno ovisno o koncentraciji ugljičnog dioksida). U biosferi. Spojevi kalcija nalaze se u gotovo svim životinjskim i biljnim tkivima. Značajna količina kalcija nalazi se u živim organizmima. U živim tkivima ljudi i životinja nalazi se 1,4-2% Ca (maseni udio); u ljudskom tijelu težine 70 kg, sadržaj kalcija je oko 1,7 kg (uglavnom u međustaničnoj tvari koštanog tkiva).
Magnezijev oksid- kemijski spoj formule MgO, bezbojni kristali, netopljivi u vodi, otporni na požar i eksploziju. Lako reagira s razrijeđenim kiselinama i vodom stvarajući soli i Mg(OH)2: MgO + 2HCl(dil.) → MgCl2 + H2O; MgO + H2O → Mg(OH)2. Dobiva se pečenjem minerala magnezita i dolomita. 2Mg + O2 = 2MgO. U industriji se koristi za proizvodnju vatrostalnih materijala, cementa, pročišćavanje naftnih derivata, te kao punilo u proizvodnji gume. Ultra lagani magnezijev oksid koristi se kao vrlo fini abraziv za čišćenje površina, posebno u elektroničkoj industriji. U medicini se koristi za visoku kiselost želučanog soka, jer je uzrokovana viškom klorovodične kiseline. Spaljena magnezija se također uzima ako kiseline slučajno uđu u želudac. Registriran u prehrambenoj industriji kao aditivi za hranu E530. To je apsolutni reflektor - tvar s koeficijentom refleksije jednakim jedinici u širokom spektralnom pojasu. Može se koristiti kao pristupačan bijeli standard.
Magnezitni cement- vrsta anorganskog veziva na bazi magnezijevog oksida, otvrdnutog magnezijevim kloridom i/ili sulfatom. Magnezijev oksid. Može se dobiti iz magnezita MgCO3 ili dolomita kalcinacijom na određenim temperaturama, nakon čega slijedi mljevenje. Ovisno o vrsti korištene sirovine, naziva se kaustični magnezit ili kaustični dolomit. Magnezijev klorid. Najčešće se koristi kao brtvilo. Magnezijev sulfat. Rjeđe se koristi kao brtvilo od magnezijevog klorida. Omogućuje vam postizanje veće otpornosti na vodu, ali uz određeni gubitak čvrstoće materijala. Brzo stvrdnjavanje, visoka dostižna čvrstoća. Visoko prianjanje na drvo.
Gipsana veziva. Sirovine za proizvodnju gipsanih veziva su sulfatne stijene koje sadrže uglavnom mineral gips dihidrat. Tijekom toplinske obrade prirodni gips postupno gubi dio svoje kemijski vezane vode, te na temperaturama od 110 do 180°C postaje poluvodeni gips. Nakon finog mljevenja ovog proizvoda kalcinacije dobiva se gipsano vezivo. Tijekom toplinske obrade prirodnog gipsa u hermetički zatvorenim aparatima, a samim time i pri povišenom tlaku pare, oslobađa se kemijski vezana voda u kapkasto-tekućem stanju uz stvaranje a-modifikacije poluvodenog gipsa pri temperaturi od približno 95 °C. .. 100°C.<.P>Obje modifikacije poluhidratnog gipsa razlikuju se jedna od druge: poluhidratna modifikacija ima grubo-kristalnu strukturu. Veziva od gipsa konvencionalno se dijele na građevinski, kalupni i gips visoke čvrstoće. Građevinski gips je proizvod pečenja fino mljevenog gips dihidrata. U nekim tvornicama, nakon pečenja, gips se podvrgava sekundarnom mljevenju. Pripada finokristalnoj vrsti gipsanog veziva, što povećava potrebu za vodom pri miješanju građevinskog gipsa s vodom do standardne konzistencije tijesta. U otvrdnutom stanju ima nisku čvrstoću - 2 ... 16 MPa. Ali tlačna čvrstoća opada s vlaženjem uzoraka.
Tvrdoća vode. Metode eliminacije. Na temelju ukupne tvrdoće razlikujemo meku vodu (do 2 mEq/L), srednju tvrdoću (2-10 mEq/L) i tvrdu vodu (više od 10 mEq/L).Termičko omekšavanje. Temelji se na kipućoj vodi, pri čemu dolazi do razgradnje termički nestabilnih kalcijevih i magnezijevih bikarbonata uz stvaranje kamenca: Ca(HCO3)2 → CaCO3↓ + CO2 + H2O. Kuhanjem se uklanja samo privremena (karbonatna) tvrdoća. Nalazi primjenu u svakodnevnom životu. Omekšavanje reagensa. Metoda se temelji na dodavanju vode natrijevog pepela Na2CO3 ili gašenog vapna Ca(OH)2. U tom slučaju soli kalcija i magnezija prelaze u netopljive spojeve i kao rezultat se talože. Na primjer, dodavanjem gašenog vapna dolazi do pretvaranja kalcijevih soli u netopljivi karbonat: a(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3↓ + 2H2O Najbolji reagens za uklanjanje opće tvrdoće vode je natrijev ortofosfat Na3PO4, koji je dio većine kućanskih i industrijskih pripravaka odredište: Ca(HCO3)2 + 2Na3PO4 → Ca3(PO4)2↓ + 6NaHCO3 3MgSO4 + 2Na3PO4 → Mg3(PO4)2↓ + 3Na2SO4 Kalcijevi i magnezijevi ortofosfati vrlo su slabo topljivi u vodi pa se lako se odvajaju mehaničkom filtracijom. Ova metoda je opravdana za relativno velike protoke vode, jer je povezana s rješavanjem niza specifičnih problema: filtracija sedimenta, točna doza reagensa. Kationacija. Metoda se temelji na korištenju ionsko-izmjenjivačkih granuliranih punjenja (najčešće ionsko-izmjenjivačke smole). Takav teret u dodiru s vodom apsorbira katione soli tvrdoće (kalcij i magnezij, željezo i mangan). Zauzvrat, ovisno o ionskom obliku, odaje ione natrija ili vodika. Ove metode se redom nazivaju Na-kationizacija i H-kationizacija. S pravilno odabranim opterećenjem ionske izmjene, tvrdoća vode smanjuje se s jednostupanjskom kationizacijom natrija na 0,05-0,1 mg-eq/l, s dvostupanjskom kationizacijom natrija - na 0,01 mg-eq/l. U industriji se filtri za ionsku izmjenu koriste za zamjenu iona kalcija i magnezija ionima natrija i kalija, čime se proizvodi meka voda. Obrnuta osmoza. Metoda se temelji na prolasku vode kroz polupropusne membrane (obično poliamidne). Zajedno sa solima tvrdoće uklanja se i većina drugih soli. Učinkovitost čišćenja može doseći 99,9%. Ova metoda je našla najveću primjenu u sustavima za pripremu u kućanstvu. piti vodu. Kao nedostatak ove metode treba istaknuti potrebu za prethodnom pripremom vode koja se dovodi u membranu reverzne osmoze. Elektrodijaliza. Temelji se na uklanjanju soli iz vode pod utjecajem električnog polja. Uklanjanje iona otopljenih tvari događa se zbog posebnih membrana. Kao i kod tehnologije reverzne osmoze, osim iona tvrdoće uklanjaju se i druge soli. Destilacijom se voda može potpuno pročistiti od soli tvrdoće.
P-elementi. Elementi skupine 3A uključuju bor, aluminij, galij, indij i talij. Na vanjskoj razini njihovi atomi sadrže 3 elektrona (s2p1). U nepobuđenom stanju nalazi se 1 nespareni p-elektron, u pobuđenom stanju su 3 nesparena elektrona. Elementi ove skupine često tvore tri veze. Tipična diploma oksidacijsko stanje +3, a samo talij pokazuje oksidacijska stanja +1 i +3. 1. Atom bora ima pretežno nemetalna svojstva jer ima mali atomski radijus i relativno visoku elektronegativnost. Kako se atomski radijus povećava, metalna svojstva se povećavaju. Aluminij, galij, indij, talij su amfoterni metali. U
U zadnja dva elementa dominiraju metalna svojstva. 2. Elementi skupine 3A tvore okside i hidrokside opće formule E2O3 i E(OH)3. B2O3 - kiseli oksid, bor hidroksid - B(OH)3 poznat je kao borna kiselina (H3BO3), Al2O3, Ga2O3, In2O3, Tl2O3 - amfoterni oksidi, Al(OH)3, Ga(0H)3, In(OH)3, Tl(OH) ) 3 - amfoterni hidroksidi. Tl2O je glavni oksid, TlOH je glavni hidroksid. 3. Svi oksidi (osim B2O3), hidroksidi (osim H3BO3) slabo su topljivi u vodi. Soli aluminija, galija, indija i talija podliježu hidrolizi. BOR. Glavni mineral je boraks - Na2B4O7. Nemetalni bor, tipična oksidacijska stanja +3 i -3, dobiva se redukcijom njegovog oksida s magnezijem: B2O3 + 3Mg = 2B + 3MgO, Nemetalni bor, karakteristična oksidacijska stanja +3 i -3. Otapa se u oksidirajućim kiselinama, ali ne stvara soli kao Al, Ga, In, Tl, već se pretvara u bornu kiselinu. 2B + 3H2SO4 konc. = 2H3BO3 + 3SO2 B + 3HNO3 konc. = H3BO3 + 3NO2. Zagrijavanjem bor reagira s kisikom, halogenima, sumporom, dušikom,
tvoreći B2O3, BCl3, B2S3, BN, a s vodikom - borohidride B2H6 -
diboran, B4H10 - tetraboran. Borov oksid - B2O3 - kiseli oksid, otapa se u
vodi slabu bornu kiselinu - H3BO3 . Borna kiselina je bijela krutina
tvar koja zagrijavanjem gubi vodu, pretvarajući se u tetrabornu kiselinu,
a zatim u borov oksid. Kada lužine djeluju na bornu kiselinu, nastaju one
soli tetraborne kiseline. B2O3 + 3H2O = 2H3BO3; 4H3BO3 H2B4O7 + 5H2O 2B2O3 + H2O 4H3BO3 + 2NaOH = Na2B4O7 + 7H2O boraks – gnojivo. Aluminij- srebrno-bijeli metal, lako provodi električnu struju, tvori legure s drugim metalima. Karakteristično oksidacijsko stanje je +3. To je prilično aktivan metal i podvrgava se mnogim reakcijama. Međutim, na zraku je prekriven postojanim oksidnim filmom (Al2O3), koji se ne uklanja mehaničkom obradom i zagrijavanjem, što čini aluminijske proizvode otpornima na vanjske utjecaje. Prisutnost oksidnog filma daje aluminiju vatrostalnost (20500C), dok se aluminij, bez zaštitnog filma, tali na 660oC. Kemijska svojstva aluminija 1. Interakcija s kisikom. Zaštitni film sprječava oksidaciju na zraku. Ali kada se fino zdrobi i ukloni oksidni film (uranjanjem u vruću lužinu), aluminij gori blistavim sjajem, stvarajući aluminijev oksid, a u prisutnosti vode, aluminijev hidroksid. 4Al + 3O2 = 2Al2O3 4Al + 3O2 + 6H2O = 4Al(OH)3. 2. Element aktivno reagira s nemetalima, gori u atmosferi fluora i klora, kombinirajući se s bromom, jodom, sumporom, dušikom, fosforom, ugljikom kada se zagrijava. Ne stupa u izravnu interakciju s vodikom i hidridi poput (AlH3)n se dobivaju neizravno. 2Al + 3Cl2 = 2AlCl3; Nitridi, fosfidi, sulfidi, karbidi su hidrolitički nestabilni: 2AlN + 3H2O = Al(OH)3 + NH3. Kada se zagrijava, aluminij stvara aluminijev oksid s vodom, a bez zagrijavanja - aluminijev hidroksid. 2Al + 3H2O = Al2O3 + 3H2. Zbog visokog afiniteta prema kisiku, aluminij uklanja kisik iz metalnih oksida. Ova reakcija se nastavlja s otpuštanjem veliki iznos toplina. Aluminij u prahu koristi se za pripremu i zavarivanje metala, a smjesa aluminijeva praha i Fe3O4 naziva se termit. 3Fe3O4 + 8Al = 9Fe + 4Al2O3 (3500oC). 5. Aluminij istiskuje manje aktivne metale iz otopina soli. Al + 3CuCl2 = 3Cu + 2AlCl3. 6. Aluminij se otapa u neoksidirajućim kiselinama uz oslobađanje vodika. 2Al + 3H2SO4dil. = Al2(SO4)3 + 3H2. Aluminij pasiviziraju koncentrirane H2SO4 i HNO3, pa se te kiseline mogu čuvati u aluminijskim posudama, ali reagiraju s razrijeđenom dušičnom kiselinom. Al + 4HNO3 otopljen = Al(NO3)3 + NO + 2H2O.8. Aluminij se otapa u alkalijama, oslobađajući vodik. 2Al + 2KOH + 6H2O = 2K + 3H2. 9. Aluminij se otapa u otopinama oksidansa i legira oksidansima: 10Al + 6KMnO4 + 24H2SO4 = 5Al2(SO4)3 + 3K2SO4 + 6MnSO4 + 24H2O. Proizvodnja aluminija. Glavna metoda je elektroliza rastaljenog aluminijevog oksida. Katoda za elektrolizu: Al+3 + 3e = Al0 2Al2O3 4Al + 3O2 anoda: 2O-2 - 4e = O20. Aluminijev oksid-bijela vatrostalna tvar. Prirodne sorte - korund, rubin, safir. Kao adsorbent koristi se amorfni aluminijev oksid. Dobiva se spaljivanjem aluminija ili kalciniranjem aluminijevog hidroksida: 4Al + 3O2 = 2Al2O3 2Al(OH)3 = Al2O3 + H2O. Ne otapa se u vodi. Amfoterni oksid. Interakcija s kiselinama i kiselim solima i alkalijama. Al2O3+ 6HCl = 2AlCl3+ 3H2O. Aluminijev hidroksid-postoji u kristalnom i amorfnom obliku, oba oblika su netopljiva u vodi. Dobiva se djelovanjem lužina na aluminijeve soli ili njihovom hidrolizom. Kada postoji višak lužine, nastaje aluminijev hidroksid kompleksna sol. Al2(SO4)3 + 6NH4OH = 2Al(OH)3 + 3(NH4)2SO4. Kada se zagrijava, aluminijev hidroksid postupno gubi vodu, pretvarajući se u oksid. Ima amfoterna svojstva: Al(OH)3 = AlO(OH) + H2O 2AlO(OH) = Al2O3 + H2O.
Kaolinit (bijela glina) je glineni mineral iz skupine vodenih aluminijevih silikata. Kemijski sastav Al4(OH)8; sadrži 39,5% Al2O3, 46,5% SiO2 i 14% H2O. Formira zemljane mase u kojima se pod velikim povećanjem pod elektronskim mikroskopom nalaze mali šesterokutni kristali. Kristalizira u monoklinskom sustavu. Kristalna struktura kaolinita temelji se na beskonačnim listovima Si-O4 tetraedra, koji dijele tri kisika i povezani su u parove preko slobodnih vrhova aluminijem i hidroksidom. Ti su listovi međusobno povezani slabim vezama, što uvjetuje vrlo savršeno cijepanje kaolinita i mogućnost različitih superpozicija jednog sloja na drugi, što pak dovodi do neke promjene u simetriji cijele kristalne strukture. Slojevita struktura kaolinita daje mineralima koji se temelje na njemu (gline i kaolini) svojstvo plastičnosti. Tvrdoća po mineraloškoj ljestvici 1; gustoća 2540-2600 kg/m³; masna na dodir. Zagrijavanjem na 500-600 °C kaolinit gubi vodu, a na 1000-1200 °C se raspada uz oslobađanje topline, prvo dajući silimanit, a zatim mulit; Ova reakcija čini osnovu proizvodnje keramike. montmorilonit- glineni mineral koji pripada podklasi slojevitih silikata. Feldspati- skupina široko rasprostranjenih, osobito kamenotvornih minerala iz razreda silikata. Većina feldspata su predstavnici čvrstih otopina ternarnog sustava izomorfne serije K - Na - Ca, čiji su krajnji članovi ortoklas (Or), albit (Ab), anortit (An). Postoje dva izomorfna niza: albit (Ab) - ortoklas (Or) i albit (Ab) - anortit (An). Minerali prvog od njih mogu sadržavati ne više od 10% An, a drugi - ne više od 10% Or. Samo u natrijevim glinencima blizu Ab povećava se topljivost Or i An. Članovi prvog reda nazivaju se alkalnim (K-Na feldspati), drugi - plagioklazi (Ca-Na feldspati). Kontinuitet Ab-Or serije pojavljuje se samo pri visokim temperaturama; pri niskim temperaturama dolazi do prekida miješanja s stvaranjem pertita. Uz sanidin, koji je visokotemperaturan, razlikuju se niskotemperaturni kalijevi glinenci - mikroklin i ortoklas.
Aluminati- soli nastale djelovanjem lužina na svježe istaloženi aluminijev hidroksid: Al(OH)3 + NaOH = Na (natrijev tetrahidroksoaluminat) Al(OH)3 + 3NaOH = Na3 (natrijev heksahidroksoaluminat) Aluminati se također dobivaju otapanjem metalnog aluminija (odn. Al2O3) u alkalijama: 2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na + 3H2 Ion − - postoji u vodenim otopinama. Aluminati alkalijskih metala dobro su topljivi u vodi, a njihove su vodene otopine zbog hidrolize stabilne samo u suvišku alkalija. Kada se Al2O3 spaja s metalnim oksidima, nastaju bezvodni aluminati, koji se mogu smatrati derivatima meta-aluminijeve kiseline HAlO2; na primjer, kalcijev meta-aluminat Ca(AlO2)2 može se dobiti fuzijom Al2O3 s CaO. U prirodi se nalaze magnezijev i kalcijev aluminat MgAl2O4, CaAl2O4 i mineral krizoberil (berilijev aluminat BeAl2O4). Umjetni aluminati s dodatkom REE aktivatora su fosfori s dugim naknadnim sjajem i visokom akumulacijom aktivacijske energije. Ovi spojevi su formula i strukturni analozi prirodnog minerala spinela - MgAl2O4. Učinkovita luminiscencija u aluminatima osigurava se uvođenjem u njihovu kristalnu rešetku aktivatora u obliku elemenata rijetke zemlje, posebno dvovalentnog europija u koncentraciji Eu+2 od 1,10-2 do 8 at.%. Proizvodnja i formulacija aluminatnih fosfora, kao i proizvodnja fosfora cink sulfida, industrijske je prirode i prilično je široka primjena u djelatnostima svjetlosnog označavanja i projektiranja. Natrijev aluminat je međuprodukt u proizvodnji Al2O3, koristi se u tekstilnoj i papirnoj industriji te za pročišćavanje vode. Natrijev metaaluminat u prahu (NaAlO2) također se koristi kao dodatak u gradnji betona kao ubrzivač stvrdnjavanja: kalcijev aluminat je glavna komponenta brzostvrdnjavajućeg aluminijskog cementa. Izrada: Al2O3 + Na2O =t= 2NaAlO2
Elementi IVA grupe u oksidacijskom stanju (IV) tvore slabe kiseline (H2CO3, H4SiO4, H2[Ce(OH)6], H2 i H2[Pb(OH)b]), koje pokazuju amfoterna svojstva. Elementi skupine IVA u slobodnom su stanju redukcijski agensi. Skupina IVA uključuje ugljik C, silicij Si, germanij Ce, kositar Sn i olovo Pb. Skupina IVA uključuje p-elemente ugljik, silicij, germanij, kositar i olovo. Različiti u broju elektronskih razina, njihovi nepobuđeni atomi imaju četiri s2p2 elektrona na vanjskoj razini, od kojih su p-elektroni nespareni. IVA skupina elemenata, osim tipičnih, uključuje elemente podskupine germanija: Ge, Sn i Pb. Njihova valentna elektronička konfiguracija (ns np2 u nepobuđenom stanju) omogućuje ispoljavanje svojstava i kationskih i anionskih tvoraca. Međutim, uglavnom kovalentna veza U stvarnosti, to se ne ostvaruje uvijek u složenim kristalima. Unutar IVA skupine uočava se nemonotona ovisnost svojstava o položaju elementa u skupini. Stoga se pokazalo da je OEO germanija veći nego kod silicija, iako je prvi ionizacijski potencijal germanija niži. Svi elementi skupine IVA tvore vodikove spojeve tipa RH4, čija stabilnost u nizu C, Si, Ge, Sn, Pb brzo slabi. Unutar IVA skupine uočava se nemonotona ovisnost svojstava o položaju elementa u skupini. Stoga se pokazalo da je OEO germanija veći nego kod silicija, iako je prvi ionizacijski potencijal germanija niži. To se objašnjava postojanjem atoma germanija, za razliku od silicija, ispunjene unutarnje Zs (10-razine, koja služi kao ekran za p-elektrone. Unutar IVA skupine, nemonotona ovisnost svojstava o promatra se položaj elementa u skupini. Dakle, OEO germanija ispada da je veći od silicija, iako je prvi ionizacijski potencijal germanija manji. To se objašnjava postojanjem atoma germanija, za razliku od silicija, ispunjenog unutarnjeg nivoa ZsP0, koji služi kao ekran za p-elektrone.Usporedimo li 3. i 4. ionizacijski potencijal, koji karakteriziraju čvrstoću veze s jezgrom s - elektrona, možemo zaključiti da je učinak prodora za s - elektrona u germaniju ispod sloja Srf elektrona prevladava. Uzimajući u obzir četiri potencijala ionizacije, ispada da je jačina veze valentnih elektrona s jezgrom veća u atomu germanija. To objašnjava veću vrijednost OEO germanija u usporedbi sa silicijem.Polumjeri elemenata također se mijenjaju nemonotono.Prilikom C na Si opaža se nagli porast atomskog polumjera, a zatim se radijus lagano mijenja. Polumjeri atoma elemenata skupine IVA prirodno rastu s povećanjem atomskog broja (tablica 24), potencijali ionizacije i ukupna elektronegativnost se smanjuju. Međutim, ugljik i silicij značajno se razlikuju po svojstvima od ostalih elemenata skupine. Germanij već ima metalna svojstva, a kod kositra i olova prevladavaju nad nemetalnima. Osim toga, ugljik i silicij razlikuju se od ostalih elemenata skupine IVA po broju i raznolikosti kemijskih spojeva. Ugljik u većini spojevi kisika(uz rijetke iznimke) pokazuje oksidacijsko stanje 4; spojevi silicija s oksidacijskim stanjem 4 također su prilično stabilni. Ali od germanija do olova, snaga spojeva u kojima oni pokazuju oksidacijsko stanje 4 opada. Koji je od elemenata IVA skupine najčešći na Zemlji.
Ugljik-kemijski element 4. skupine glavne podskupine 2. razdoblja Mendeljejeva periodnog sustava, serijski broj 6, atomska masa - 12,01115. Sadržaj ugljika u zemljinoj kori iznosi 0,1% mase. Slobodni ugljik nalazimo u prirodi u obliku dijamanta i grafita. Glavnina ugljika je u obliku prirodnih karbonata (vapnenaca i dolomita), fosilnih goriva - antracita (94-97% C), mrkog ugljena (64-80% C), bitumenskog ugljena (76-95% C), nafte škriljevca (56-78% C), nafte (82-87% C), zapaljivih prirodnih plinova (do 99% metana), treseta (53-56% C), kao i bitumena itd. U atmosferi i hidrosferi nalazi se u obliku ugljičnog dioksida CO2, u zraku ga ima 0,046% masenog udjela CO2, u vodama rijeka, mora i oceana ~60 puta više. Ugljik je uključen u sastav biljaka i životinja (~18%). Ljudski organizam ugljik unosi hranom (normalno oko 300 g dnevno). Ukupni sadržaj ugljika u ljudskom tijelu doseže oko 21% (15 kg na 70 kg tjelesne težine). Ugljik čini 2/3 mišićne mase i 1/3 koštane mase. Iz organizma se uglavnom izlučuje izdahnutim zrakom (ugljični dioksid) i mokraćom (urea). Ciklus ugljika u prirodi uključuje biološki ciklus, ispuštanje CO2 u atmosferu prilikom izgaranja fosilnih goriva, iz vulkanskih plinova, toplih mineralnih izvora, iz površinskih slojeva oceanskih voda itd. Biološki ciklus se sastoji od činjenice da ugljik u obliku CO2 biljke apsorbiraju iz troposfere. Zatim se iz biosfere ponovno vraća u geosferu: s biljkama ugljik ulazi u organizam životinja i ljudi, a zatim, kada životinjski i biljni materijali trunu, u tlo iu obliku CO2 u atmosferu. U parovitom stanju iu obliku spojeva s dušikom i vodikom ugljik se nalazi u atmosferi Sunca, planeta, a nalazi se u kamenim i željeznim meteoritima. Većina ugljikovih spojeva, a prije svega ugljikovodici, imaju izražen karakter kovalentnih spojeva. Snaga jednostavnih, dvostrukih i trostrukih veza C atoma međusobno, sposobnost stvaranja stabilnih lanaca i ciklusa iz C atoma određuju postojanje velikog broja spojeva koji sadrže ugljik koji se proučavaju organska kemija. U prirodi se nalazi mineral šungit koji sadrži čvrsti ugljik (≈25%) i značajne količine silicijevog oksida (≈35%). Ugljik reagira s mnogim elementima. Spojevi s nemetalima imaju vlastita imena - metan, tetrafluorometan. Produkti izgaranja ugljika u kisiku su CO i CO2 (ugljični monoksid odnosno ugljikov dioksid). Poznati su i nestabilni ugljikov suboksid C3O2 i neki drugi oksidi. Grafit i amorfni ugljik počinju reagirati s vodikom na temperaturi od 1200 °C, s fluorom na 900 °C. Ugljikov dioksid reagira s vodom pri čemu nastaje slaba ugljična kiselina – H2CO3, koja stvara soli – karbonate. Kalcijevi i magnezijevi karbonati su najrasprostranjeniji na Zemlji. Grafit s halogenima, alkalijskim metalima i drugim tvarima tvori inkluzijske spojeve. Kada se električno pražnjenje propusti između ugljikovih elektroda u atmosferi dušika, nastaje cijanogen. Na visokim temperaturama, reakcija ugljika sa smjesom H2 i N2 proizvodi cijanovodičnu kiselinu: Kada ugljik reagira sa sumporom, dobiva se ugljikov disulfid CS2; poznati su i CS i C3S2. S većinom metala, aluminijem i kalcijem, ugljik stvara karbide, na primjer: (aluminijev karbid); (kalcijev karbid). Reakcija ugljika s vodenom parom važna je u industriji.
