Углерод С известен с древнейших времен; признан химическим элементом в 1775 года (Лавуазье, Франция).

Распространение углерода в природе. Углерод – основная составная часть всех организмов; 13-й элемент по распространенности на Земле (в литосфере, атмосфере, гидросфере). Встречается как в свободном виде (алмаз, графит) так и в связанном состоянии (диоксид углерода, карбонаты, уголь, нефть, природный газ, сланцевая масло, битумы). Масса углерода, содержащегося в атмосфере в виде CO₂ составляет 6e11 тонн, что примерно только в два раза больше чем масса углерода в живой материи.

Минералы углерода. Магнезит MgCO₃, кальцит (известковый шпат, известняк, мел, мрамор) CaCO₃, доломит CaMg(CO₃)₂, стронцианит SrCO₃, витерит BaCO₃, родохрозит (марганцевый шпат, малиновый шпат) MnCO₃, сидерит (железный шпат) FeCO₃, малахит Cu₂CO₃(OH)₂, смитсонит (цинковый шпат) ZnCO₃, церуссит (белая свинцовая руда) PbCO₃.

Многообразие углеродсодержащих соединений. В противоположность атомом других элементов, атомы углерода в практически неограниченном числе могут соединяться в цепи и циклы. Поэтому известно огромное число углеродсодержащих соединений (более 5000000), в то время как число соединений, не содержащих углерода, относительно невелико (около 300000). В настоящее время ежегодно синтезируют около 250000 новых соединений углерода. Большинство соединений углерода относятся к органическим веществам. К неорганическим соединением углерода относят простейшие из них: оксиды, сульфиды, угольную кислоту, карбонаты, карбиды, цианиды и некоторые др.

Аллотропные модификации углерода. В свободном состоянии углерод находится в виде двух модификаций – алмаз и графит. Ранее называли аморфным углеродом получаемые в особых условиях сажу, ретортный графит, активный уголь и другие мелкокристаллические разновидности графита, которые по реакционной способности и некоторым другим свойством сильно отличаются от крупнокристаллического графита.

Свойства углерода. Все разновидности углерода не имеют вкуса и запаха. Углерод химически растворяется в расплавленных металлах. При обычных температурах углерод химически инертный. Углерод при избытке кислорода сгорает до диоксида углерода CO₂ (полное сгорание), а при недостатке кислорода – до монооксида углерода CO (неполное сгорание). Угольная пыль в воздухе может оказаться взрывчатой. При повышенных температурах углерод реагирует с различными металлами и неметаллами. Оксиды многих металлов при взаимодействии с углеродом восстанавливаются до металлов.

Таблица. Свойства алмаза и графита.

	Алмаз	Графит
Цвет	Белый	Серо-черный
Твердость	Наивысшая (из всех материалов)	Очень малая
Кристаллическая решетка	Кубическая	Гексагональная
Плотность, г./см3	3,51	2,22
Электрическая проводимость	Отсутствует (изолятор)	Высокая (проводник)
Поведение при нагревании	При 1500*С переходит в графит	Сублимирует выше 3800*С

Алмаз – благородный камень, имеет наибольшую твердость среди всех природных веществ, шлифуются только собственным порошком. В чистом состоянии представляет собой прозрачные бесцветные или белые кристаллы с сильным преломляющим эффектом. После обработки (огранка, шлифовка) получают бриллианты, массу которых выражают в каратах (1 карат = 200 мг = 0,200 грамма). Менее чистые алмазы обычно окрашенные и мутные, например серо-голубой и черный карбонадо.

Месторождение алмазов встречаются в Южной и Экваториальной Африке, Сибири, Бразилии, Индии. Разработано искусственное получение алмазов (1955 год) из графита при температуре 2000*C и давлении 1300 МПа; обычно образуются мелкие кристаллы массой в несколько каратов. Применяют для изготовления режущих инструментов (сверл и другую), предназначенных, в частности, для резки стекла, при волочении проволоки, как опора для подшипников и других движущихся частей в точных измерительных инструментах.

Графит состоит из углеродных слоев, связанных друг с другом, но достаточно подвижных (слоистая решетка), поэтому графит достаточно мягок, легко расщепляется на слои. Графит можно искусственно получить из угля. Графит применяют для изготовления стержней для карандашей, электродов, плавильных тиглей (прессованная смесь графита с глиной), в качестве пигмента, как добавку в антикоррозионные краски; графит используют в качестве замедлителя в ядерных реакторах.

Сажа – очень мелкий графитовый кристаллический порошок. Образуется при неполном сгорании соединений углерода; в технике ее получают из ацетилена или из нафталина. Применяют сажу в качестве наполнителя для резин (повышает устойчивость автопокрышек к абразивному износу; сажа составляет приблизительно одну треть массы автомобильной покрышки); как компонент сухих гальванических элементов, печатных красок, крема для обуви, туши и др.

Активный уголь (активированный уголь) получают из органических материалов (древесины, кости, сахара, крови, ореховой скорлупы) путем пропитывания раствором хлорида цинка(II) или карбоната калия и последующего нагревания при недостатке воздуха. Активированный уголь содержит огромное количество пор и поэтому обладает очень большой поверхностью (1 грамм активированного угля имеет поверхность 800 м²), вследствие чего обладает очень высокой способностью адсорбировать многие газы и растворенные вещества. Применяют активный уголь для очистки, разделения и извлечения различных веществ, например для извлечения бензола из светильного газа, ксилола из отходов текстильных печатных паст, дисульфида углерода из отходов производства вискозного волокна, растворителей из отходов лакокрасочной промышленности, для обесцвечивания паточного сиропа, для очистки этанола от сивушных масел, как наполнитель в противогазах, сорбирующее средство в медицине.

Соединения углерода

Монооксид углерода CO

В рамках метода валентных связей молекула CO имеет строение

:C≡O:

Третья связь образована по донорно-акцепторному механизму (кислород – донор электронной пары, углерод – акцептор).

Физиологическое действие оксида углерода(II). Оксид углерода(II) очень ядовит, смертельная доза CO в воздухе составляет 0,2%. С гемоглобином крови CO связывается прочнее, чем кислород, тем самым блокирует перенос кислорода в организме. Признаки отравления малыми дозами: кровь необычно яркой окраски, сильная головная боль, иногда потеря сознания.

При использовании печного отопления, из-за плохой тяги (забился дымовой ход сажей, опавшие листья, трупы животных – коты, ласки, птицы), бывают случаи смерти людей от накопившегося в помещении оксида углерода(II). В народе оксид углерода(II) называют угарный газ.

Получение оксида углерода(II).

1. Сжигание углерода в свободном виде или соединений углерода (кокс, уголь, бензин), при температурах выше 1000*С и при недостатке кислорода:

2C + O₂ = 2CO

Вследствие протекания этой реакции выхлопные газы автомобильных двигателей содержат CO; также содержат CO отходящие газы печей при плохой тяге и табачный дым (до 4%).

2. Восстановление диоксида углерода при помощи раскаленного кокса, например, в доменных печах (равновесие Будуара):

CO₂ + C ⇄ 2CO

3. Восстановление водяного пара раскаленным коксом или другими носителями углерода (продукты перегонки нефти, природный газ и др.):

C + H₂O = CO + H₂

4. Действие концентрированной серной кислоты на муравьиную кислоту (лабораторный способ):

HCOOH → CO + H₂O

Свойства оксида углерода(II). Бесцветный газ без запаха. По плотности тяжелее воздуха. Сжижается только при очень низких температурах. Температура кипения оксида углерода(II) -192*С. На воздухе оксид углерода(II) горит синеватым пламенем. Малорастворим в воде. Оксид углерода(II) поглощается активным углем, а также твердым фильтрующим слоем, содержащим I₂O₅.

Оксида углерода(II) химически инертен, однако при участии катализаторов реагирует с кислородом с образованием углеводородов (синтез Фишера-Тропша) или спиртов (синтез метанола). С переходными металлами оксид углерода(II) образует летучие, ядовитые и горючие карбонилы, например [Ni(CO)₄], [Co₂(CO)₉], [Fe(CO)₅].

Технические газы содержащие CO.

Воздушный газ (генераторный газ) – смесь CO + 2N₂. Образуется по экзотермической реакции при газификации угля или кокса с использованием воздуха в специальных генераторах:

2C + O₂ + 4N₂ = 2CO + 4N

Применяют генераторный газ в качестве горючего газа и в синтезе аммиака.

Водяной газ – смесь CO + H₂.

Смешанный газ – это CO, H₂, N₂. Получают при газификации порошкообразного угля смесью водяного пара и воздуха, обогащенного кислородом; аналогичный по составу газ образуется также при риформинге газообразных углеводородов и газификации жидких углеводородов под давлением. Применяют при синтезе аммиака.

Коксовый газ и бытовой газ – смесь H₂, CH₄, CO и др. Получают при коксовании угля; при газификации бурого угля (под давлением 2,2 МПа) с помощью водяного пара и кислорода образуется сходный, но более бедный метаном сжатый газ. Применяют в качестве горючего газа.

Другие газы – газ полукоксования бурого угля, колошниковый (доменный) газ.

Диоксид углерода CO₂ (углекислый газ)

Распространение CO₂ в природе. В воздухе содержится 0,03% (об.) CO₂. Диоксид углерода входит в состав технических горючих газов, вулканических газов, природных (минеральных) вод. Атмосфера Венеры на 95% состоит из CO₂.

Физиологическое действие CO₂. Диоксид углерода ассимилируется в процессе фотосинтеза зелеными растениями с помощью имеющегося в них хлорофилла при поглощении солнечной энергии. При этом в растениях образуются органические вещества (в первую очередь глюкоза), а кислород освобождается и выделяется в атмосферу. Поглощенная энергия при диссимиляции в организмах животных и растений снова высвобождается, этим замыкается элементарный цикл развития живого организма. Диссимиляция органических веществ в организмах – это процесс их окисления с помощью усвоенного при дыхании кислорода в присутствии ферментов с образованием диоксида углерода и воды:

6CO₂ + 6H₂O ⇄ C₆H₁₂O₆ + 6O₂

Из всей падающей на Землю солнечной энергии около 0,12% фотохимически усваивается растениями. Зеленые листья площадью 1 м² за время освещения Солнцем в течение 1 часа производят из CO₂ 1 грамм виноградного сахара.

Известно, что люди выдыхают воздушную смесь, содержащую 4% CO₂. Чистый CO₂ действует удушающе; при содержании в воздухе 15% CO₂ возникает головокружение, а иногда возможна потеря сознания.

Получение CO₂.

1. Полное сгорание кокса:

C + O₂ = CO₂

Для очистки CO₂ от примесей газ пропускают через охлажденный раствор K₂CO₃, CO₂ поглощается и в результате в растворе образуется KHCO₃. Примеси проходят через раствор, а CO₂ выделяют из раствора кипячением (термическое разложение гидрокарбоната).

2. Обжиг известняка и других карбонатов:

CaCO₃ = CaO + CO₂

3. Обработка карбонатов (например, мрамора), сильной кислотой:

CaCO₂ + 2HCl = CaCl₂ + H₂O + CO₂

4. Спиртовое брожение:

C₆H₁₂O₆ = 2C₂H₅OH + 2CO₂

диоксид углерода выделяется как побочный продукт.

Физические свойства диоксида углерода. Диоксид углерода – бесцветный газ со слабым кислым вкусом и запахом, в 1,5 раза тяжелее воздуха. CO₂ можно “переливать” из сосуда в сосуд; обычно собирается на дне подвалов, колодцев, пещер. CO₂ – негорючий газ (гасит пламя). Достаточно хорошо растворим в холодной воде, особенно под давлением.

При 20*С под давлением 5 МПа диоксид углерода сжижается.

Жидкий CO₂ хранят в стальных баллонах. При отборе из баллона газообразного CO₂ часть жидкости испаряется и давление в системе поддерживается постоянным до тех пор, пока в баллоне не израсходуется вся жидкость. Поэтому остаток CO₂ в баллоне нельзя определить по манометру (расход CO₂ находят по изменению массы баллона). При вытекании жидкого CO₂ из баллона (в наклонном состоянии) происходит мгновенное испарение газа при быстром охлаждении и часть жидкости замерзает, образуя снегоподобную массу. Прессованный твердый CO₂ (сухой лед) используется для временного поддержания охлажденного состояния продуктов; сухой лед не плавится, а сублимирует при -78*С. Смесь сухого льда с ацетоном используется в лаборатории как охлаждающая смесь до -90*С.

Химические свойства диоксида углерода. Диоксид углерода с водой образует угольную кислоту; с основными гидроксидами – карбонаты и гидрокарбонаты (на этом основано затвердевание известкового строительного раствора). Восстанавливается магнием до углерода:

CO₂ + 2Mg = C + 2MgO

Обнаружение диоксида углерода. CO₂ обнаруживают по помутнению водного раствора гидроксида бария (или кальция):

Ba(OH)₂ + CO₂ = BaCO₃ + H₂O

Газ пропускают через баритовую (или известковую) воду или над каплей этой воды, помещенной на часовое стекло.

Применение диоксида углерода. Диоксид углерода используется для промішленного синтеза карбамида, салициловой кислоті и других химических продуктов; в огнетушителях; как инертная среда для хранения легковоспламеняющихся жидкостей, для сварки в атмосфере CO₂, для отверждения содержащей воду формовочной смеси, для приготовления газированніх напитков, как охлаждающий агент (сухой лед и его смеси).

Угольная кислота H₂CO₃, соли угольной кислоты.

Угольная кислота в чистом виде не получена, хотя молекулы состава H₂CO₃ существуют в газовой форме и в водном растворе. В водном растворе имеет место равновесие:

CO₂ + H₂O ⇄ H₂CO₃ ⇄ H⁺ + HCO₃^– ⇄ 2H⁺ + CO₃^2-

Этим объясняются кислотные свойства H₂CO₃. При комнатной температуре равновесие сильно смещено в направлении образования CO₂ и H₂O, и в связанном состоянии оказывается только 1% молекул CO₂ и H₂O, причем большая часть продукта имеет полигидратный состав CO₂*nH₂O, а не H₂CO₃. Полигидрат обладает очень слабыми кислотными свойствами, а H₂CO₃ – кислота средней силы, но т.к. содержание H₂CO₃ в растворе мало, то в целом кислотность такого раствора также мала. Полигидрат CO₂*nH₂O и молекулы H₂CO₃ термически неустойчивы, поэтому при подкислении растворов карбонатов выделяется CO₂. Вместе с тем при пропускании диоксида углерода через растворы солей более слабых кислот последние могут быть выделены в свободном виде или в виде кислотных оксидов (SiO₂, HCN, C₆H₅OH, и др.).

Соли и эфиры угольной кислоты называются карбонатами. Существуют средние карбонаты с анионом CO₃^2- и кислые карбонаты HCO₃^– (гидрокарбонат-ион; ранее назывался бикарбонат-ион).

Наибольшее практическое значение имеют карбонат натрия Na₂CO₃ (кальцинированная сода), и его кристаллогидрат Na₂CO₃*10H₂O (сода), гидрокарбонат натрия NaHCO₃ (натрон, питьевая сода, хлебная сода), карбонат калия K₂CO₃ (поташ), гидроксид-карбонат свинца(II) 2PbCO₃*Pb(OH)₂ (свинцовые белила).

Карбонаты при нагревании разлагаются на оксид металла и диоксид углерода, например: 

CuCO₃ = CuO + CO₂

Чем сильнее основные свойства оксида металла, тем выше температура разложения соответствующего карбоната. Карбонат алюминия Al₂(CO₃)₃ неустойчив уже при комнатной температуре.

При подкислении растворов карбонатов или при обработке твердых карбонатов сильными кислотами неустойчивая в свободном виде угольная кислота выделяется в виде соответствующего ей оксида CO₂, например:

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂

CaCO₃ + 2HNO₃ = Ca(NO₃)₂ + H₂O + CO₂

Способ обнаружения карбонатов основан на обработке их сильной кислотой и последующем пропускании отходящего газа через баритовую воду.

Карбиды

Карбиды – это соединения между углеродом и более электроположительными (более металличными) элементами. Существуют карбиды, которые при гидролизе чистой или подкисленной водой образуют углеводороды. Например, карбид кальция CaC₂ выделяет ацетилен C₂H₂, карбид алюминия Al₄C₃ при взаимодействии с водой образует метан CH₄:

CaC₂ + 2H₃O⁺ = Ca²⁺ + 2H₂O + C₂H₂

Al₄C₃ + 12H₂O = 4Al(OH)₃ + 3CH₄

Известны взрывоопасные, термически малоустойчивые карбиды, такие как карбид серебра Ag₂C₂ (ацетиленид серебра), карбид меди Cu₂C₂ (ацетиленид меди); при малейшей детонации (резкий звук, удар поблизости) эти вещества разлагаются на металл и уголь со взрывом. Особой твердостью отличаются карбид бора B₄C, карбид кремния SiC, карбид вольфрама W₂C. Карбид железа Fe₃C (цементит) является компонентом железоуглеродных сплавов (сталь, чугун).

Производные угольной кислоты.

Фосген (оксид-дихлорид углерода) CCl₂O – бесцветный газ со слабым сенным запахом, с температурой кипения +8*С. Очень ядовит! В первую мировую войну использовался государствами как удушающее отравляющее вещество. Получают из CO и Cl₂. Применяют в синтезе полиуретанов.

Сероуглерод (дисульфид углерода) CS₂ – полное тиопроизводное диоксида углерода. Получают из метана (природного газа) обработкой паром серы при 600*С с участием катализатора:

CH₄ + 4S = CS₂ + 2H₂S

или из продукта полукоксования бурого угля и парообразной серы при 900*С:

C + 2S = CS₂

Представляет собой бесцветную жидкость с запахом редьки или прелого сена. Температура плавления -109*С, температура кипения 46*С, очень быстро улетучивается уже при комнатной температуре. Не растворим в воде. Растворяет жиры, смолы, каучук, фосфор, серу, иод. Ядовит.

Сероуглерод сильно огнеопасен, при поджигании на воздухе (горит голубым пламенем) образует диоксиды серы и углерода:

CS₂ + 3O₂ = 2SO₂ + CO₂

При недостатке воздуха получается свободная сера. При действии спиртового раствора гидроксида калия образуется ксантогенат калия:

C₂H₅OH + KOH + CS₂ = SC(OC₂H₅)(SK) + H₂O

Применяют для получения вискозного волокна, флотоагентов (ксантогенаты), тетрахлорметана, для дезинфекции почвы.

Оксид-сульфид углерода COS – неполное тиопроизводное угольной кислоты. Бесцветный воспламеняющийся газ без запаха, с температурой кипения -50,2*С. Получается как побочный продукт в производстве синтез-газа.

Карбамид (мочевина) CO(NH₂)₂ – диамид угольной кислоты. Моноамидпроизводное OHCONH₂ карбаминовая кислота; она в свободном состоянии не получена, но известны ее эфиры – уретаны состава ORCONH₂, где R – углеводородный радикал.

Карбамид был обнаружен в моче, впервые синтезирован в 1828 году (Велер, Германия) по реакции перегруппировки цианата аммония при нагревании:

NH₄OCN → CO(NH₂)₂

Эта реакция явилась исторически первым синтезом органического соединения из неорганического реагента.

Карбамид получают из аммиака и диоксида углерода при 150-200*С и 10-20 МПа, реакция протекает в жидкой фазе:

2NH₃ + CO₂ = CO(NH₂)₂ + H₂O

После снижения давления смесь карбамида и воды выпаривается; образующийся расплавленный карбамид гранулируют, а неиспользованные реагенты возвращают в производственный цикл.

Карбамид представляет собой бесцветное кристаллическое вещество без запаха, с горьким вкусом, с температурой плавления 133*С. Карбамид хорошо растворим в воде и этаноле, водный раствор карбамида имеет нейтральную среду, но несмотря на это образуются соли (типа аммониевых) с сильными кислотами, например малорастворимый (H₂N-CO-NH₃⁺)(NO₃^–) нитрат урония. Карбамид при нагревании сначала переходит в биурет H₂N-CO-NH-CO-NH₂, а затем при 350-400*С – в меламин. С неразветвленными алканами (от C10) карбамид образует кристаллические клатраты.

Клатраты – это соединения включения – образуются при включении молекул определенного размера одного вещества, например н-алканов, в регулярные пустоты кристаллической решетки другого вещества, например карбамида, без формирования между ними прочных ковалентных связей.

Карбамид применяют в качестве азотного удобрения и добавки в корма, для получения меламинных и карбамидных смол, для выделения из углеводородных смесей и нефти неразветвленных алканов (с C10 и более), используемых для производства моющих средств.

Карбамид – конечный продукт белкового обмена у людей и млекопитающих; человек ежедневно выделяет 25-30 грамм мочевины. В рубцах (часть преджелудка) некоторых растительноядных животных введенный с кормом карбамид с помощью бактерий микрофлоры превращается в собственные белки животных; суточная доза карбамида 20-25 грамм на 100 килограмм живого веса животного.

Циан и его производные

Циан, точнее дициан, C₂N₂ (N≡C-C≡N) – бесцветный газ с температурой кипения -21,4*С. Ядовит. Образуется при нагревании цианида ртути(II) Hg(CN)₂. Сгорает красно-фиолетовым пламенем, при этом развивается очень высокая температура (с O₂ при нормальном давлении температура пламени достигает 4500*С):

C₂N₂ + 2O₂ = 2CO₂ + N₂

Еще более высокую (и наивысшую) температуру пламени можно получить при сгорании динитрида тетрауглерода (дицианоацетилена) C₄N₂, иди N≡C-C≡C-C≡N. При сгорании этого соединения в озоне при 4 МПа температура достигает почти 6000*С.

Циан можно назвать “псевдогалогеном”, а соединения циана – “псевдогалогенидами”, поскольку цианид-ион CN^– и галогенид-ионы очень похожи по свойствам.

Циановодород HCN – бесцветная жидкость с характерным запахом горького миндаля, имеет температуру плавления 26*С. Чрезвычайно ядовит! Смертельная доза 50 мг HCN, продолжительность действия – несколько секунд, циановодород блокирует дыхательные ферменты и вызывает удушье. Циановодород хорошо растворим в воде. Водный раствор HCN называется циановодородной кислотой (синильная кислота); кислотные свойства HCN выражены слабо.

В лаборатории HCN получают из цианидов по реакции обмена с сильными кислотами; техническое получение основано на взаимодействии метана с аммиаком в присутствии воздуха с участием платино-родиевого катализатора при 800-1000*С (способ Андрусова):

CH₄ + NH₃ = HCN + 3H₂

Реакция эндотермическая; необходимую теплоту поставляет образующийся водород, который сгорает и нагревает реакционную смесь.

Циановодород – промежуточный продукт в производстве органического стекла и полиакрилнитрильных волокон, а также некоторых ядохимикатов. HCN присоединяется к ненасыщенным органическим соединениям, таким как альдегиды и кетоны, с образованием нитрилов, которые омыляются и переходят в карбоновые кислоты.

Цианиды – соли циановодорода, например цианид натрия NaCN и цианид калия KCN. Цианиды щелочных элементов хорошо растворимы в воде. Очень ядовиты (смертельная доза 150 мг)! При хранении во влажном воздухе переходят в карбонаты с выделением циановодорода:

2KCN + H₂O + CO₂ = K₂CO₃ + 2HCN

отравляя тем самым атмосферу помещений. Применяют для приготовления гальванических электролитов, для выделения золота и серебра цианидно-щелочными способами, для получения синильной кислоты, а также красной кровяной соли, берлинской лазури и других цианокомплексов.

Распространенные комплексные цианиды:

K₄[Fe(CN)₆] – гексацианоферрат(II) калия, желтая кровяная соль

K₃[Fe(CN)₆] – гексацианоферрат(III) калия, красная кровяная соль

KFe^+III[Fe^+II(CN)₆] – гексацианоферрат(II) железа(III)-калия, растворимая берлинская лазурь (турнбулева синь)

Fe^+III₄[Fe^+II(CN)₆]₃ – гексацианоферрат(II) железа(III), нерастворимая берлинская лазурь

Na₂[Fe(NO⁺)(CN)₅] – пентацианонитрозилийферрат(II) натрия, нитропруссид натрия

В гальванотехнике используют:

Na₂[Cu(CN)₄] – тетрацианокупрат(I) натрия

Na₂[Zn(CN)₄] – тетрацианоцинкат(II) натрия

Na₂[Cd(CN)₄] – тетрацианокадмат(II) натрия

K[Ag(CN)₂] – дицианоаргентат(I) калия

K[Au(CN)₂] – дицианоаурат(I) калия

Из других соединений циана практическое значение имеют циановая кислота HOCN и ее соли – цианаты; гремучая кислота HCNO и ее соли – фульминаты, например Hg(CNO)₂ – фульминат ртути(II), используемый в качестве детонатора; цианамид NH₂CN (N≡C-NH₂), цианамид кальция CaCN₂ и дициандиамид NH=C(NH₂)-NH-C≡N – это соединение и NH₂CN используются в производстве аминопластов.

Тиоциан и его производные

Тиоциан, точнее бис(тиоциан), (NCS)₂(NCS-SCN) – белые кристаллы. По свойствам представляет собой аналог галогенов, но очень неустойчивый. Устаревшее название диродан.

Тиоцианат водорода HNCS (роданистоводородная кислота) получают при кипячении растворов цианидов с серой:

KCN + S = KNCS

Образует соли – тиоцианаты (роданиды).

Тиоцианат калия KNCS – белое кристаллическое вещество. Реагент на ионы Fe³⁺, с которыми образует тиоцианатные комплексы железа(III), в частности нейтральный тиоцианат железа(III) Fe(NCS)₃, имеющие интенсивную красную окраску.

---