Характеристика элемента
6 С 1s 2 2s 2 2p 2
Изотопы: 12 С (98,892 %); 13 С (1,108%); 14 С (радиоактивный)
Кларк в земной коре 0,48 % по массе. Формы нахождения:
в свободном виде (каменный уголь, алмазы);
в составе карбонатов (СаСO 3 , МgСO 3 и др.);
в составе горючих ископаемых (уголь, нефть, газ);
в виде СO 2 - в атмосфере (0,03 % по объему);
в Мировом океане - в виде анионов НСO 3 - ;
в составе живой материи (-18 % углерода).
Химия соединений углерода - это, в основном, органическая химия. В курсе неорганической химии изучаются следующие С-содержащие вещества: свободный углерод, оксиды (СО и СO 2), угольная кислота, карбонаты и гидрокарбонаты.
Свободный углерод. Аллотропия.
В свободном состоянии углерод образует 3 аллотропные модификации: алмаз, графит и искусственно получаемый карбин. Эти видоизменения углерода различаются кристаллохимическим строением и физическими характеристиками.
Алмаз
В кристалле алмаза каждый атом углерода связан прочными ковалентными связями с четырьмя другими, размещенными вокруг него на одинаковых расстояниях.
Все атомы углерода находятся в состоянии sp 3 -гибридизации. Атомная кристаллическая решетка алмаза имеет тетраэдрическое строение.
Алмаз - бесцветное, прозрачное, сильно преломляющее свет вещество. Отличается самой большой твердостью среди всех известных веществ. Алмаз хрупкий, тугоплавкий, плохо проводит тепло и электрический ток. Небольшие расстояния между соседними атомами углерода (0,154 нм) обусловливают довольно большую плотность алмаза (3,5 г/см 3).
Графит
В кристаллической решетке графита каждый атом углерода находится в состоянии sp 2 -гибридизации и образует три прочные ковалентные связи с атомами углерода, расположенными в том же слое. В образовании этих связей участвуют по три электрона каждого атома, углерода, а четвертые валентные электроны образуют л-связи и являются относительно свободными (подвижными). Они обусловливают электро- и теплопроводность графита.
Длина ковалентной связи между соседними атомами углерода в одной плоскости равна 0,152 нм, а расстояние между атомами С в различных слоях больше в 2,5 раза, поэтому связи между ними слабые.
Графит - непрозрачное, мягкое, жирное на ощупь вещество серо-черного цвета с металлическим блеском; хорошо проводит тепло и электрический ток. Графит имеет меньшую плотность по сравнению с алмазом, легко расщепляется на тонкие чешуйки.
Разупорядоченная структура мелкокристаллического графита лежит в основе строения различных форм аморфного углерода, важнейшими из которых являются кокс, бурые и каменные угли, сажа, активированный (активный) уголь.
Карбин
Эту аллотропную модификацию углерода получают каталитическим окислением (дегидрополиконденсацией) ацетилена. Карбин - цепочечный полимер, имеющий две формы:
С=С-С=С-... и...=С=С=С=
Карбин обладает полупроводниковыми свойствами.
Химические свойства углерода
При обычной температуре обе модификации углерода (алмаз и графит) химически инертны. Мелкокристаллические формы графита - кокс, сажа, активированный уголь - более реакционноспособны, но, как правило, после их предварительного нагревания до высокой температуры.
С - активный восстановитель:
1. Взаимодействие с кислородом
С + O 2 = СO 2 + 393,5 кДж (в избытке O 2)
2С + O 2 = 2СО + 221 кДж (при недостатке O 2)
Сжигание угля - один из важнейших источников энергии.
2. Взаимодействие с фтором и серой.
С + 2F 2 = CF 4 тетрафторид углерода
С + 2S = CS 2 сероуглерод
3. Кокс - один из важнейших восстановителей, используемых в промышленности. В металлургии с его помощью получают металлы из оксидов, например:
ЗС + Fe 2 O 3 = 2Fe + ЗСО
С + ZnO = Zn + СО
4. При взаимодействии углерода с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов восстановленный металл, соединяясь с углеродом, образует карбид. Например: ЗС + СаО = СаС 2 + СО карбид кальция
5. Кокс применяется также для получения кремния:
2С + SiO 2 = Si + 2СО
6. При избытке кокса образуется карбид кремния (карборунд) SiC.
Получение «водяного газа» (газификация твердого топлива)
Пропусканием водяного пара через раскаленный уголь получают горючую смесь СО и Н 2 , называемую водяным газом:
С + Н 2 О = СО + Н 2
7. Реакции с окисляющими кислотами.
Активированный или древесный уголь при нагревании восстанавливает анионы NO 3 - и SO 4 2- из концентрированных кислот:
С + 4HNO 3 = СO 2 + 4NO 2 + 2Н 2 О
С + 2H 2 SO 4 = СO 2 + 2SO 2 + 2Н 2 О
8. Реакции с расплавленными нитратами щелочных металлов
В расплавах KNO 3 и NaNO 3 измельченный уголь интенсивно сгорает с образованием ослепительного пламени:
5С + 4KNO 3 = 2К 2 СO 3 + ЗСO 2 + 2N 2
С - малоактивный окислитель:
1. Образование солеобразных карбидов с активными металлами.
Значительное ослабление неметаллических свойств у углерода выражается в том, что функции его как окислителя проявляются в гораздо меньшей степени, чем восстановительные функции.
2. Только в реакциях с активными металлами атомы углерода переходят в отрицательно заряженные ионы С -4 и (С=С) 2- , образуя солеобразные карбиды:
ЗС + 4Al = Аl 4 С 3 карбид алюминия
2С + Са = СаС 2 карбид кальция
3. Карбиды ионного типа - очень нестойкие соединения, они легко разлагаются под действием кислот и воды, что свидетельствует о неустойчивости отрицательно заряженных анионов углерода:
Аl 4 С 3 + 12Н 2 О = ЗСН 4 + 4Аl(ОН) 3
СаС 2 + 2Н 2 О = С 2 Н 2 + Са(ОН) 2
4. Образование ковалентных соединений с металлами
В расплавах смесей углерода с переходными металлами образуются карбиды преимущественно с ковалентный типом связи. Молекулы их имеют переменный состав, а вещества в целом близки к сплавам. Такие карбиды отличаются высокой устойчивостью, они химически инертны по отношению к воде, кислотам, щелочам и многим другим реагентам.
5. Взаимодействие с водородом
При высоких Т и Р, в присутствии никелевого катализатора, углерод соединяется с водородом:
С + 2НН 2 → СНН 4
Реакция очень обратима и не имеет практического значения.
Углерод способен образовывать несколько аллотропных модификаций. Это алмаз (наиболее инертная аллотропная модификация), графит, фуллерен и карбин.
Древесный уголь и сажа представляют собой аморфный углерод. Углерод в таком состоянии не имеет упорядоченной структуры и фактически состоит из мельчайших фрагментов слоев графита. Аморфный углерод, обработанный горячим водяным паром, называют активированным углем. 1 грамм активированного угля из-за наличия в нем множества пор имеет общую поверхность более трехсот квадратных метров! Благодаря своей способности поглощать различные вещества активированный уголь находит широкое применение как наполнитель фильтров, а также как энтеросорбент при различных видах отравлений.
С химической точки зрения аморфный углерод является наиболее активной его формой, графит проявляет среднюю активность, а алмаз является крайне инертным веществом. По этой причине, рассматриваемые ниже химические свойства углерода следует прежде всего относить к аморфному углероду.
Восстановительные свойства углерода
Как восстановитель углерод реагирует с такими неметаллами как, например, кислород, галогены, сера.
В зависимости от избытка или недостатка кислорода при горении угля возможно образование угарного газа CO или углекислого газа CO 2:
При взаимодействии углерода со фтором образуется тетрафторид углерода:
При нагревании углерода с серой образуется сероуглерод CS 2:
Углерод способен восстанавливать металлы после алюминия в ряду активности из их оксидов. Например:
Также углерод реагирует и с оксидами активных металлов, однако в этом случае наблюдается, как правило, не восстановление металла, а образование его карбида:
Взаимодействие углерода с оксидами неметаллов
Углерод вступает в реакцию сопропорционирования с углекислым газом CO 2:
Одним из наиболее важных с промышленной точки зрения процессов является так называемая паровая конверсия угля . Процесс проводят, пропуская водяной пар через раскаленный уголь. При этом протекает следующая реакция:
При высокой температуре углерод способен восстанавливать даже такое инертное соединение как диоксид кремния. При этом в зависимости от условия возможно образование кремния или карбида кремния (карборунда ):
Также углерод как восстановитель реагирует с кислотами окислителями, в частности, концентрированными серной и азотной кислотами:
Окислительные свойства углерода
Химический элемент углерод не отличается высокой электроотрицательностью, поэтому образуемые им простые вещества редко проявляют окислительные свойства по отношению к другим неметаллам.
Примером таких реакций является взаимодействие аморфного углерода с водородом при нагревании в присутствии катализатора:
а также с кремнием при температуре 1200-1300 о С:
Окислительные свойства углерод проявляет по отношению к металлам. Углерод способен реагировать с активными металлами и некоторыми металлами средней активности. Реакции протекают при нагревании:
| Карбиды активных металлов гидролизуются водой:
а также растворами кислот-неокислителей: При этом образуются углеводороды, содержащие углерод в той же степени окисления, что и в исходном карбиде. |
Химические свойства кремния
Кремний может существовать, как и углерод в кристаллическом и аморфном состоянии и, также, как и в случае углерода, аморфный кремний существенно более химически активен, чем кристаллический.
Иногда аморфный и кристаллический кремний, называют его аллотропными модификациями, что, строго говоря, не совсем верно. Аморфный кремний представляет собой по сути конгломерат беспорядочно расположенных друг относительно друга мельчайших частиц кристаллического кремния.
Взаимодействие кремния с простыми веществами
неметаллами
При обычных условиях кремний ввиду своей инертности реагирует только со фтором:
С хлором, бромом и йодом кремний реагирует только при нагревании. При этом характерно, что в зависимости от активности галогена, требуется и соответственно различная температура:
Так с хлором реакция протекает при 340-420 о С:
С бромом – 620-700 о С:
С йодом – 750-810 о С:
Реакция кремния с кислородом протекает, однако требует очень сильного нагревания (1200-1300 о С) ввиду того, что прочная оксидная пленка затрудняет взаимодействие:
При температуре 1200-1500 о С кремний медленно взаимодействует с углеродом в виде графита с образованием карборунда SiC – вещества с атомной кристаллической решеткой подобной алмазу и почти не уступающего ему в прочности:
С водородом кремний не реагирует.
металлами
Ввиду своей низкой электроотрицательности кремний может проявлять окислительные свойства лишь по отношению к металлам. Из металлов кремний реагирует с активными (щелочными и щелочноземельными), а также многими металлами средней активности. В результате такого взаимодействия образуются силициды:
Взаимодействие кремния со сложными веществами
С водой кремний не реагирует даже при кипячении, однако аморфный кремний взаимодействует с перегретым водяным паром при температуре около 400-500 о С. При этом образуется водород и диоксид кремния:
Из всех кислот кремний (в аморфном состоянии) реагирует только с концентрированной плавиковой кислотой:
Кремний растворяется в концентрированных растворах щелочей. Реакция сопровождается выделением водорода.
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА УГЛЕРОДА
Углерод - малоактивен, на холоде реагирует только со фтором; химическая активность проявляется при высоких температурах.
Памятка! "Химические свойства"
|
С – восстановитель С 0 – 4 е - → С +4 или С 0 – 2 е - → С +2 |
С – окислитель С 0 + 4 е - → С -4 |
|
1) с кислородом C 0 + O 2 t ˚ C → CO 2 углекислый газ Опыт при недостатке кислорода наблюдается неполное сгорание образуется угарный газ: 2C 0
+ O 2
t
˚
C
→ 2C +2 O 2) со фтором С + 2F 2 → CF 4 3) с водяным паром C 0 + H 2 O t ˚ C →С +2 O + H 2 водяной газ 4) с оксидами металлов С + Me x O y = CO 2 + Me C 0 + 2CuO t˚C → 2Cu + C +4 O 2 5) с кислотами – окислителями: C 0 + 2 H 2 SO 4 (конц.) →С +4 O 2 + 2 SO 2 + 2 H 2 O С 0 + 4 HNO 3 (конц.) →С +4 O 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O |
1) с некоторыми металлами образует карбиды 4 Al + 3 C 0 t ˚ C → Al 4 C 3 -4 Ca + 2 C 0 t ˚ C → CaC 2 -1 2) с водородом C 0 + 2H 2 t˚C →CH 4 |
Адсорбция
Обратный процесс - выделение этих поглощённых веществ - десорбция.
Применение адсорбции
Очистка от примесей (в производстве сахара и др.), для защиты органов дыхания (противогазы), в медицине (таблетки "Карболен") и др.
Применение углерода
Алмазы широко применяются для резки горных пород и шлифования особо твердых материалов. Из алмазов при огранке делают ювелирные украшения. Графит применяют для изготовления инертных электродов и грифелей карандашей. В смеси с техническими маслами в качестве смазочного материала. Из смеси графита с глиной изготавливают плавильные тигли. Графит используют в ядерной промышленности, как поглотитель нейтронов.
Кокс применяют в металлургии, как восстановитель. Древесный уголь – в кузнечных горнах, для получения пороха (75%KNO 3 + 13%C + 12%S), для поглощения газов (адсорбция), а также в быту. Сажу применяют, как наполнитель резины, для изготовления черных красок – типографская краска и тушь, а также в сухих гальванических элементах. Стеклоуглерод применяют для изготовления аппаратуры для сильно агрессивных сред, а также в авиации и космонавтике.
Активированный уголь поглощает вредные вещества из газов и жидкостей: им заполняют противогазы, очистительные системы, его применяют в медицине при отравлениях.
ДРЕВЕСНЫЙ УГОЛЬ
Древе́сный у́голь - микропористый высокоуглеродистый продукт, образующийся при разложении древесины без доступа воздуха. Применяется в производстве кристаллического кремния, сероуглерода, чёрных и цветных металлов, активированного угля и т. д., а также как бытовое топливо (удельная теплота сгорания 31,5-34 МДж/кг).
ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
№1. Закончите уравнения реакций, составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель для каждой реакции:
С+О 2 (изб) =
С+О 2 (недост) =
С + H 2 =
C + Ca =
C + Al =
УГЛЕРОД, С (а. carbon; н. Kohlenstoff; ф. carbone; и. carbono), — химический элемент IV группы периодической системы Менделеева , атомный номер 6, атомная масса 12,041. Природный углерод состоит из смеси 2 стабильных изотопов: 12 С (98,892%) и 13 С (1,108%). Известно также 6 радиоактивных изотопов углерода, из которых наиболее важным является изотоп 14 С с периодом полураспада 5,73.10 3 лет (этот изотоп в небольших количествах постоянно образуется в верхних слоях атмосферы в результате облучения ядер 14 N нейтронами космического излучения).
Углерод известен с глубокой древности. Древесный использовался для восстановления металлов из руд , а алмаз — как . Признание углерода в качестве химического элемента связано с именем французского химика А. Лавуазье (1789).
Модификации и свойства углерода
Известны 4 кристаллические модификации углерода: графит , алмаз, карбин и лонсдейлит, сильно различающиеся по своим свойствам. Карбин — искусственно полученная разновидность углерода, представляющая собой мелкокристаллический порошок чёрного цвета, кристаллическая структура которого характеризуется наличием длинных цепочек атомов углерода, расположенных параллельно друг другу. Плотность 3230-3300 кг/м 3 , теплоёмкость 11,52 Дж/моль.К. Лонсдейлит обнаружен в метеоритах и получен искусственно; его структура и физические свойства окончательно не установлены. Для углерода характерно также состояние с неупорядоченной структурой — т.н. аморфный углерод (сажа, кокс , древесный уголь). Физические свойства "аморфного" углерода в сильной степени зависят от дисперсности частиц и от наличия примесей.
Химические свойства углерода
В соединениях углерод имеет степени окисления +4 (наиболее распространённая), +2 и +3. При обычных условиях углерод химически инертен, при высоких температурах соединяется со многими элементами, проявляя сильные восстановительные свойства. Химическая активность углерода убывает в ряду "аморфный" углерод, графит, алмаз; взаимодействие с кислородом воздуха у этих разновидностей углерода происходит соответственно при температурах 300-500°С, 600-700°С и 850-1000°С с образованием диоксида (CO 2) и монооксида (CO) углерода. Диоксид растворяется в воде с образованием угольной кислоты. Все формы углерода устойчивы к щелочам и кислотам. С галогенами углерод практически не взаимодействует (кроме графита, который с F 2 выше 900°С реагирует), поэтому его галогениды получают косвенным путём. Среди азотсодержащих соединений важное практическое значение имеют цианистый водород HCN (синильная кислота) и его многочисленные производные. При температурах выше 1000°С углерод взаимодействует со многими металлами, образуя карбиды. Все формы углерода нерастворимы в обычных неорганических и органических растворителях.
Важнейшее свойство углерода — способность его атомов образовывать прочные химические связи между собой, а также между собой и другими элементами. Способность углерода образовывать 4 равнозначные валентные связи с другими атомами углерода позволяет строить углеродные скелеты разных типов (линейные, разветвлённые, циклические); именно этими свойствами и объясняется исключительная роль углерода в строении всех органических соединений и, в частности, всех живых организмов.
Углерод в природе
Среднее содержание углерода в земной коре 2,3.10 % (по массе); при этом основная масса углерода концентрируется в осадочных горных породах (1%), тогда как в других горных породах существенно более низкие и примерно одинаковые (1-3.10%) концентрации этого элемента. Углерод накапливается в верхней части , где его присутствие связано в основном с живым веществом (18%), древесиной (50%), каменным углём (80%), нефтью (85%), антрацитом (96%), а также с доломитами и известняками . Известно свыше 100 минералов углерода, из которых наиболее распространены карбонаты кальция , магния и железа (кальцит CaCO 3 , доломит (Ca, Mg)CO 3 и сидерит FeCO 3). С накоплением углерода в земной коре часто связано и накопление других элементов, сорбируемых органическим веществом и осаждающихся после его захоронения на дне водоёмов в виде нерастворимых соединений. Большие количества диоксида CO 2 выделяются в атмосферу из Земли при вулканической деятельности и при сжигании органических топлив. Из атмосферы CO 2 усваивается растениями в процессе фотосинтеза и растворяется в морской воде , слагая тем самым важнейшие звенья общего круговорота углерода на Земле. Важную роль играет углерод и в космосе; на Солнце углерод занимает 4-е место по распространённости после водорода, гелия и кислорода, участвуя в ядерных процессах.
Применение и использование
Важнейшее народно-хозяйственное значение углерода определяется тем, что около 90% всех первичных источников энергии, потребляемой человеком, приходится на органическое топливо. Наблюдается тенденция использовать нефть и не как топливо, а как сырьё для разнообразных химических производств. Меньшую, но тем не менее весьма существенную роль в народном хозяйстве играет углерод, добываемый в виде карбонатов (металлургия, строительство, химические производства), алмазов (ювелирные украшения, техника) и графита (ядерная техника, жаропрочные тигли, карандаши, некоторые виды смазок и т.д.). По удельной активности изотопа 14 С в остатках биогенного происхождения определяют их возраст (радиоуглеродный метод датирования). 14 С широко используется в качестве радиоактивного индикатора. Важное значение имеет наиболее распространённый изотоп 12 С — одна двенадцатая часть массы атома этого изотопа принята за единицу атомной массы химических элементов.
соединения углерода с галогенами. У. г. обычно рассматривают как производные углеводородов, в которых водород полностью замещен на галоген.
Простейшими У. г. являются тетрагалогениды общей формулы CX 4 , молекулы которых имеют тетраэдрическое строение с расстояниями С-F, С-Сl, С-Вr и С-I, соответственно: (Å) 1,36; 1,76; 1,94; 2,12, и энергиями связи (кдж/моль ): 487; 340: 285; 214 или в ккал/моль 116; 81; 68; 51. При обычных условиях CF 4 - газ (t kип -128 °С), CCl 4 - жидкость (t пл -22,9 °С, t kип 76,8 °C), CBr 4 и Cl 4 - твёрдые тела (t пл 93,7 и 171 °С). Все тетрагалогениды практически нерастворимы в воде и растворимы в органических растворителях. В соответствии с уменьшением энергии связи устойчивость CX 4 падает, а химическая активность возрастает при переходе от фтора к иоду. CF 4 и CCl 4 устойчивы к нагреванию и действию воздуха, света, кислот. Cl 4 легко разлагается при нагревании. Только CF 4 может быть получен непосредственно взаимодействием элементов. Один из способов синтеза CCl 4 и CBr 4 - реакция CS 2 с галогенами. Cl 4 получают при взаимодействии CCl 4 с иодидами алюминия, висмута и др. металлов. Из тетрагалогенидов углерода наибольшее значение имеет Четырёххлористый углерод. Известны также смешанные У. г., например CClF 3 , CCBr 2 Cl 2 , С 2 Вг 2 F 4 . Многие У. г. широко применяют в различных отраслях техники, например дифтордихлорметан CCl 2 F 2 и трихлорфторметан CCl 3 F как хладоагенты в холодильных установках (Фреоны), Тетрафторэтилен C 2 F 4 и Трифторхлорэтилен C 2 ClF 3 - мономеры в производстве фторопластов (См. Фторопласты), Гексахлорэтан C 2 Cl 6 - заменитель камфоры, некоторые фторхлор-содержащие У. г.- компоненты синтетических масел (См. Синтетические масла).
Лит.: Ахметов Н. С., Неорганическая химия, 2 изд., М., 1975.
Б. А. Поповкин.
- - СО, мол. м. 28,01; газ без цвета и запаха...
Химическая энциклопедия
- - COS, мол. м. 60,076; бесцв. газ со слабым запахом...
Химическая энциклопедия
- - СО2, продукт окисления соединений, содержащих углерод...
Экологический словарь
- - циркуляция углерода в биосфере. Представляет собою сложную цепь событий...
Научно-технический энциклопедический словарь
- - см. Углерод...
- - хим. соединения галогенов с др. элементами...
Естествознание. Энциклопедический словарь
- - соединение углерода с кислородом, образующееся в организме в результате декарбоксилирования органических кислот и как конечный продукт окисления всех органических веществ...
Большой медицинский словарь
- - газ без цвета и запаха, образующийся при неполном сгорании органических соединений...
Большой медицинский словарь
- - процесс, начинающийся внутри экосистем потреблением растениями при фотосинтезе СО2 из воздушной среды. Часть углерода поступает затем с фитомассой к животным и микроорганизмам...
Экологический словарь
- - соединения галогенов с др. элементами; встречаются в природе в виде минералов, имеют большое практич. значение...
Большой энциклопедический политехнический словарь
- - или углеводы. - Уже Лавуазье заметил, что в обыкновенном сахаре, представляющем соединение углерода, водорода и кислорода, отношение между последними двумя элементами почти такое же, как и в воде...
Энциклопедический словарь Брокгауза и Евфрона
- - карбонилсульфид, COS, легко воспламеняющийся газ без цвета и запаха. Сжижается при -50,2 °С, затвердевает при -138,2 °С. С. у. хорошо растворима в сероуглероде, толуоле, спирте...
Большая Советская энциклопедия
- - химические соединения галогенов с другими элементами...
Большой энциклопедический словарь
- - галогени́ды мн. Соединения галогенов с другими элементами...
Толковый словарь Ефремовой
- - галоген"иды, -ов, ед. ч. -н"...
Русский орфографический словарь
- - галогени́ды соединения галогенов с другими элементами, встречаются в природе в виде минералов; имеют большое практическое значение...
Словарь иностранных слов русского языка
"Углерода галогениды" в книгах
Галогениды фосфора
Из книги Наркотики и яды [Психоделики и токсические вещества, ядовитые животные и растения] автора Петров Василий ИвановичГалогениды фосфора Хлорокись фосфора – жидкость едкого запаха. На воздухе дымит. Гидролизуется водой с образованием соляной и фосфорнокислой кислот. Высоколетуча. Агрессивна. Пары тяжелые.Треххлористый фосфор – едкая, нестойкая жидкость. Высоколетуча, дымит на
Тип углерода
Из книги Философский камень гомеопатии автора Симеонова Наталья КонстантиновнаТип углерода Карбонический тип наиболее часто встречается среди пациентов, что не случайно. Углерод - это центральный элемент органической жизни, и все вещества делятся на органические и неорганические в зависимости от наличия или отсутствия в их составе углерода.
2. Электрохимия углерода
Из книги Физическая химия: конспект лекций автора Березовчук А В2. Электрохимия углерода В настоящее время углерод, благодаря своей слоистой структуре в виде графита, широко используется для синтеза соединения внедрения графита, который, в свою очередь, нашел применение в литиевом источнике тока (аккумуляторе), используется в науке,
