Помимо стабильных изотопов У., в природе распространён радиоактивный ¹⁴C (в организме человека его содержится около 0,1 мккюри). С использованием изотопов У. в биологических и медицинских исследованиях связаны многие крупные достижения в изучении обмена веществ и круговорота У. в природе (см. Изотопные индикаторы). Так, с помощью радиоуглеродной метки была доказана возможность фиксации H₁₄CO^-₃ растениями и тканями животных, установлена последовательность реакций фотосинтеза, изучен обмен аминокислот, прослежены пути биосинтеза многих биологически активных соединений и т.д. Применение ¹⁴C способствовало успехам молекулярной биологии в изучении механизмов биосинтеза белка и передачи наследственной информации. Определение удельной активности ¹⁴C в углеродсодержащих органических остатках позволяет судить об их возрасте, что используется в палеонтологии и археологии.

  Н. Н. Чернов.

  Лит.: Шафрановский И. И., Алмазы, М. — Л., 1964; Уббелоде А. Р., Льюис Ф. А., Графит и его кристаллические соединения, пер. с англ., М., 1965; Реми Г., Курс неорганической химии, пер. с нем., т. 1, М., 1972; Перельман А. И., Геохимия элементов в зоне гипергенеза, М., 1972; Некрасов Б. В., Основы общей химии, 3 изд., М., 1973; Ахметов Н. С., Неорганическая химия, 2 изд., М., 1975; Вернадский В. И., Очерки геохимии, 6 изд., М., 1954; Рогинский С. З., Шноль С. Э., Изотопы в биохимии, М., 1963; Горизонты биохимии, пер. с англ., М., 1964; Проблемы эволюционной и технической биохимии, М., 1964; Кальвин М., Химическая эволюция, пер. с англ., М., 1971; Лёви А., Сикевиц Ф., Структура и функции клетки, пер. с англ., 1971, гл. 7; Биосфера, пер. с англ., М., 1972.

Углеро'да галогени'ды, соединения углерода с галогенами. У. г. обычно рассматривают как производные углеводородов, в которых водород полностью замещен на галоген.

  Простейшими У. г. являются тетрагалогениды общей формулы CX₄, молекулы которых имеют тетраэдрическое строение с расстояниями С—F, С—Сl, С—Вr и С—I, соответственно: (Å) 1,36; 1,76; 1,94; 2,12, и энергиями связи (кдж/моль): 487; 340: 285; 214 или в ккал/моль 116; 81; 68; 51. При обычных условиях CF₄— газ (t_kип —128 °С), CCl₄ — жидкость (t_пл —22,9 °С, t_kип 76,8 °C), CBr₄ и Cl₄— твёрдые тела (t_пл 93,7 и 171 °С). Все тетрагалогениды практически нерастворимы в воде и растворимы в органических растворителях. В соответствии с уменьшением энергии связи устойчивость CX₄ падает, а химическая активность возрастает при переходе от фтора к иоду. CF₄ и CCl₄ устойчивы к нагреванию и действию воздуха, света, кислот. Cl₄ легко разлагается при нагревании. Только CF₄ может быть получен непосредственно взаимодействием элементов. Один из способов синтеза CCl₄ и CBr₄ — реакция CS₂ с галогенами. Cl₄ получают при взаимодействии CCl₄ с иодидами алюминия, висмута и др. металлов. Из тетрагалогенидов углерода наибольшее значение имеет четырёххлористый углерод. Известны также смешанные У. г., например CClF₃, CCBr₂Cl₂, С₂Вг₂F₄. Многие У. г. широко применяют в различных отраслях техники, например дифтордихлорметан CCl₂F₂ и трихлорфторметан CCl₃F как хладоагенты в холодильных установках (фреоны), тетрафторэтилен C₂F₄ и трифторхлорэтилен C₂ClF₃ — мономеры в производстве фторопластов, гексахлорэтан C₂Cl₆— заменитель камфоры, некоторые фторхлор-содержащие У. г.— компоненты синтетических масел.

  Лит.: Ахметов Н. С., Неорганическая химия, 2 изд., М., 1975.

  Б. А. Поповкин.

Углеро'да двуо'кись, ангидрид угольной кислоты, углекислый газ, CO₂, оксид С (IV), высший окисел углерода. В 1756 Дж. Блэк показал, что при разложении карбоната магния выделяется газ — «связанный воздух» (его состав установил в 1789 А. Лавуазье). У. д. бесцветный газ, имеющий слегка кисловатые запах и вкус; плотность 0,0019 г/см³ (0 °С. 0,1 Мн/м²), t_пл —56,6 °С. t_kип —78,5 °С, критическая температура 31 °С, критич. давление 7,62 Мн/м² (75,2 кгс/см²). При атмосферном давлении и —78,5 °С, минуя жидкое состояние, затвердевает в белую снегообразную массу («сухой лёд»). Жидкая У. д. существует при комнатной температуре лишь при давлении больше 5,85 Мн/м² (58,5 кгс/см²). Плотность жидкой CO₂ 0,771 г/см² (20 °С), твёрдой 1,512 г/см³. Молекула газообразной У. д. имеет симметричную форму О=С=О с расстоянием С—О 1,162 Å. Твёрдая CO₂ кристаллизуется в кубической гранецентрированной решётке, а=5,62 Å. У. д. термически устойчива, диссоциирует на окись углерода и кислород только при температурах выше 2000 °С. Заметно растворима в воде (по массе %): 0,335 (0 °С); 0,169 (20 °С) и частично взаимодействует с ней с образованием угольной кислоты H₂CO₃. Растворяется в органических растворителях: ацетоне, бензоле, хлороформе, спиртах. Энергично соединяется с основаниями, давая карбонаты. CO₂ не горит и не поддерживает горения. Только очень активные металлы восстанавливают её при высоких температурах (например, магний — при 600 °С, кальций — при 700 °С). CO₂ взаимодействует с раскалённым углём: CO₂ + С =2СО (реакция имеет большое значение в металлургии); с аммиаком при 160— 200 °С и давлении 10—40 Мн/м² (100—400 кгс/см²): CO₂ + 2NH₃ = CO (NH₂)₂+ + H₂O; в присутствии окиси меди с водородом, образуя метан.

  У. д. входит в состав воздуха: 0,03 объёмных %, общее содержание 2,3×10¹² т, в гидросфере, находящейся в равновесии с атмосферой, 1,4×10¹⁴ т. CO₂ образуется и поступает в атмосферу при горении топлив, гниении органических остатков, брожении, дыхании животных и человека. В результате индустриальных загрязнений содержание У. д, в атмосфере промышленных городов намного превышает предельно допустимые нормы. Поэтому в ряде технически развитых стран (в том числе и в СССР) осуществляются мероприятия по снижению содержания У. д. в атмосферном воздухе (см. Охрана природы). У. д. необходима для развития растений, поглощающих её из атмосферы в процессе фотосинтеза. Атмосферы планет Марса и Венеры содержат У. д. в качестве основного компонента.

  Получают У. д. в промышленности главным образом при обжиге известняка (900—1300 °С) с одновременным получением извести; очистку 002 осуществляют поглощением её растворами соды, поташа или этаноламина. Хранят и перевозят У. д. в сжиженном состоянии под давлением 6 Мн/м² (60 кгс/см²) в стальных баллонах. В лаборатории CO₂ обычно получают взаимодействием соляной кислоты с мрамором.