Углерод

Эта статья входит в число готовых статей
Материал из «Знание.Вики»
Углерод
Обозначение С
Период II
Группа IVA
Атомная масса, а.е.м. 12,011
Атомный номер 6
Распределение электронов 1s²2s²2р²
Температура плавления 3750°С (графит) при давлении 12 мПа
Электроотрицательность (по Полингу) 2,55
Степень окисления +4, +3, +2, +1, 0, −1, −2, −3, −4
Молярный объём 5,3 см³/моль
Плотность (н.у.) 2,26 г/см³ (графит), 3,52 г/см³ (алмаз)

Углеро́д — шестой элемент Периодической системы химических элементов Дмитрия Ивановича Менделеева, международное название «Carboneum» происходит от лат. carbo (уголь)[1]. Химическая формула углерода — С. Расположен во втором периоде в главной подгруппе четвёртой группы, неметалл. При нормальных условиях агрегатное состояние углерода — твёрдое вещество с атомной кристаллической решеткой. Может существовать в следующих аллотропных модификациях: алмаз, графит, кокс, древесный уголь, сажа. Природный углерод состоит из смеси двух стабильных изотопов 12С (98,892 %) и 13С (1,108 %). В небольшом количестве углерод существует в виде радиоактивного изотопа 14С с относительной атомной массой 14. На образовании и распаде 14С основан метод радиоуглеродного датирования, широко применяющийся в четвертичной геологии и археология. Впервые получил углерод в свободном виде английский химик Смитсон Теннант в 1791 году. Углерод — биогенный элемент, составляющий основу жизни на нашей планете, структурная единица органических соединений, он участвует в построении живых организмов, обеспечивает их жизнедеятельность[2].

История открытия углерода

Периодическая система элементов Д. И. Менделеева

Углерод известен как уголь, копоть, сажа, алмаз, графит. В 1778 году Карлом Вильгельмом Шееле, нагревая графит с селитрой, обнаружил, что при этом, как и при нагревании угля с селитрой, выделяется оксид углерода (IV) или углекислый газ. Химический состав алмаза был установлен в результате опытов Антуана Лорана Лавуазье в 1772 году после изучения горения алмаза на воздухе и исследований Смитсона Теннанта в1797 году, доказавшего, что одинаковые количества алмаза и угля дают при окислении равные количества углекислого газа. Углерод как химический элемент был признан только в 1789 Антуаном Лораном Лавуазье[2].

Аллотропные модификации углерода

Впервые «чистый уголь» был исследован им, как процесс сжигания в воздухе и кислороде. в 1787 году Гитоном де Морво, Антуаном Лораном Лавуазье, Клодом Луи Бертолле и Антуаном Франсуа Фуркруа было предложено название «углерода» (carbone) вместо французского «чистый уголь» (charbone pur). Первым получил свободный углерод английский химик Смитсон Теннант в 1791 году, пропуская пары фосфора над прокалённым мелом. При этом образовывался фосфат кальция и углерод. Алмаз сгорал без остатка при сильном нагревании. Процесс горения алмаза был известен с 1751 года во времена французского короля Франца Первого. После повторного сжигания алмаза с помощью зажигательной машины А. Лавуазье пришел к выводу, что алмаз — это кристаллический углерод. В алхимическом периоде графит — второй аллотроп углерода, который назвали «plumbago» и считали его видоизмененным свинцовым блеском[2].

В 1740 году Иоганном Генрихом Поттом было обнаружено отсутствие примеси свинца в графите. В 1779 году Карл Шееле счёл графит сернистым телом особого рода, особым минеральным углём, содержащим связанную «воздушную кислоту» — СО2 или углекислый газ. В 1760 году Гитон де Морво превратил алмаз в графит, а затем в угольную кислоту при нагревании. В начале XIX века Александром Ивановичем Шерером, Василием Михайловичем Севергиным старое слово «уголь» в русской химической литературе иногда заменялось словом «углетвор», с 1824 года Михаил Фёдорович Соловьёв ввёл название «углерод».

Углерод имеет следующие названия:

  • международное — «Carboneum»;
  • немецкое — «Kohlenstoff» (происходит от «Kohle» — уголь);
  • древнерусское — «угорати», или «угарати» (обжигать, опалять) имеет корень гар, или гор, с возможным переходом в гол[2].

Нахождение углерода в природе. Получение

В природе углерод встречается в виде простых веществ — алмаза и графита, он входит в состав углекислого газа — СО2, карбонатов: доломита — СаMg (CO3)2, мрамора — CaCO3, природного газа, нефти, каменного угля. Углерод образует огромное количество органических и неорганических соединений. Многообразие соединений углерода определило возникновение одного из основных разделов химии — органической химии. Углерод входит в состав всех органических веществ: предельных, непредельных и ароматических углеводородов, спиртов, альдегидов, карбоновых и нуклеиновых кислот, белков, жиров и углеводов[3].

Углерод получают пиролизом углеводородов при нагревании и без доступа воздуха. Например, при пиролизе метана образуется углерод С и выделяется две молекулы водорода Н2[4]:СН4 → С + 2Н2.

Для получения графита в качестве исходного сырья используют нефтяной или металлургический кокс, антрацит и пек. Отдельные частицы исходных углеродных материалов в результате карбонизации при обжиге связываются в монолитное твердое тело, которое затем подвергают кристаллизации (графитации). По одному из методов кокс или антрацит измельчают и смешивают с пеком в определенных соотношениях, прессуют при давлении до 250 МПа, а затем подвергают обжигу при 1200 °С и графитации при нагревании до 2600 — 3000 °С. Для уменьшения пористости полученный графит пропитывают синтетической смолой или жидким пеком, после чего снова подвергают обжигу и графитации. В производстве графита повышение плотности пропитку, обжиг и графитацию повторяют до пяти раз[5].

  • Мрамор, СаCO3

    Мрамор, СаCO3

  • Доломит, СаMg(CO3)2

    Доломит, СаMg(CO3)2

  • Алмаз, С

    Алмаз, С

  • Графит, С

    Графит, С

  • Каменный уголь, С

    Каменный уголь, С

  • Нефть

    Нефть

  • Природный газ, СН4

    Природный газ, СН4

Строение атома углерода

Распределение электронов атома углерода в «возбужденном» состоянии — 1s²2s¹2p³

Углерод находится в четвёртой А группе во втором периоде Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева. Заряд ядра атома углерода равен +6. На внешнем энергетическом уровне атома углерода находятся четыре валентных электрона. В невозбуждённом состоянии два из них являются спаренными, а два — неспаренными. За счёт образования трёх ковалентных связей, две из которых образуются по обменному механизму, а одна по донорно-акцепторному, в невозбуждённом состоянии максимальная валентность углерода равна трём. При этом атом углерода выступает в роли донора, предоставляя для образования связи неподелённую электронную пару. В нейтральном атоме углерода находится шесть электронов. Два электрона образуют первый электронный слой и находятся на 1s электронном подуровне, следующие четыре электрона образуют второй электронный слой, два из которых находятся на 2s электронном подуровне, а два других — на 2р электронном подуровне. Нейтральный атом углерода имеет электронно-графическую конфигурацию 1s²2s²2р² и поэтому в основном состоянии двухвалентен[3][4].

При поглощении энергии электроны внешнего уровня атома углерода распариваются и атом переходит в «возбуждённое» состояние, в котором на внешнем уровне содержится четыре неспаренных электрона. В большинстве химических соединений углерод может проявлять валентность равную четырём при переходе одного электрона из состояния 2s в 2р. При таком переходе атома углерода из нейтрального состояния в «возбуждённое» происходит «распаривание» электронов. Этому возбуждённому состоянию атома углерода соответствует электронная конфигурация 1s²2s¹2p³[3][4].

Физические свойства

Углерод относится к неметаллам, имеет твёрдую структуру и низкую температуру плавления, высокую термическую и электрическую проводимость. Углерод имеет несколько кристаллических модификаций: алмаз, графит, графен, карбин[6].

Кристаллическая решетка алмаза

Алмаз — кристаллическое, твёрдое вещество. Кристаллы алмаза имеют гранецентрированную кубическую решётку: а = 3,560. При нормальных условиях алмаз метастабилен. При температурах выше 1400°С в вакууме или в инертной атмосфере алмаз может превратится в графит[6].

Кристаллическая решётка графита

Графит — серо-чёрная, непрозрачная, жирная на ощупь, чешуйчатая, очень мягкая масса с металлическим блеском. Графит термодинамически стабилен при нормальных условиях. Графит способен возгоняться при атмосферном давлении и температуре около 3700°С. При давлении выше 1051 кгс/см2 и температуре выше 3700°С может быть получен жидкий углерод. В основе строения «аморфного» углерода лежит структура мелкокристаллического графита. Такой углерод не представляет собой самостоятельной модификации, как кокс, сажа, древесный уголь. При нагревании выше 1500—600°С без доступа воздуха «аморфный» углерод превращается в графит. Физические свойства «аморфного» углерода зависят от наличия примесей и дисперсности частиц. У «аморфного» углерода плотность, теплоёмкость, теплопроводность и электропроводность всегда выше, чем у графита[6].

Структура графена

Карбин представляет собой мелкокристаллический порошок чёрного цвета с плотностью 1,9 — 2 г/см3 и был получен искусственным способом. Структура карбина представляет собой длинные цепочки атомов углерода, уложенных параллельно друг другу[7].

Графен имеет двухмерную решётку молекул, состоящих из слоя атомов углерода толщиной в одну молекулу (мономолекулярный слой), по форме напоминающую пчелиные соты. Впервые графен получен и исследован Александром Геймом и Константином Новосёловым, ставшими за это открытие лауреатами Нобелевской премии по физике в 2010 году[8].

Структура фуллерена С60

Фуллерены представляют собой замкнутые молекулы, состоящие из пятиугольников и шестиугольников с атомами углерода в вершинах. Размер молекул фуллерена варьируется от C20 до C540. Наиболее распространённым и хорошо изученным является фуллерен C60 или бакминстерфуллерен, молекула которого представляет полиэдром, состоящий из 12 пятиугольников и 20 шестиугольников. В 1970 году японский учёный Осава Эйдзи впервые предположил о существовании фуллерена С60. При получении сажи в 1986 году был предложен возможный механизм образования С60. Присутствие фуллерена С60 в составе сажи было подтверждено в 1987 году. В сентябре 1990 года были получены макроскопические количества С60 и с помощью рентгенофазового анализа был определён диаметр молекулы С60, равный примерно 7 Å. В 1996 году учёным Крото Харалду (Гарольду) Уолтеру, Кёрлу Роберту и Ричардом Смолли была присуждена Нобелевская премия по химии за открытие фуллерена.[9]

Структура углеродной нанотрубки

Углеродные нанотрубки (УНТ) представляют собой наноразмерные цилиндры, сформированные свёрнутым графеновым листом. В трубчатой молекуле УНТ каждый атом углерода находится в состоянии смешанной sp²–sp³–гибридизации. Свёрнутый графеновый слой в углеродной нанотрубке представлен гексагональной структурой, состоящей из углеродных шестигранников, в которых атомы углерода связаны друг с другом прочной ковалентной связью. Открытие многостенных углеродных нанотрубок приписывается Иидзиме Сумио, опубликовавшим в журнале «Nature» в 1991 году новаторскую статью, посвящённую их образованию в твёрдом осадке, образующемся на катоде в ходе электродуговых экспериментов по получению фуллеренов. Одностенные нанотрубки были открыты в 1993 году Иидзимой Сумио в соавторстве с Тосинари Итихаси из японской корпорации «NEC» и Д. Бетьюном в ходе неудачной попытки получения многостенных углеродных нанотрубок, внутреннее пространство которых заполнено переходными металлами.[10]

Сравнение аллотропных модификаций алмаза и графита приведены в таблице 1[6].

Структура графена
Таблица 1 — Сравнительная характеристика физических свойств алмаза и графита
Свойство Алмаз Графит
Кристаллическая решетка атомная атомная
Вид химической связи ковалентная неполярная ковалентная неполярная
Растворимость в воде нерастворим нерастворим
Структура тетраэдр слоистая
Цвет прозрачные кристаллы серый, блеск металлический
Твёрдость по шкале Мооса 10, принят за абсолют 1 — 2
Плотность, г/см³ 3,47 — 3,55 2,08 — 2,2
Электропроводность изолятор, не проводит электрический ток проводит электрический ток

Химические свойства углерода

Углерод малоактивный неметалл, на холоде реагирует только с фтором — F2 с образованием тетрафторида углерода CF4. В химических реакциях с неметаллами и сложными веществами углерод проявляет восстановительные свойства:

CO2 + C = 2CO — реакция протекает при нагревании до температуры выше 900°С.

При пропускании водяных паров через раскаленный уголь образуется оксид углерода (II) СО и водород:

C + H2O = CO + H2 — процесс возможен при нагревании до температуры выше 1200°С, смесь CO + H2 — синтез–газ для получения метанола в промышленности;

C + 2H2O = CO2 + H2 — реакция осуществима при нагревании до температуры выше 1000°С;

Углерод восстанавливает многие металлы из их оксидов — карботермия[6]:

2ZnO + C = 2Zn + CO2

CuO + C = Cu + CO

Данные реакции являются основным способом получения металлов средней активности в промышленности (металлургия и пирометаллургия)[6].

Концентрированные серная и азотная кислоты при нагревании окисляют углерод до оксида углерода (IV)[6]:

C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O;

C + 4HNO3 = CO2 + 4NO2 + 2H2O;

3C + HNO3 = 3 CO2 + 4 NO + 2 H2O.

В реакциях с металлами и водородом проявляет слабые окислительные свойства[11]:

С + 2Ca = CaС2 — реакция протекает в присутствии никель-содержащего катализатора, продуктом реакции является карбид кальция, CaС2;

С + Si = SiC — продукт реакции карборунд, CSi, катализатором служит никель;

3C + CaO = CaC2 + CO — продукт реакции карбид кальция, CaС2 и оксид углерода (II), СО.

При нагревании углерод взаимодействует с кислородом, образуя оксиды углерода СО и СО2:

2С + О2 = 2СО;

С + О2 = СО2[11].

При взаимодействии карбида алюминия Al4С3 с водой H2O образуется метан СН4

Al4С3 + 12H2O = 4Al(ОН)3 + 3СН4↑,

а при взаимодествии с карбидом кальция СаС2 образуется этин (ацетилен) С2Н2:

СаС2 + 2H2O = Са(ОН)2 + С2Н2↑

При температуре 750 — 900 °С углерод взаимодействует с серой S с образованием сульфида углерода (сероуглерода) CS2:

С + 2S → CS2 — этот способ используют в промышленных масштабах для получения сероуглерода CS2

При нагревании углерода С и водорода Н2 в присутствии катализатора можно получить метан CH4:

C + 2H2 = CH4↑.

Углерод образует следующие соединения, характристика которых приведена в таблице.

Характеристика соединений углерода
Соединения углерода Определение Химическая формула, название Свойства
Оксид углерода (IV)[12] Соединения углерода с кислородом
СО2 (диоксид углерода)
 При обычных условиях диоксид углерода бесцветный газ, в 1,5 раза тяжелее воздуха. При давлении 0,6 МПа превращается в жидкость, которую хранят в стальных баллонах. При быстром выливании из баллона вследствие испарения превращается в белую снегообразную массу. Твёрдый диоксид углерода называют «сухим льдом».

Образуется в природе при окислении органических веществ (при гниении растительных и животных остатков, дыхании, сжигании топлива). В больших количествах выделяется из вулканических трещин и из вод минеральных источников. В лабораторных условиях диоксид углерода получают в аппарате Киппа действием на мрамор СаСО3 соляной кислотой НСl: СаСО3 + 2НСl = СаСl2 + H2O + СО2↑.

В промышленности диоксид углерода получают при обжиге известняка: СаСО3 = СаО + СО2↑[12]

Угольная кислота[13] Слабая двухосновная кислородсодержащая кислота, средней силы (для первой стадии диссоциации pKа = 3,45); так как содержание Н2СО3 в растворе очень мало, то и кислотность раствора очень низкая[13].
Угольная кислота, Н2СО3
 В твёрдом состоянии существуют α– и β–формы угольной кислоты (плотность 1,49 г/см³ и 1,67 г/см³ соответственно), которые выше 200 К возгоняются без разложения и стабильны в газовой фазе до 210 К и 230 К.

Образуется при растворении диоксида углерода в воде, равновесие смещено влево: СО2 + H2O ↔ Н2СО3 Образует кислые (гидрокарбонаты) и средние (карбонаты) соли. Угольная кислота – одно из звеньев глобального углеродного цикла в природе, образуется при поглощении СО2 океанами, участвует в геологических процессах, дыхании человека, животных и растений, регулирует величину рН крови человека и теплокровных животных[13].

Оксид углерода (II)[14] Монооксид углерода, шесть валентных атомов углерода размещены на трёх связывающих орбиталях и образуют и образуют тройную связь, харатеризующуюся высокой прочностью[14].
Оксид углерода (II), СО
 Оксид углерода (II) — бесцветный ядовитый газ, не имеет запаха, конденсируется в жидкость при температуре –192 °С, затвердевает при температуре −205 °С. В воде малорастворим и химически с ней не взаимодействует .

Образуется из простых веществ: С + ½О2 = СО + Q. На воздухе СО горит голубоватым пламенем с выделением большого количества теплоты Q c образованием диоксида углерода СО2.

При температуре о 400 °С до 500 °С протекает эндотермическая реакция: С + СО2 = 2СО - Q. Данная реакция используется в доменном процессе, в газогенераторах. В лаборатории оксид углерода (II) можно получить приливая муравьиную кислоту к нагретой серной кислоте: НСООН = СО + H2O[14].

Карбиды[15] Соединения углерода с металлами и элементами, которые по отношению к углероду являются электроположительными. Получают прокаливанием металлов или их оксидов с углём[15].
Карбид алюминия, Al4С3
Карбид кальция, СаС2
Карбид кремния, SiC
Карбид бора, В4С
карбид железа, Fe3C
 Кристаллические тела, карбиды металлов главных подгрупп (I, II, III групп) периодческой системы химических элементов представляют собой солеобразные соединения с преобладанием ионной связи.

В карбидах кремния и бора связь между атомами ковалентная и они характеризуются высокой твёрдостью, тугоплавкостью и химической инертностью. Большинство металлов побочных групп (IV — VIII) периодческой системы химических элементов образуют карбиды с химической связью, близкой с металлической. Они обладают значительной электрической проводимостью,высокой твёрдостью и тугоплавкостью. Эти свойства объясняются наличием в чугунах и сталях карбида железа[15].

Сероуглерод[16] Соединение углерода с серой, сернистый аналог угольного ангидрида[16].
Сероуглерод, CS2
 Бесцветная жидкость с эфирным запахом, плотность 1261 кг/м³, температура кипения 46,25 °C, растворяется во многих органических растворителях — этаноле, диэтиловом эфире, хлороформе , плохо растворима в воде (при –3 °C образует гидрат 2CS2·Н2О), под действием света разлагается, продукты разложения имеют жёлтый цвет и очень неприятный запах.

Промышленный яд, огнеопасен. В инертной атмосфере выше 300 °C разлагается с образованием графита и паров серы S; температура вспышки –30 °C, температура самовоспламенения 100 °C, горит с образованием СО2 и SO2, смеси с воздухом (1,25 — 50 % CS2 по объёму) взрывоопасны. Разлагается водой при 150 °C с выделением сероводорода H2S; легко обменивает серу S на кислород O2 при нагревании с оксидами металлов; с сульфидами щелочных металлов образует тиокарбонаты, со спиртовыми растворами щелочей — ксантогенаты[16][17]

Применение углерода

Соединения углерода широко применяются в народном хозяйстве[6].

Применение соединений углерода в народном хозяйстве
Соединение углерода Применение
Графит в металлургии для изготовления плавильных тиглей и лодочек, труб, испарителей, кристаллизаторов, футеровочных плит, чехлов для термопар, в качестве противопригарной "присыпки" и смазки литейных форм, для изготовления грифелей карандашей, угольных электродов, плавильных тиглей, замедлителя нейтронов в ядерных реакторах, вкладышей для подшипников скольжения, втулок для поршневых штоков, уплотнительных колец для насосов и компрессоров, как смазка для нагретых частей машин и установок[3][5]
Алмаз изготовление ювелирных изделий, режущих инструментов, абразивных материалов, в буровом оборудовании[3]
Углерод восстановитель железа, кремния, изготовление активированного угля (адсорбента) для очистки воздуха и растворов, носителей для катализаторов полимеризации[3]
Карбин в изготовлении источников тока в электронике, космонавтике, авиации, медицине, оптике, микроволновой и электрической технологиях[7]
Графен в изготовлении солнечных батарей; для водоочистки, фильтрации и опреснения морской воды; для изготовления жидкокристаллических мониторов, светоизлучающих диодов, транзисторов, микросхем, сенсорных панелей; в графеновых аккумуляторах и источниках энергии; в медицине; для создания суперкомпозитов; для производства нанобетона; для очистки воды от радиоактивных загрязнений[8]
Фуллерен[9] в медицинской химии и биохимии в качестве антиоксидантов и антибактериальных агентов; внедрение атомов металлов в решётку фуллерена открывает возможности для создания контрастных веществ для магнитно-резонансной томографии; ценный химиотерапевтическй агент для лечения рака костей и лейкемии; в качестве носителей лекарств из–за их хорошей биосовместимости; в устройствах фотовольтаики, фотокатализаторах и органической электронике, поскольку они хорошо сочетаются с донорами электронов, образуя пары донор — акцептор; в фотоэлектрических устройствах, электрохимических материалах, легирующих примесях для проводящих полимерных плёнок, газовых сенсорах и сверхпроводниках; в качестве электрода для суперконденсаторов; являются подходящими молекулами для хранения водорода, благодаря возможности гидрирования связей C—C с образованием связей C—H, которые разрушаются при нагревании с высвобождением водорода[9]
Углеродистые нанотрубки[10] в сферах строительства, экологии, катализа (в качестве подложки для металлических катализаторов (Pd, Au, Ru, Rh, CeO2, RuO2, MgO) для высокотемпературных каталитических процессов, таких как риформинг и синтез Фишера – Тропша), разработки электронных устройств (в качестве анодного материала для литий-ионных аккумуляторов и электронных сенсоров) и биотехнологии (в качестве основы для доставки лекарств, биосенсоров); в качестве сорбентов катионов тяжёлых металлов (Hg(II), Pb(II), Cr(VI), Cd(II), As(III)/(V), Co(II), U(VI)) для очистки сточных вод[10].

Литература

  1. Общая химия. Учебник / под ред. С. Ф. Дунаева. — М.: Academia, 2017. — 160 c.
  2. Общая и неорганическая химия: учебное пособие / под ред. В. В. Денисова, В. М. Таланова. — Рн/Д: Феникс, 2018. — 144 c.
  3. Глинка Н. Л. Общая химия: учебное пособие для СПО. — М.: КноРус, 2019. — 360 c.
  4. Глинка Н. Л. Общая химия: учебное пособие для вузов / под ред. А. И. Ермакова. — М.: Интеграл-Пресс, 2003. — 728 с.
  5. Карапетьянц М. Х. Общая и неорганическая химия: учебник / под ред. М. Х. Карапетьянц, С. И. Дракин. — М.: Ленанд, 2018. — 600 c.
  6. Большая Медицинская Энциклопедия (БМЭ) / под ред. Б. В. Петровского , 3-е издание — М.: Академия медицинских наук СССР, 1974 — 1989 год. — т. 23.

Примечания

  1. ↑ Большая советская энциклопедия / Глав. ред. А. М. Прохоров. — Москва: Советская энциклопедия, 1969–1978. — 631 с.
  2. ↑ 2,0 2,1 2,2 2,3 Углерод, Carboneum, С (6). Химический факультет МГУ. Дата обращения: 3 ноября 2023.
  3. ↑ 3,0 3,1 3,2 3,3 3,4 3,5 Углерод (C). Просто о сложном. Химия - это просто. Дата обращения: 5 ноября 2023.
  4. ↑ 4,0 4,1 4,2 Зломанов, В. П. Углерод. Большая Российская энциклопедия (22 мая 2023). Дата обращения: 6 января 2024.
  5. ↑ 5,0 5,1 Костиков, В. И. Графит. Химическая энциклопедия. Дата обращения: 5 января 2024.
  6. ↑ 6,0 6,1 6,2 6,3 6,4 6,5 6,6 6,7 Углерод: его применение и значение в науке и технике. Химия это интересно. Дата обращения: 5 ноября 2023.
  7. ↑ 7,0 7,1 Кулакова И. И. Карбин – третья аллотропная модификация углерода: открытие и свойства // Первое сентября : газета. — 2007. — № 13.
  8. ↑ 8,0 8,1 Новосёлов, К. С. Графен. Большая Российская энциклопедия (4 декабря 2023). Дата обращения: 6 января 2024.
  9. ↑ 9,0 9,1 9,2 Иванов, А. В. Фуллерены (25 августа 2022). Дата обращения: 5 января 2024.
  10. ↑ 10,0 10,1 10,2 Иванов, А. В. Углеродные нанотрубки (18 мая 2022). Дата обращения: 5 января 2024.
  11. ↑ 11,0 11,1 Характерные химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных.. Наука для тебя - Образовательный портал по Химии.. Дата обращения: 15 ноября 2023.
  12. ↑ 12,0 12,1 Раков, Э. Г. Диоксид углерода. Большая Российская энциклопедия (17 января 2023). Дата обращения: 5 января 2024.
  13. ↑ 13,0 13,1 13,2 Раков, Э. Г. Угольная кислота. Большая Российская энциклопедия (2023-07-1). Дата обращения: 5 января 2024.
  14. ↑ 14,0 14,1 14,2 Раков, Э. Г. Оксид углерода. Большая Российская энциклопедия (9 января 2023). Дата обращения: 5 января 2024.
  15. ↑ 15,0 15,1 15,2 Раков, Э. Г. Карбиды. Большая Российская энциклопедия (6 апреля 2023). Дата обращения: 5 января 2024.
  16. ↑ 16,0 16,1 16,2 Бронштейн, E. 3., Милков, Л. Е.,Точилкин, А. И. Сероуглерод. Большая Медицинская энциклопедия. Дата обращения: 5 января 2024.
  17. ↑ Редакция химических наук. Сероуглерод. Большая Российская энциклопедия (11 августа 2022). Дата обращения: 5 января 2024.
Источник — https://znanierussia.ru/articles/index.php?title=Углерод&oldid=565354