Свойства и применение некоторых химических элементов

Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

Водород

Водород (лат. Hydrogenium), Н, химический элемент, первый по порядковому номеру в периодической системе Менделеева; атомная масса 1,00797. При обычных условиях В. - газ; не имеет цвета, запаха и вкуса.

Историческая справка. В трудах химиков 16 и 17 вв. неоднократно упоминалось о выделении горючего газа при действии кислот на металлы. В 1766 Г. Кавендиш собрал и исследовал выделяющийся газ, назвав его "горючий воздух". Будучи сторонником теории флогистона, Кавендиш полагал, что этот газ и есть чистый флогистон. В 1783 А. Лавуазье путём анализа и синтеза воды доказал сложность её состава, а в 1787 определил "горючий воздух" как новый химический элемент (В.) и дал ему современное название hydrogиne (от греч. hэdфr - вода и gennбф - рождаю), что означает "рождающий воду"; этот корень употребляется в названиях соединений В. и процессов с его участием (например, гидриды, гидрогенизация). Современное русское наименование "В." было предложено М.Ф. Соловьёвым в 1824.

Распространённость в природе. В. широко распространён в природе, его содержание в земной коре (литосфера и гидросфера) составляет по массе 1%, а по числу атомов 16%. В. входит в состав самого распространённого вещества на Земле - воды (11,19% В. по массе), в состав соединений, слагающих угли, нефть, природные газы, глины, а также организмы животных и растений (т. е. в состав белков, нуклеиновых кислот, жиров, углеводов и др.). В свободном состоянии В. встречается крайне редко, в небольших количествах он содержится в вулканических и других природных газах. Ничтожные количества свободного В. (0,0001% по числу атомов) присутствуют в атмосфере. В околоземном пространстве В. в виде потока протонов образует внутренний ("протонный") радиационный пояс Земли. В космосе В. является самым распространённым элементом. В виде плазмы он составляет около половины массы Солнца и большинства звёзд, основную часть газов межзвёздной среды и газовых туманностей. В. присутствует в атмосфере ряда планет и в кометах в виде свободного H2, метана CH4, аммиака NH3, воды H2O, радикалов типа CH, NH, OH, SiH, PH и т.д. В виде потока протонов В. входит в состав корпускулярного излучения Солнца и космических лучей.

Изотопы, атом и молекула. Обыкновенный В. состоит из смеси 2 устойчивых изотопов: лёгкого В., или протия (1H), и тяжёлого В., или дейтерия (2H, или D). В природных соединениях В. на 1 атом 2H приходится в среднем 6800 атомов 1H. Искусственно получен радиоактивный изотоп - сверхтяжёлый В., или тритий (3H, или Т), с мягким в-излучением и периодом полураспада T1/2 = 12,262 года. В природе тритий образуется, например, из атмосферного азота под действием нейтронов космических лучей; в атмосфере его ничтожно мало (4-10-15% от общего числа атомов В.). Получен крайне неустойчивый изотоп 4H. Массовые числа изотопов 1H, 2H, 3H и 4H, соответственно 1,2, 3 и 4, указывают на то, что ядро атома протия содержит только 1 протон, дейтерия - 1 протон и 1 нейтрон, трития - 1 протон и 2 нейтрона, 4H - 1 протон и 3 нейтрона. Большое различие масс изотопов В. обусловливает более заметное различие их физических и химических свойств, чем в случае изотопов других элементов.

Атом В. имеет наиболее простое строение среди атомов всех других элементов: он состоит из ядра и одного электрона. Энергия связи электрона с ядром (потенциал ионизации) составляет 13,595 эв. Нейтральный атом В. может присоединять и второй электрон, образуя отрицательный ион Н-; при этом энергия связи второго электрона с нейтральным атомом (сродство к электрону) составляет 0,78 эв. Квантовая механика позволяет рассчитать все возможные энергетические уровни атома В., а следовательно, дать полную интерпретацию его атомного спектра. Атом В. используется как модельный в квантовомеханических расчётах энергетических уровней других, более сложных атомов. Молекула В. H2 состоит из двух атомов, соединённых ковалентной химической связью. Энергия диссоциации (т. е. распада на атомы) составляет 4,776 эв (1 эв = 1,60210-10-19 дж). Межатомное расстояние при равновесном положении ядер равно 0,7414-Е. При высоких температурах молекулярный В. диссоциирует на атомы (степень диссоциации при 2000°C 0,0013, при 5000°C 0,95). Атомарный В. образуется также в различных химических реакциях (например, действием Zn на соляную кислоту). Однако существование В. в атомарном состоянии длится лишь короткое время, атомы рекомбинируют в молекулы H2.

Физические и химические свойства. В. - легчайшее из всех известных веществ (в 14,4 раза легче воздуха), плотность 0,0899 г/л при 0°C и 1 атм. В. кипит (сжижается) и плавится (затвердевает) соответственно при -252,6°C и -259,1°C (только гелий имеет более низкие температуры плавления и кипения). Критическая температура В. очень низка (-240°C), поэтому его сжижение сопряжено с большими трудностями; критическое давление 12,8 кгс/см2 (12,8 атм), критическая плотность 0,0312 г/см3. Из всех газов В. обладает наибольшей теплопроводностью, равной при 0°C и 1 атм 0,174 вт/(м-К), т. е. 4,16-0-4 кал/(с-см-°C). Удельная теплоёмкость В. при 0°C и 1 атм Ср 14,208-103 дж/(кг-К), т. е. 3,394 кал/(г-°C). В. мало растворим в воде (0,0182 мл/г при 20°C и 1 атм), но хорошо - во многих металлах (Ni, Pt, Pd и др.), особенно в палладии (850 объёмов на 1 объём Pd). С растворимостью В. в металлах связана его способность диффундировать через них; диффузия через углеродистый сплав (например, сталь) иногда сопровождается разрушением сплава вследствие взаимодействия В. с углеродом (так называемая декарбонизация). Жидкий В. очень лёгок (плотность при -253°C 0,0708 г/см3) и текуч (вязкость при - 253°C 13,8 спуаз).

В большинстве соединений В. проявляет валентность (точнее, степень окисления) +1, подобно натрию и другим щелочным металлам; обычно он и рассматривается как аналог этих металлов, возглавляющий 1 гр. системы Менделеева. Однако в гидридах металлов ион В. заряжен отрицательно (степень окисления -1), т. е. гидрид Na+H- построен подобно хлориду Na+Cl-. Этот и некоторые другие факты (близость физических свойств В. и галогенов, способность галогенов замещать В. в органических соединениях) дают основание относить В. также и к VII группе периодической системы (подробнее см. Периодическая система элементов). При обычных условиях молекулярный В. сравнительно мало активен, непосредственно соединяясь лишь с наиболее активными из неметаллов (с фтором, а на свету и с хлором). Однако при нагревании он вступает в реакции со многими элементами. Атомарный В. обладает повышенной химической активностью по сравнению с молекулярным. С кислородом В. образует воду: H2 + 1/2O2 = H2O с выделением 285,937-103 дж/моль, т. е. 68,3174 ккал/моль тепла (при 25°C и 1 атм). При обычных температурах реакция протекает крайне медленно, выше 550°C - со взрывом. Пределы взрывоопасности водородо-кислородной смеси составляют (по объёму) от 4 до 94% H2, а водородо-воздушной смеси - от 4 до 74% H2 (смесь 2 объёмов H2 и 1 объёма О2 называется гремучим газом). В. используется для восстановления многих металлов, так как отнимает кислород у их окислов:

CuO +Н2 = Cu + H2O,

Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4H2O, и т.д.

С галогенами В. образует галогеноводороды, например:

H2 + Cl2 = 2HCl.

При этом с фтором В. взрывается (даже в темноте и при -252°C), с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с иодом только при нагревании. С азотом В. взаимодействует с образованием аммиака: 3H2 + N2 = 2NH3 лишь на катализаторе и при повышенных температурах и давлениях. При нагревании В. энергично реагирует с серой: H2 + S = H2S (сероводород), значительно труднее с селеном и теллуром. С чистым углеродом В. может реагировать без катализатора только при высоких температурах: 2H2 + С (аморфный) = CH4 (метан). В. непосредственно реагирует с некоторыми металлами (щелочными, щёлочноземельными и др.), образуя гидриды: H2 + 2Li = 2LiH. Важное практическое значение имеют реакции В. с окисью углерода, при которых образуются в зависимости от температуры, давления и катализатора различные органические соединения, например HCHO, CH3OH и др. (см. Углерода окись). Ненасыщенные углеводороды реагируют с В., переходя в насыщенные, например: CnH2n + H2 = CnH2n+2 (см. Гидрогенизация).

Роль В. и его соединений в химии исключительно велика. В. обусловливает кислотные свойства так называемых протонных кислот (см. Кислоты и основания). В. склонен образовывать с некоторыми элементами так называемую водородную связь, оказывающую определяющее влияние на свойства многих органических и неорганических соединений.

Получение. Основные виды сырья для промышленного получения В. - газы природные горючие, коксовый газ (см. Коксохимия) и газы нефтепереработки, а также продукты газификации твёрдых и жидких топлив (главным образом угля). В. получают также из воды электролизом (в местах с дешёвой электроэнергией). Важнейшими способами производства В. из природного газа являются каталитическое взаимодействие углеводородов, главным образом метана, с водяным паром (конверсия): CH4 + H2O = CO + 3H2, и неполное окисление углеводородов кислородом: CH4 + 1/2O2 = CO + 2H2. Образующаяся окись углерода также подвергается конверсии: CO + H2O = CO2 + H2. В., добываемый из природного газа, самый дешёвый. Очень распространён способ производства В. из водяного и паровоздушного газов, получаемых газификацией угля. Процесс основан на конверсии окиси углерода. Водяной газ содержит до 50% H2 и 40% CO; в паровоздушном газе, кроме H2 и CO, имеется значительное количество N2, который используется вместе с получаемым В. для синтеза NH3. Из коксового газа и газов нефтепереработки В. выделяют путём удаления остальных компонентов газовой смеси, сжижаемых более легко, чем В., при глубоком охлаждении. Электролиз воды ведут постоянным током, пропуская его через раствор KOH или NaOH (кислоты не используются во избежание коррозии стальной аппаратуры). В лабораториях В. получают электролизом воды, а также по реакции между цинком и соляной кислотой. Однако чаще используют готовый заводской В. в баллонах.

Применение. В промышленном масштабе В. стали получать в конце 18 в. для наполнения воздушных шаров. В настоящее время В. широко применяют в химической промышленности, главным образом для производства аммиака. Крупным потребителем В. является также производство метилового и других спиртов, синтетического бензина (синтина) и других продуктов, получаемых синтезом из В. и окиси углерода. В. применяют для гидрогенизации твёрдого и тяжёлого жидкого топлив, жиров и др., для синтеза HCl, для гидроочистки нефтепродуктов, в сварке и резке металлов кислородо-водородным пламенем (температура до 2800°C) и в атомно-водородной сварке (до 4000°C). Очень важное применение в атомной энергетике нашли изотопы В. - дейтерий и тритий.

Литий

Литий (лат. Lithium), Li, химический элемент 1 группы периодической системы Менделеева, атомный номер 3, атомная масса 6,941, относится к щелочным металлам. Природный Л. состоит из двух стабильных изотопов - 6Li (7,42%) и 7Li (92,58%).

Л. был открыт в 1817 шведским химиком А. Арфведсоном в минерале петалите; название от греч. lнthos - камень. Металлический Л. впервые получен в 1818 английским химиком Г. Дэви.

Распространение в природе. Л. - типичный элемент земной коры (содержание 3,2Ч10-3% по массе), он накапливается в наиболее поздних продуктах дифференциации магмы - пегматитах. В мантии мало Л. - в ультраосновных породах всего 5Ч10-3% (в основных 1,5Ч10-3%, средних - 2Ч10-3%, кислых 4Ч10-3%). Близость ионных радиусов Li+, Fe2+ и Mg2+ позволяет Л. входить в решётки магнезиально-железистых силикатов - пироксенов и амфиболов. В гранитоидах он содержится в виде изоморфной примеси в слюдах. Только в пегматитах и в биосфере известно 28 самостоятельных минералов Л. (силикаты, фосфаты и др.). Все они редкие (см. Литиевые руды). В биосфере Л. мигрирует сравнительно слабо, роль его в живом веществе меньше, чем остальных щелочных металлов. Из вод он легко извлекается глинами, его относительно мало в Мировом океане (1,5Ч10-5%). Промышленные месторождения Л. связаны как с магматическими породами (пегматиты, пневматолиты), так и с биосферой (солёные озёра).

Физические и химические свойства. Компактный Л. - серебристо-белый металл, быстро покрывающийся тёмно-серым налётом, состоящим из нитрида Li3N и окиси Li2O. При обычной температуре Л. кристаллизуется в кубической объёмноцентрированной решётке, а = 3,5098 . Атомный радиус 1,57 , ионный радиус Li+ 0,68 . Ниже -195°C решётка Л. гексагональная плотноупакованная. Л. - самый лёгкий металл; плотность 0,534 г/см3 (20°C); tпл. 180,5°C, tkип. 1317°C. Удельная теплоёмкость (при 0-100°C) 3,31(103 дж/(кгЧК), т. е. 0,790 кал/(г·град); термический коэффициент линейного расширения 5,6Ч10-5. Удельное электрическое сопротивление (20°C) 9,29Ч10-8 ом·м (9,29 мком·см); температурный коэффициент электрического сопротивления (0-100°C) 4,50Ч10-3. Л. парамагнитен. Металл весьма пластичен и вязок, хорошо обрабатывается прессованием и прокаткой, легко протягивается в проволоку. Твёрдость по Моосу 0,6 (твёрже, чем Na и К), легко режется ножом. Давление истечения (15-20°C) 17 Мн/м2 (1,7 кгс/мм2). Модуль упругости 5 Гн/м2 (500 кгс/мм2), предел прочности при растяжении 116 Мн/м2 (11,8 кгс/мм2), относительное удлинение 50-70%. Пары Л. окрашивают пламя в карминово-красный цвет.

Конфигурация внешней электронной оболочки атома Л. 2s1; во всех известных соединениях он одновалентен. При взаимодействии с кислородом или при нагревании на воздухе (горит голубым пламенем) Л. образует окись Li2O (перекись Li2O2 получается только косвенным путём). С водой реагирует менее энергично, чем др. щелочные металлы, при этом образуются гидроокись LiOH и водород. Минеральные кислоты энергично растворяют Li (стоит первым в ряду напряжений, его нормальный электродный потенциал - 3,02 в).

Л. соединяется с галогенами (с йодом при нагревании), образуя галогениды (важнейший - лития хлорид). При нагревании с серой Л. даёт сульфид Li2S, а с водородом - лития гидрид. С азотом Л. медленно реагирует уже при комнатной температуре, энергично - при 250°C с образованием нитрида Li3N. С фосфором Л. непосредственно не взаимодействует, но в специальных условиях могут быть получены фосфиды Li3P, LiP, Li2P2. Нагревание Л. с углеродом приводит к получению карбида Li2C2, с кремнием - силицида Л. Бинарные соединения Л. - Li2O, LiH, Li3N, Li2C2, LiCI и др., a также LiOH весьма реакционноспособны; при нагревании или плавлении они разрушают многие металлы, фарфор, кварц и др. материалы. Карбонат (см. Лития карбонат), фторид LiF, фосфат Li3PO4 и др. соединения Л. по условиям образования и свойствам близки к соответствующим производным магния и кальция.

Л. образует многочисленные литийорганические соединения, что определяет его большую роль в органическом синтезе.

Л. - компонент многих сплавов. С некоторыми металлами (Mg, Zn, Al) он образует твёрдые растворы значительной концентрации, со многими - интерметаллиды (LiAg, LiHg, LiMg2, LiAl и мн. др.). Последние часто весьма тверды и тугоплавки, незначительно изменяются на воздухе; некоторые из них - полупроводники. Изучено более 30 бинарных и ряд тройных систем с участием Л.; соответствующие им сплавы уже нашли применение в технике.

Получение и применение. Соединения Л. получаются в результате гидрометаллургической переработки концентратов - продуктов обогащения литиевых руд. Основной силикатный минерал - сподумен перерабатывают по известковому, сульфатному и сернокислотному методам. В основе первого - разложение сподумена известняком при 1150-1200°C:

Li2OЧAl2O3Ч4SiO2 + 8CaCO3 = Li2OAl2O3 + 4(2CaOЧSiO2) + 8CO2.

При выщелачивании спека водой в присутствии избытка извести алюминат Л. разлагается с образованием гидроокиси Л.:

Li2OЧAl2O3 + Ca(OH)2 = 2LiOH + CaOЧAl2O3.

По сульфатному методу сподумен (и др. алюмосиликаты) спекают с сульфатом калия:

Li2OЧAl2O3Ч4SiO2 + K2SO4 = Li2SO4 + K2OЧAl2O3Ч4SiO2.

Сульфат Л. растворяют в воде и из его раствора содой осаждают карбонат Л.:

Li2SO4 + Na2CO3 = Li2CO3 + Na2SO4.

По сернокислотному методу также получают сначала раствор сульфата Л., а затем карбонат Л.; сподумен разлагают серной кислотой при 250-300°C (реакция применима только для b-модификации сподумена):

b-Li2OЧAl2O3Ч4SiO2 + H2SO4 = Li2SO4 + H2OЧAl2O3Ч4SiO2.

Метод используется для переработки руд, необогащённых сподуменом, если содержание в них Li2O не менее 1%. Фосфатные минералы Л. легко разлагаются кислотами, однако по более новым методам их разлагают смесью гипса и извести при 950-1050°C с последующей водной обработкой спеков и осаждением из растворов карбоната Л.

Металлический Л. получают электролизом расплавленной смеси хлоридов Л. и калия при 400-460°C (весовое соотношение компонентов 1:1). Электролизные ванны футеруются магнезитом, алундом, муллитом, тальком, графитом и др. материалами, устойчивыми к расплавленному электролиту; анодом служат графитовые, а катодом - железные стержни. Черновой металлический Л. содержит механические включения и примеси (К, Mg, Ca, Al, Si, Fe, но главным образом Na). Включения удаляются переплавкой, примеси - рафинированием при пониженном давлении. В настоящее время большое внимание уделяется металлотермическим методам получения Л.

Важнейшая область применения Л. - ядерная энергетика. Изотоп 6Li - единственный промышленный источник для производства трития.

Сечения захвата тепловых нейтронов (s) изотопами Л. резко различаются: 6Li 945, 7Li 0,033; для естественной смеси 67 (в барнах); это важно в связи с техническим применением Л. - при изготовлении регулирующих стержней в системе защиты реакторов. Жидкий Л. (в виде изотопа 7Li) используется в качестве теплоносителя в урановых реакторах. Расплавленный 7LiF применяется как растворитель соединений U и Th в гомогенных реакторах. Крупнейшим потребителем соединений Л. является силикатная промышленность, в которой используют минералы Л., LiF, Li2CO3 и многие специально получаемые соединения. В чёрной металлургии Л., его соединения и сплавы широко применяют для раскисления, легирования и модифицирования многих марок сплавов. В цветной металлургии литием обрабатывают сплавы для получения хорошей структуры, пластичности и высокого предела прочности. Хорошо известны алюминиевые сплавы, содержащие всего 0,1% Л., - аэрон и склерон; помимо лёгкости, они обладают высокой прочностью, пластичностью, стойкостью против коррозии и очень перспективны для авиастроения. Добавка 0,04% Л. к свинцово-кальциевым подшипниковым сплавам повышает их твёрдость и понижает трение. Соединения Л. используются для получения пластичных смазок. По значимости в современной технике Л. - один из важнейших редких элементов.

Литий в организме. Л. постоянно входит в состав живых организмов, однако его биологическая роль выяснена недостаточно. Установлено, что у растений Л. повышает устойчивость к болезням, усиливает фотохимическую активность хлоропластов в листьях (томаты) и синтез никотина (табак). Способность концентрировать Л. сильнее всего выражена среди морских организмов у красных и бурых водорослей, а среди наземных растений - у представителей семейства Ranunculaceae (василистник, лютик) и семейства Solanaceae (дереза). У животных Л. концентрируется главным образом в печени и лёгких.

Бериллий

Бериллий (лат. Beryllium), Be, химический элемент II группы периодической системы Менделеева, атомный номер 4, атомная масса 9,0122; лёгкий светло-серый металл. Имеет один стабильный изотоп 9Be. Открыт в 1798 в виде окиси BeO, выделенной из минерала берилла Л. Вокленом. Металлический Б. впервые получили в 1828 Ф. Вёлер и А. Бюсси независимо друг от друга. Т. к. некоторые соли Б. сладкого вкуса, его вначале называли "глюциний" (от греч. glykys - сладкий) или "глиций". Название Glicinium (знак GI) употребляется (наряду с Б.) только во Франции. Применение Б. началось в 40-х гг. 20 в., хотя его ценные свойства как компонента сплавов были обнаружены ещё ранее, а замечательные ядерные - в начале 30-х гг. 20 в.

Б. - редкий элемент, среднее содержание его в земной коре 6 10-4% по массе. Б. - типичный литофильный элемент, характерный для кислых, субщелочных и щелочных магм. Известно около 40 минералов Б. Из них наибольшее практическое значение имеет берилл, перспективны и частично используются фенакит, гельвин, хризоберилл, бертрандит (см. Бериллиевые руды).

Физические и химические свойства. Кристаллическая решётка Б. гексагональная плотноупакованная с периодами а = 2,855 ?и с= 3,5840 . Б. легче алюминия, его плотность 1847,7 кг/м3 (у Al около 2700 кг/м3), tлл 1284?C, tkип 2450°C.

Б. обладает наиболее высокой из всех металлов теплоёмкостью, 1,80 кдж/(кг.'К)или 0,43 ккал/ (кг'°C), высокой теплопроводностью, 178 вт/(м'К) или 0,45 кал/см'сек'?С) при 50°C, низким электросопротивлением, 3,6-4,5 мком'см при 20°C; коэффициент линейного расширения 10,3-131 (25-100°C). Эти свойства зависят от качества и структуры металла и заметно меняются с температурой. Модуль продольной упругости (модуль Юнга) 300Гн/м2 (3.104 кгс/мм2). Механические свойства Б. зависят от чистоты металла, величины зерна и текстуры, определяемой характером обработки. Предел прочности Б. при растяжении 200-550 Мн/м2 (20-55 кгс/мм2), удлинение 0,2-2%. Обработка давлением приводит к определённой ориентации кристаллов Б., возникает анизотропия, становится возможным значительное улучшение свойств. Предел прочности в направлении вытяжки доходит до 400-800Мн/м2(40-80 кгс/мм2), предел текучести 250-600 Мн/м2 (25-60 кгс/мм2), а относительное удлинение до 4-12%. Механические свойства в направлении, перпендикулярном вытяжке, почти не меняются. Б. - хрупкий металл; его ударная вязкость 10-50 кдж/м2 (0,1- 0,5 кгс.'м/см2). Температура перехода Б. из хрупкого состояния в пластическое 200- 400 °C.

В химических соединениях Б. 2-валентен (конфигурация внешних электронов 2s2). Б. обладает высокой химической активностью, но компактный металл устойчив на воздухе благодаря образованию тонкой и прочной плёнки окиси BeO. При нагревании выше 800 °C быстро окисляется. С водой до 100°C Б. практически не взаимодействует. Легко растворяется в плавиковой, соляной, разбавленной серной кислотах, слабо реагирует с концентрированной серной и разбавленной азотной кислотами и не реагирует с концентрированной азотной. Растворяется в водных растворах щелочей, образуя соли бериллаты, например Na2BeO2. При комнатной температуре реагирует с фтором, а при повышенных - с др. галогенами и сероводородом. Взаимодействует с азотом при температуре выше 650 °C с образованием нитрида Be3N2 и при температуре выше 1200°C с углеродом, образуя карбид Be2C. С водородом практически не реагирует во всём диапазоне температур. Гидрид Б. получен при разложении бериллийорганических соединений и устойчив до 240°C. При высоких температурах Б. взаимодействует с большинством металлов, образуя бериллиды; с алюминием и кремнием даёт эвтектические сплавы. Растворимость примесных элементов в Б. чрезвычайно мала. Мелкодисперсный порошок Б. сгорает в парах серы, селена, теллура. Расплавленный Б. взаимодействует с большинством окислов, нитридов, сульфидов и карбидов. Единственно пригодным материалом тиглей для плавки Б. служит бериллия окись.

Гидроокись Be (OH)2 - слабое основание с амфотерными свойствами. Соли Б. сильно гигроскопичны и за небольшим исключением (фосфат, карбонат) хорошо растворимы в воде, их водные растворы вследствие гидролиза имеют кислую реакцию. Фторид BeF2 с фторидами щелочных металлов и аммония образует фторбериллаты, например Na2BeF4, имеющие большое промышленное значение. Известен ряд сложных бериллийорганических соединений, гидролиз и окисление некоторых из них протекают со взрывом.

Получение и применение. В промышленности металлический Б. и его соединения получают переработкой берилла в гидроокись Be (OH)2 или сульфат BeS04. По одному из способов, измельченный берилл спекают с Na2SiF6, образующиеся фторбериллаты натрия Na2BeF4 и NaBeF3 выщелачивают из смеси водой; при добавлении к этому раствору NaOH в осадок выпадает Be (OH)2. По другому способу, берилл спекают с известью или мелом, спек обрабатывают серной кислотой; образующийся BeS04 выщелачивают водой и осаждают аммиаком Be (OH)2. Более полная очистка достигается многократной кристаллизацией BeSO4, из которого прокаливанием получают BeO. Известно также вскрытие берилла хлорированием или действием фосгена. Дальнейшая обработка ведётся с целью получения BeF2 или BeCl2.

Металлический Б. получают восстановлением BeF2 магнием при 900-1300°C или электролизом BeCl2 в смеси с NaCI при 350°C.

Полученный металл переплавляют в вакууме. Металл высокой чистоты получают дистилляцией в вакууме, а в небольших количествах - зонной плавкой; применяют также электролитическое рафинирование.

Из-за трудностей получения качественных отливок заготовки для изделий из Б. готовят методами порошковой металлургии. Б. измельчают в порошок и подвергают горячему прессованию в вакууме при 1140-1180°C. Прутки, трубы и др. профили получают выдавливанием при 800-1050°C (горячее выдавливание) или при 400-500 °C (тёплое выдавливание). Листы из Б. получают прокаткой горячепрессованных заготовок или выдавленных полос при 760-840°C. Применяют и др. виды обработки - ковку, штамповку, волочение. При механической обработке Б. пользуются твердосплавным инструментом.

Сочетание малой атомной массы, малого сечения захвата тепловых нейтронов (0,009 барн на атом) и удовлетворительной стойкости в условиях радиации делает Б. одним из лучших материалов для изготовления замедлителей и отражателей нейтронов в атомных реакторах. В Б. выгодно сочетаются малая плотность, высокий модуль упругости, прочность, теплопроводность. По удельной прочности Б. превосходит все металлы. Благодаря этому в конце 50 - начале 60-х гг. Б. стали применять в авиационной, ракетной и космической технике и гироприборостроении. Однако высокая хрупкость Б. при комнатной температуре - главное препятствие к его широкому использованию как конструкционного материала.

Б. входит в состав сплавов на основе Al, Mg, Cu и др. цветных металлов (см. Алюминиевые сплавы, Магниевые сплавы, Медные сплавы).

Некоторые бериллиды тугоплавких металлов рассматриваются как перспективные конструкционные материалы в авиа- и ракетостроении. Б. применяется также для поверхностной бериллизации стали. Из Б. изготовляют окна рентгеновских трубок, используя его высокую проницаемость для рентгеновских лучей (в 17 раз большую, чем у алюминия). Б. применяется в нейтронных источниках на основе радия, полония, актиния, плутония, т.к. он обладает свойством интенсивного излучения нейтронов при бомбардировке a-частицами. Б. и некоторые его соединения рассматриваются как перспективное твёрдое ракетное топливо с наиболее высокими удельными импульсами.

Широкое производство чистого Б. началось после 2-й мировой войны. Переработка Б. осложняется высокой токсичностью летучих соединений и пыли, содержащей Б., поэтому при работе с Б. и его соединениями нужны специальные меры защиты.

Бериллий в организме. Б. присутствует в тканях многих растений и животных. Содержание Б. в почвах колеблется от 2'10-4 до 1'10-3%; в золе растений около 2'10-4%. У животных Б. распределяется во всех органах и тканях; в золе костей содержится от 5.10-4 до 7.10-3% Б. Около 50% усвоенного животным Б. выделяется с мочой, около 30% поглощается костями, 8% обнаружено в печени и почках. Биологическое значение Б. мало выяснено; оно определяется участием Б. в обмене Mg и Р в костной ткани. При избытке в рационе Б., по-видимому, происходит связывание в кишечнике ионов фосфорной кислоты в неусвояемый фосфат Б. Активность некоторых ферментов (щелочной фосфатазы, аденозинтрифосфатазы) тормозится малыми концентрациями Б. Под влиянием Б. при недостатке фосфора развивается не излечиваемый витамином D бериллиевый рахит, встречаемый у животных в биогеохимических провинциях, богатых Б.

Бор

Бор (лат. Borum), В, химический элемент III группы периодической системы Менделеева, атомный номер 5, атомная масса 10,811; кристаллы серовато-чёрного цвета (очень чистый Б. бесцветен). Природный Б. состоит из двух стабильных изотопов: 10B (19%) и 11B (81%). Ранее других известное соединение Б. - бура - упоминается в сочинениях алхимиков под арабским названием "бурак" и латинским Borax, откуда и произошло наименование "бор". Свободный Б. (нечистый) впервые получили французские химики Ж. Гей-Люссак и Л. Тенар в 1808 нагреванием борного ангидрида B2O3 с металлическим калием. Общее содержание Б. в земной коре 3*10-4% по массе. В природе Б. в свободном состоянии не обнаружен. Многие соединения Б. широко распространены, особенно в небольших концентрациях. В виде боросиликатов, боратов, бороалюмосиликатов, а также как изоморфная примесь в других минералах Б. входит в состав многих изверженных и осадочных пород. Соединения Б. найдены в нефтяных водах, морской воде, соляных озёрах, горячих источниках, в вулканических и сопочных грязях, во многих почвах. О главных природных соединениях Б., служащих для его промышленного получения, см. в ст. Бораты природные.

Физические и химические свойства. Известно несколько кристаллических модификаций Б. Для двух из них рентгеноструктурным анализом удалось полностью определить кристаллическую структуру, которая в обоих случаях оказалась весьма сложной. Атомы Б. образуют в этих структурах трёхмерный каркас подобно атомам углерода в алмазе. Этим объясняется высокая твёрдость Б. Однако строение каркаса в структурах Б. гораздо сложнее, чем в алмазе. Основной структурной единицей в кристаллах Б. служат двадцатигранники (икосаэдры), в вершинах каждого из которых находятся 12 атомов Б. (рис., а). Икосаэдры соединяются между собой как непосредственно (рис., б), так и посредством промежуточных атомов Б., не входящих в состав какого-либо икосаэдра (рис., в). При таком строении оказывается, что атомы Б. в кристаллах имеют разные координационные числа: 4, 5, 6 и 5 + 2 (5 ближних "соседей" и 2 более далёких). Т. к. на внешней оболочке атома Б. находятся всего 3 электрона (электронная конфигурация 2s22p), на каждую присутствующую в кристаллическом Б. связь приходится существенно меньше двух электронов. В соответствии с современными представлениями, в кристаллах Б. осуществляется особый тип ковалентной связи - многоцентровая связь с дефицитом электронов. В соединениях ионного типа Б. 3-валентен. Так называемый "аморфный" Б., получаемый при восстановлении B2O3 металлическим натрием или калием, имеет плотность 1,73 г/см3. Чистый кристаллический Б. имеет плотность 2,3 г/см3, температуру плавления 2075 °C, температуру кипения 3860 °C; твёрдость Б. по минералогической шкале 9, микротвёрдость 34 Гн/м2 (3400 кгс/мм2). Кристаллический Б. - полупроводник. В обычных условиях он проводит электрический ток плохо. При нагревании до 800°C электрическая проводимость Б. увеличивается на несколько порядков, причём знак проводимости меняется (электронная - при низких температурах, дырочная - при высоких) (см. Полупроводниковые материалы).

Химически Б. при обычных условиях довольно инертен (взаимодействует активно лишь с фтором), причём кристаллический Б. менее активен, чем аморфный. С повышением температуры активность Б. возрастает и он соединяется с кислородом, серой, галогенами. При нагревании на воздухе до 700 °C Б. горит красноватым пламенем, образуя борный ангидрид B2O3 - бесцветную стекловидную массу. При нагревании выше 900 °C Б. с азотом образует бора нитрид BN, при нагревании с углём - бора карбид B4C, с металлами - бориды. С водородом Б. заметно не реагирует; его гидриды (бороводороды) получают косвенным путём. При температуре красного каления Б. взаимодействует с водяным паром: 2B + 3Н2О = B2O3 + 3H2. В кислотах Б. при обычной температуре не растворяется, кроме концентрированной азотной кислоты, которая окисляет его до борной кислоты H3BO3. Медленно растворяется в концентрированных растворах щелочей с образованием боратов.

Во фториде BF3 и других галогенидах Б. связан с галогенами тремя ковалентными связями. Поскольку для завершения устойчивой 8-электронной оболочки атому Б. в галогениде BX3 недостаёт пары электронов, молекулы галогенидов, особенно BFз, присоединяют молекулы других веществ, имеющие свободные электронные пары, например аммиака

В таких комплексных соединениях атом Б. окружен четырьмя атомами (или группами атомов), что соответствует характерному для Б. в его соединениях координационному числу 4. Важные комплексные соединения Б. - борогидриды, например Na [BH4], и фтороборная, или борофтористоводородная, кислота H [BF4], образующаяся из BF3 и HF; большинство солей этой кислоты (фтороборатов) растворимы в воде (за исключением солей К, Rb, Cs). Общая особенность самого Б. и его соединений - их сходство с кремнием и его соединениями. Так, борная кислота, подобно кремниевой, обладает слабыми кислотными свойствами и растворяется в HF с образованием газообразного BF3 (кремниевая даёт SiF4). Бороводороды напоминают кремневодороды, а карбид Б. - карбид кремния, и т.д. Представляет интерес особое сходство модификаций нитрида BN с графитом или алмазом. Это связано с тем, что атомы В и N по электронной конфигурации совместно имитируют 2 атома С (у В - 3 валентных электрона, у N - 5, у двух атомов С - по 4). Эта аналогия характерна и для других соединений, содержащих одновременно Б. и азот. Так, боразан BH3-NH3 подобен этану СН3-СН3, а боразен BH2=NH2 и простейший боразин BHєNH подобны соответственно этилену СН2=СН2 и ацетилену CHєCH. Если тримеризация ацетилена C2H2 даёт бензол C6H6, то аналогичный процесс приводит от боразина BHNH к боразолу B3N3H6 (см. также Борорганические соединения).

Получение и применение. Элементарный Б. из природного сырья получают в несколько стадий. Разложением боратов горячей водой или серной кислотой (в зависимости от их растворимости) получают борную кислоту, а её обезвоживанием - борный ангидрид. Восстановление В2О3 металлическим магнием даёт Б. в виде темно-бурого порошка; от примесей его очищают обработкой азотной и плавиковой кислотами. Очень чистый Б., необходимый в производстве полупроводников, получают из его галогенидов: восстанавливают BCl3 водородом при 1200°C или разлагают пары BBr3 на танталовой проволоке, раскалённой до 1500°C. Чистый Б. получают также термическим разложением бороводородов.

Б. в небольших количествах (доли %) вводят в сталь и некоторые сплавы для улучшения их механических свойств; уже присадка к стали 0,001-0,003% Б. повышает её прочность (обычно в сталь вводят Б. в виде ферробора, т. е. сплава железа с 10-20% Б.). Поверхностное насыщение стальных деталей бором (до глубины 0,1-0,5 мм) улучшает не только механические свойства, но и стойкость стали против коррозии (см. Борирование). Благодаря способности изотопа 10В поглощать тепловые нейтроны, его применяют для изготовления регулирующих стержней ядерных реакторов, служащих для прекращения или замедления реакции деления. Б. в виде газообразного BF3 используют в счётчиках нейтронов. (При взаимодействии ядер 10В с нейтронами образуются заряженные a-частицы, которые легко регистрировать; число же a-частиц равно числу нейтронов, поступивших в счётчик: 105B + 10n = 73Li + 42a) (см. также Нейтронные детекторы и индикаторы). Сам Б. и его соединения - нитрид BN, карбид B4C, фосфид ВР и др. - применяют как диэлектрики и полупроводниковые материалы. Обширное применение находят борная кислота и её соли (прежде всего бура), бориды и др. BF3 - катализатор некоторых органических реакций.

Б. в организме. Б. относится к числу химических элементов, которые в очень малых количествах содержатся в тканях растений и животных (тысячные и десятитысячные доли % на сухую массу). Б. необходим для поддержания нормальной жизнедеятельности растений. Важнейший симптом недостатка Б. - отмирание точки роста главного стебля, а затем и пазушных почек. Одновременно черешки и листья становятся хрупкими, цветки не появляются или не образуются плоды; поэтому при недостатке Б. падает урожай семян. Известны многие болезни, связанные с недостатком Б., например гниль сердечка сахарной свёклы, чёрная пятнистость столовой свёклы, побурение сердцевины брюквы и цветной капусты, засыхание верхушки льна, желтуха верхушки люцерны, бурая пятнистость абрикосов, опробковение яблок. При недостатке Б. замедляется окисление сахаров, аминирование продуктов углеводного обмена, синтез клеточных белков; однако ферменты, для которых Б. является необходимым элементом, пока неизвестны. По данным М.Я. Школьника, при недостатке Б. у растений снижается содержание аденозинтрифосфорной кислоты, а также нарушается процесс окислительного фосфорилирования, вследствие чего энергия, выделяющаяся при дыхании, не может быть использована для синтеза необходимых веществ. При недостатке Б. в почве в неё вносят борные удобрения (см. Микроудобрения). В биогеохимических провинциях с избытком Б. в почве (например, в Северо-Западном Казахстане) возникают морфологические изменения и заболевания растений, вызываемые накоплением Б., - гигантизм, карликовость, нарушение точек роста и др. На почвах с интенсивным борным засолением встречаются участки, лишённые растительности, "плешины", - один из поисковых признаков месторождения Б. Значение Б. в организме животных пока не выяснено. У человека и животных (овец, верблюдов) при питании растениями с избыточным содержанием Б. (60-600 мг/кг сухого вещества и более) нарушается обмен веществ (в частности, активность протеолитических ферментов) и появляется эндемическое заболевание желудочно-кишечного тракта - борный энтерит.

Углерод

Углерод (латинское Carboneum), С, химический элемент IV группы периодической системы Менделеева, атомный номер 6, атомная масса 12,011. Известны два стабильных изотопа: 12C (98,892%) и 13C (1,108%). Из радиоактивных изотопов наиболее важен 14C с периодом полураспада (Т EQ f (1;2) = 5,6Ч103 лет). Небольшие количества 14C (около 2Ч10-10% по массе) постоянно образуются в верхних слоях атмосферы при действии нейтронов космического излучения на изотоп азота 14N. По удельной активности изотопа 14C в остатках биогенного происхождения определяют их возраст. 14C широко используется в качестве изотопного индикатора.

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

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

Распространение в природе. Среднее содержание У. в земной коре 2,3Ч10-2% по массе (1Ч10-2 в ультраосновных, 1Ч10-2 - в основных, 2Ч10-2 - в средних, 3Ч10-2 - в кислых горных породах). У. накапливается в верхней части земной коры (биосфере): в живом веществе 18% У., древесине 50%, каменном угле 80%, нефти 85%, антраците 96%. Значительная часть У. литосферы сосредоточена в известняках и доломитах.

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

С накоплением У. в земной коре связано накопление и многих др. элементов, сорбируемых органическим веществом и осаждающихся в виде нерастворимых карбонатов, и т.д. Большую геохимическую роль в земной коре играют CO2 и угольная кислота. Огромное количество CO2 выделяется при вулканизме - в истории Земли это был основной источник У. для биосферы.

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

Огромное геохимическое значение имеет круговорот У. (см. ниже раздел Углерод в организме и ст. Круговорот веществ).

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

Физико-химические свойства. Известны четыре кристаллические модификации У.: графит, алмаз, карбин и лонсдейлит. Графит - серо-чёрная, непрозрачная, жирная на ощупь, чешуйчатая, очень мягкая масса с металлическим блеском. Построен из кристаллов гексагональной структуры: а=2,462Е, c=6,701Е. При комнатной температуре и нормальном давлении (0,1 Мн/м2, или 1 кгс/см2)графит термодинамически стабилен. Алмаз - очень твёрдое, кристаллическое вещество. Кристаллы имеют кубическую гранецентрированную решётку: а = 3,560 Е. При комнатной температуре и нормальном давлении алмаз метастабилен (подробно о структуре и свойствах алмаза и графита см. в соответствующих статьях). Заметное превращение алмаза в графит наблюдается при температурах выше 1400 °C в вакууме или в инертной атмосфере. При атмосферном давлении и температуре около 3700 °C графит возгоняется. Жидкий У. может быть получен при давлениях выше 10,5 Мн/м2 (105 кгс/см2) и температурах выше 3700 °C. Для твёрдого У. (кокс, сажа, древесный уголь) характерно также состояние с неупорядоченной структурой - так называемый "аморфный" У., который не представляет собой самостоятельной модификации; в основе его строения лежит структура мелкокристаллического графита. Нагревание некоторых разновидностей "аморфного" У. выше 1500-1600 °C без доступа воздуха вызывает их превращение в графит. Физические свойства "аморфного" У. очень сильно зависят от дисперсности частиц и наличия примесей. Плотность, теплоёмкость, теплопроводность и электропроводность "аморфного" У. всегда выше, чем графита. Карбин получен искусственно. Он представляет собой мелкокристаллический порошок чёрного цвета (плотность 1,9-2 г/см3). Построен из длинных цепочек атомов С, уложенных параллельно друг другу. Лонсдейлит найден в метеоритах и получен искусственно; его структура и свойства окончательно не установлены.

Конфигурация внешней электронной оболочки атома У. 2s22p2. Для У. характерно образование четырёх ковалентных связей, обусловленное возбуждением внешней электронной оболочки до состояния 2sp3. Поэтому У. способен в равной степени как притягивать, так и отдавать электроны. Химическая связь может осуществляться за счёт sp3-, sp2- и sp-гибридных орбиталей, которым соответствуют координационные числа 4, 3 и 2. Число валентных электронов У. и число валентных орбиталей одинаково; это одна из причин устойчивости связи между атомами У.

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

В соединениях У. проявляет степени окисления -4; +2; +4. Атомный радиус 0,77Е, ковалентные радиусы 0,77Е, 0,67Е, 0,60Е соответственно в одинарной, двойной и тройной связях; ионный радиус C4- 2,60Е, C4+ 0,20Е. При обычных условиях У. химически инертен, при высоких температурах он соединяется со многими элементами, проявляя сильные восстановительные свойства. Химическая активность убывает в ряду: "аморфный" У., графит, алмаз; взаимодействие с кислородом воздуха (горение) происходит соответственно при температурах выше 300-500 °C, 600-700 °C и 850-1000 °C с образованием двуокиси углерода CO2 и окиси углерода CO.

CO2 растворяется в воде с образованием угольной кислоты. В 1906 О. Дильс получил недоокись У. C3O2. Все формы У. устойчивы к щелочам и кислотам и медленно окисляются только очень сильными окислителями (хромовая смесь, смесь концентрированных HNO3 и KClO3 и др.). "Аморфный" У. реагирует с фтором при комнатной температуре, графит и алмаз - при нагревании. Непосредственное соединение У. с хлором происходит в электрической дуге; с бромом и иодом У. не реагирует, поэтому многочисленные углерода галогениды синтезируют косвенным путём. Из оксигалогенидов общей формулы COX2 (где Х - галоген) наиболее известна хлорокись COCl2 (фосген). Водород с алмазом не взаимодействует; с графитом и "аморфным" У. реагирует при высоких температурах в присутствии катализаторов (Ni, Pt): при 600-1000 °C образуется в основном метан CH4, при 1500- 2000 °C - ацетилен C2H2, в продуктах могут присутствовать также др. углеводороды, например этан C2H6, бензол C6H6. Взаимодействие серы с "аморфным" У. и графитом начинается при 700-800 °C, с алмазом при 900-1000 °C; во всех случаях образуется сероуглерод CS2. Др. соединения У., содержащие серу (тиоокись CS, тионедоокись C3S2, сероокись COS и тиофосген CSCl2), получают косвенным путём. При взаимодействии CS2 с сульфидами металлов образуются тиокарбонаты - соли слабой тиоугольной кислоты. Взаимодействие У. с азотом с получением циана (CN)2 происходит при пропускании электрического разряда между угольными электродами в атмосфере азота. Среди азотсодержащих соединений У. важное практическое значение имеют цианистый водород HCN (см. Синильная кислота) и его многочисленные производные: цианиды, гало-генцианы, нитрилы и др. При температурах выше 1000 °C У. взаимодействует со многими металлами, давая карбиды. Все формы У. при нагревании восстанавливают окислы металлов с образованием свободных металлов (Zn, Cd, Cu, Pb и др.) или карбидов (CaC2, Mo2C, WO, TaC и др.). У. реагирует при температурах выше 600- 800 °C с водяным паром и углекислым газом (см. Газификация топлив). Отличительной особенностью графита является способность при умеренном нагревании до 300-400 °C взаимодействовать со щелочными металлами и галогенидами с образованием соединений включения типа C8Me, C24Me, C8X (где Х - галоген, Me - металл). Известны соединения включения графита с HNO3, H2SO4, FeCl3 и др. (например, бисульфат графита C24SO4H2). Все формы У. нерастворимы в обычных неорганических и органических растворителях, но растворяются в некоторых расплавленных металлах (например, Fe, Ni, Co).

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

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

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

Согласно общепринятой гипотезе А.И. Опарина, первые органические соединения на Земле имели абиогенное происхождение. Источниками У. служили метан (CH4) и цианистый водород (HCN), содержавшиеся в первичной атмосфере Земли. С возникновением жизни единственным источником неорганического У., за счёт которого образуется всё органическое вещество биосферы, является углерода двуокись (CO2), находящаяся в атмосфере, а также растворённая в природных водах в виде HCO-3. Наиболее мощный механизм усвоения (ассимиляции) У. (в форме CO2) - фотосинтез - осуществляется повсеместно зелёными растениями (ежегодно ассимилируется около 100 млрд. т CO2). На Земле существует и эволюционно более древний способ усвоения CO2 путём хемосинтеза; в этом случае микроорганизмы-хемосинтетики используют не лучистую энергию Солнца, а энергию окисления неорганических соединений. Большинство животных потребляют У. с пищей в виде уже готовых органических соединений. В зависимости от способа усвоения органических соединений принято различать автотрофные организмы и гетеротрофные организмы. Применение для биосинтеза белка и др. питательных веществ микроорганизмов, использующих в качестве единственного источника У. углеводороды нефти,- одна из важных современных научно-технических проблем.

Содержание У. в живых организмах в расчёте на сухое вещество составляет: 34,5-40% у водных растений и животных, 45,4-46,5% у наземных растений и животных и 54% у бактерий. В процессе жизнедеятельности организмов, в основном за счёт тканевого дыхания, происходит окислительный распад органических соединений с выделением во внешнюю среду CO2. У. выделяется также в составе более сложных конечных продуктов обмена веществ. После гибели животных и растений часть У. вновь превращается в CO2 в результате осуществляемых микроорганизмами процессов гниения. Таким образом происходит круговорот У. в природе (см. Круговорот веществ). Значительная часть У. минерализуется и образует залежи ископаемого У.: каменные угли, нефть, известняки и др. Помимо основные функции - источника У.- CO2, растворённая в природных водах и в биологических жидкостях, участвует в поддержании оптимальной для жизненных процессов кислотности среды. В составе CaCO3 У. образует наружный скелет многих беспозвоночных (например, раковины моллюсков), а также содержится в кораллах, яичной скорлупе птиц и др. Такие соединения У., как HCN, CO, CCl4, преобладавшие в первичной атмосфере Земли в добиологический период, в дальнейшем, в процессе биологической эволюции, превратились в сильные антиметаболиты обмена веществ.