Wojewódzki Konkurs Chemiczny (wielkopolskie) - atom i pierwiastki

1.Nuklid i zapis $\ce{^{A}_{Z}E}$

Nuklid to rodzaj atomów o ściśle określonej liczbie protonów i neutronów w jądrze. W zapisie $\ce{^{A}_{Z}E}$: Z - liczba atomowa (liczba protonów, a w obojętnym atomie także elektronów), A - liczba masowa, czyli liczba nukleonów (protonów i neutronów razem). Liczba neutronów: $N = A - Z$. Przykład: $\ce{^{23}_{11}Na}$ ma 11 protonów, 11 elektronów i 12 neutronów.

2.Izotopy (trwałe i nietrwałe)

Izotopy to nuklidy tego samego pierwiastka - mają tę samą liczbę atomową Z (tyle samo protonów), ale różną liczbę neutronów, a więc różną liczbę masową A. Ich właściwości chemiczne są prawie takie same. Izotopy wodoru: prot $\ce{^{1}_{1}H}$, deuter $\ce{^{2}_{1}H}$ i tryt $\ce{^{3}_{1}H}$. Izotopy trwałe nie ulegają rozpadowi (np. $\ce{^{12}_{6}C}$), a nietrwałe (promieniotwórcze) samorzutnie się rozpadają (np. $\ce{^{14}_{6}C}$, tryt).

3.Izobary i izotony

Izobary to nuklidy RÓŻNYCH pierwiastków o tej samej liczbie masowej A, np. $\ce{^{14}_{6}C}$ i $\ce{^{14}_{7}N}$. Izotony to nuklidy różnych pierwiastków o tej samej liczbie neutronów N, np. $\ce{^{13}_{6}C}$ i $\ce{^{14}_{7}N}$ - oba mają po 7 neutronów. Dla porównania: izotopy mają tę samą liczbę atomową Z.

4.Średnia masa atomowa pierwiastka

Masa atomowa w układzie okresowym to średnia ważona mas naturalnych izotopów pierwiastka, uwzględniająca ich zawartość procentową: $m_{at} = \frac{A_1 \cdot p_1 + A_2 \cdot p_2}{100\%}$. Przykład: chlor to w 75% $\ce{^{35}Cl}$ i w 25% $\ce{^{37}Cl}$, więc $m_{at} = \frac{35 \cdot 75\% + 37 \cdot 25\%}{100\%} = 35{,}5~\mathrm{u}$. Dlatego masy atomowe zwykle nie są liczbami całkowitymi.

5.Promieniotwórczość naturalna i rodzaje promieniowania

Promieniotwórczość to samorzutny rozpad nietrwałych jąder atomowych, któremu towarzyszy promieniowanie. Odkrył ją Henri Becquerel, a Maria Skłodowska-Curie i Piotr Curie odkryli polon i rad. Promieniowanie $\alpha$ (jądra helu, ładunek dodatni) zatrzymuje kartka papieru, $\beta^-$ (elektrony, ładunek ujemny) - cienka blacha aluminiowa, a $\gamma$ (fala elektromagnetyczna bez ładunku) osłabia dopiero gruba warstwa ołowiu lub betonu.

6.Przemiana $\alpha$

W przemianie $\alpha$ jądro wyrzuca cząstkę $\alpha$, czyli jądro helu $\ce{^{4}_{2}He}$. Liczba masowa maleje o 4, a liczba atomowa o 2 - powstaje pierwiastek leżący o dwa miejsca wcześniej w układzie okresowym. Przykład: $\ce{^{238}_{92}U -> ^{234}_{90}Th + ^{4}_{2}He}$.

7.Przemiana $\beta^-$

W przemianie $\beta^-$ w jądrze neutron zamienia się w proton i elektron, a elektron (cząstka $\beta^-$, zapis $\ce{^{0}_{-1}e}$) zostaje wyrzucony z jądra. Liczba masowa się nie zmienia, a liczba atomowa rośnie o 1 - powstaje pierwiastek leżący o jedno miejsce dalej w układzie okresowym. Przykład: $\ce{^{14}_{6}C -> ^{14}_{7}N + ^{0}_{-1}e}$.

8.Przemiana $\beta^+$

W przemianie $\beta^+$ w jądrze proton zamienia się w neutron i pozyton - cząstkę o masie elektronu, ale o ładunku dodatnim (zapis $\ce{^{0}_{+1}e}$), która zostaje wyrzucona z jądra. Liczba masowa się nie zmienia, a liczba atomowa maleje o 1. Przykład: $\ce{^{11}_{6}C -> ^{11}_{5}B + ^{0}_{+1}e}$. Przemianom często towarzyszy promieniowanie $\gamma$, które nie zmienia ani A, ani Z.

9.Okres półtrwania

Okres półtrwania (czas połowicznego rozpadu) $T_{1/2}$ to czas, po którym rozpada się połowa jąder danego izotopu w próbce. Jest stały dla danego izotopu, np. dla $\ce{^{14}_{6}C}$ wynosi około 5730 lat. Po $n$ okresach półtrwania z masy początkowej $m_0$ zostaje $m = m_0 \cdot (\frac{1}{2})^n$. Przykład: z 80 g izotopu o $T_{1/2} = 5$ dni po 15 dniach (3 okresy) zostaje 10 g.

10.Sztuczne przemiany jądrowe i bilans równań jądrowych

Sztuczne przemiany wywołuje się, bombardując jądra cząstkami ($\alpha$, neutronami, protonami). Pierwszą przeprowadził Ernest Rutherford: $\ce{^{14}_{7}N + ^{4}_{2}He -> ^{17}_{8}O + ^{1}_{1}H}$. W równaniu jądrowym suma liczb masowych i suma liczb atomowych po obu stronach są równe - tak ustala się nieznaną cząstkę. Np. w $\ce{^{27}_{13}Al + ^{4}_{2}He -> ^{30}_{15}P + X}$: $A = 31 - 30 = 1$, $Z = 15 - 15 = 0$, więc X to neutron $\ce{^{1}_{0}n}$.

11.Powłoki, podpowłoki i orbitale

Elektrony zajmują powłoki K, L, M, N ($n = 1, 2, 3, 4$); powłoka o numerze $n$ mieści najwyżej $2n^2$ elektronów (K - 2, L - 8, M - 18, N - 32). Powłoki dzielą się na podpowłoki: s (1 orbital, do 2 elektronów), p (3 orbitale, do 6 elektronów), d (5 orbitali, do 10 elektronów). Orbital to obszar wokół jądra, w którym najczęściej przebywa elektron; mieści najwyżej 2 elektrony.

12.Konfiguracja elektronowa: zapis pełny i skrócony

Podpowłoki zapełniają się w kolejności rosnącej energii: $\mathrm{1s,\,2s,\,2p,\,3s,\,3p,\,4s,\,3d,\,4p}$ - podpowłoka $\mathrm{4s}$ zapełnia się przed $\mathrm{3d}$. Zapis pełny podaje wszystkie podpowłoki z liczbą elektronów w wykładniku, np. sód ($Z = 11$): $\mathrm{1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^1}$. Zapis skrócony zastępuje elektrony wewnętrzne symbolem poprzedzającego gazu szlachetnego: sód $\mathrm{[Ne]\,3s^1}$, wapń ($Z = 20$) $\mathrm{[Ar]\,4s^2}$.

13.Zapis graficzny, zakaz Pauliego i reguła Hunda

W zapisie graficznym (klatkowym) orbital to kratka, a elektron - strzałka. Zakaz Pauliego: w jednym orbitalu są najwyżej 2 elektrony o przeciwnych spinach (strzałki w górę i w dół) - to elektrony sparowane. Reguła Hunda: w orbitalach jednej podpowłoki elektrony najpierw obsadzają pojedynczo wszystkie kratki, a dopiero potem tworzą pary. Dlatego azot ($\mathrm{2p^3}$) ma 3 elektrony niesparowane, a tlen ($\mathrm{2p^4}$) - 2.

14.Bloki konfiguracyjne s, p, d i elektrony walencyjne

Blok wskazuje podpowłokę, na którą trafia ostatni elektron atomu. Blok s - grupy 1 i 2 (oraz hel), blok p - grupy 13-18, blok d - grupy 3-12. W blokach s i p elektrony walencyjne leżą na ostatniej powłoce: w grupach 1-2 ich liczba równa się numerowi grupy, a w grupach 13-18 - numerowi grupy minus 10 (wyjątek: hel ma 2). Numer okresu to liczba powłok elektronowych.

15.Konfiguracje pierwiastków od skandu do cynku

Od skandu ($Z = 21$) do cynku ($Z = 30$) po zapełnieniu $\mathrm{4s}$ elektrony trafiają na $\mathrm{3d}$, np. żelazo ($Z = 26$): $\mathrm{[Ar]\,3d^6\,4s^2}$, cynk: $\mathrm{[Ar]\,3d^{10}\,4s^2}$. Dwa wyjątki to przejście (promocja) elektronu z $\mathrm{4s}$ na $\mathrm{3d}$, bo podpowłoka d zapełniona do połowy lub całkowicie jest trwalsza: chrom ($Z = 24$): $\mathrm{[Ar]\,3d^5\,4s^1}$, miedź ($Z = 29$): $\mathrm{[Ar]\,3d^{10}\,4s^1}$.

16.Przewidywanie ładunków jonów prostych

Atomy tworzą jony, oddając lub przyjmując elektrony tak, by uzyskać konfigurację gazu szlachetnego (oktet lub dublet). Metale grup 1, 2 i 13 oddają elektrony walencyjne: $\ce{Na+}$, $\ce{Mg^2+}$, $\ce{Al^3+}$. Niemetale grup 15, 16 i 17 przyjmują elektrony brakujące do oktetu: $\ce{N^3-}$, $\ce{S^2-}$, $\ce{Cl-}$. Ładunek takiego anionu to numer grupy minus 18.

17.Wiązania $\sigma$ i $\pi$

Wiązanie $\sigma$ (sigma) powstaje przez czołowe nałożenie się orbitali na osi łączącej jądra; każde wiązanie pojedyncze jest typu $\sigma$. Wiązanie $\pi$ (pi) powstaje przez boczne nałożenie się orbitali p i jest słabsze. Wiązanie podwójne to $1\sigma + 1\pi$, potrójne - $1\sigma + 2\pi$. Przykłady: $\ce{CO2}$ ($\ce{O=C=O}$) ma $2\sigma$ i $2\pi$, $\ce{N2}$ - $1\sigma$ i $2\pi$, eten $\ce{C2H4}$ - $5\sigma$ i $1\pi$.

18.Wiązanie koordynacyjne

Wiązanie koordynacyjne (donorowo-akceptorowe) to wiązanie kowalencyjne, w którym wspólną parę elektronów daje tylko jeden atom (donor, ma wolną parę elektronową), a drugi (akceptor) ma lukę elektronową. Przykład: $\ce{NH3 + H+ -> NH4+}$ - azot oddaje wolną parę kationowi wodoru. Występuje też w jonie oksoniowym $\ce{H3O+}$, w tlenku węgla(II) $\ce{CO}$, w $\ce{SO2}$, $\ce{SO3}$ i w kwasach tlenowych, np. $\ce{HNO3}$, $\ce{H2SO4}$.

19.Wiązanie wodorowe

Wiązanie wodorowe to przyciąganie między atomem wodoru połączonym z silnie elektroujemnym atomem (F, O lub N) a wolną parą elektronową atomu F, O lub N innej cząsteczki. Jest dużo słabsze od kowalencyjnego, ale podnosi temperaturę wrzenia: woda wrze w 100°C, a cięższy siarkowodór $\ce{H2S}$ - w około -60°C; $\ce{HF}$ wrze wyżej niż $\ce{HCl}$. Dzięki wiązaniom wodorowym lód ma mniejszą gęstość niż woda i pływa po niej.

20.Glin - właściwości i występowanie

Glin ($\ce{Al}$) to srebrzystobiały, lekki metal (gęstość $2{,}7~\mathrm{g/cm^3}$), kowalny, dobrze przewodzący prąd i ciepło. To najpowszechniejszy metal skorupy ziemskiej; występuje tylko w związkach, głównie w glinokrzemianach i w boksycie, z którego się go otrzymuje. Na powietrzu pokrywa się cienką, szczelną warstewką tlenku $\ce{Al2O3}$, która chroni go przed korozją (pasywacja). Stosowany na folię, puszki, przewody i lekkie stopy (duraluminium).

21.Reakcje glinu i wodorotlenku glinu

Glin spala się: $\ce{4Al + 3O2 -> 2Al2O3}$, a z kwasem chlorowodorowym wypiera wodór: $\ce{2Al + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H2}$. W aluminotermii odbiera tlen tlenkom metali, np. $\ce{2Al + Fe2O3 -> Al2O3 + 2Fe}$ (spawanie szyn). Wodorotlenek glinu $\ce{Al(OH)3}$ jest amfoteryczny - reaguje z kwasami i z zasadami: $\ce{Al(OH)3 + 3HCl -> AlCl3 + 3H2O}$, $\ce{Al(OH)3 + NaOH -> Na[Al(OH)4]}$.

22.Rtęć

Rtęć ($\ce{Hg}$) to jedyny metal, który w temperaturze pokojowej jest cieczą; jest srebrzysta i bardzo gęsta ($13{,}6~\mathrm{g/cm^3}$). Jej pary i związki są silnie trujące. W przyrodzie występuje głównie jako cynober - siarczek rtęci(II) $\ce{HgS}$. Z wieloma metalami tworzy stopy zwane amalgamatami. Rozlaną rtęć zbiera się i posypuje siarką, która wiąże ją w nielotny siarczek: $\ce{Hg + S -> HgS}$. Dawniej stosowana w termometrach i barometrach.

23.Srebro

Srebro ($\ce{Ag}$) to biały, połyskliwy metal szlachetny - najlepszy przewodnik prądu i ciepła spośród metali. Występuje w stanie rodzimym i w rudach, często razem z miedzią i ołowiem. Nie wypiera wodoru z kwasów, ale roztwarza się w kwasie azotowym(V): $\ce{3Ag + 4HNO3 -> 3AgNO3 + NO + 2H2O}$ (kwas rozcieńczony). Czernieje w powietrzu zawierającym siarkowodór, bo tworzy się czarny siarczek srebra $\ce{Ag2S}$. Stosowane w biżuterii i elektronice; jony $\ce{Ag+}$ działają bakteriobójczo.

24.Złoto

Złoto ($\ce{Au}$) to żółty, bardzo gęsty ($19{,}3~\mathrm{g/cm^3}$) i najbardziej kowalny metal - można z niego wyklepać folię cieńszą od kartki papieru. Jest metalem szlachetnym: nie koroduje i nie reaguje z pojedynczymi kwasami; roztwarza się w wodzie królewskiej (mieszaninie stężonych kwasów chlorowodorowego i azotowego(V) w stosunku objętościowym 3 : 1). Występuje w stanie rodzimym (samorodki, piasek złotonośny). Próba 585 oznacza 585 części złota na 1000 części stopu.

25.Siarka - właściwości, odmiany i występowanie

Siarka ($\ce{S}$) to żółte, kruche ciało stałe, nierozpuszczalne w wodzie i niezwilżane przez nią (proszek siarki pływa po wodzie). Występuje w stanie rodzimym (złoża koło Tarnobrzega), w siarczkach (piryt $\ce{FeS2}$, galena $\ce{PbS}$) i siarczanach (gips). Odmiany: rombowa i jednoskośna (obie z cząsteczek $\ce{S8}$) oraz siarka plastyczna, powstająca po wlaniu stopionej siarki do zimnej wody. Spala się niebieskim płomieniem: $\ce{S + O2 -> SO2}$.

26.Ważne związki siarki

Tlenek siarki(IV) $\ce{SO2}$ to bezbarwny gaz o duszącym zapachu; z wodą daje kwas siarkowy(IV) $\ce{H2SO3}$ i przyczynia się do kwaśnych opadów. Utleniony do tlenku siarki(VI) ($\ce{2SO2 + O2 <--> 2SO3}$, z katalizatorem) i połączony z wodą daje kwas siarkowy(VI): $\ce{SO3 + H2O -> H2SO4}$. Stężony $\ce{H2SO4}$ jest higroskopijny i zwęgla cukier; rozcieńczając, wlewa się kwas do wody. Siarkowodór $\ce{H2S}$ to trujący gaz o zapachu zgniłych jaj.

27.Krzem

Krzem ($\ce{Si}$) to po tlenie najbardziej rozpowszechniony pierwiastek skorupy ziemskiej. Występuje tylko w związkach: jako krzemionka $\ce{SiO2}$ (kwarc, piasek) oraz w krzemianach i glinokrzemianach (np. skalenie, glinki). Jest szarym, twardym i kruchym półmetalem o metalicznym połysku. Jest półprzewodnikiem, dlatego służy do produkcji układów scalonych i ogniw słonecznych. Związki krzemu wykorzystuje się do wyrobu szkła, ceramiki i cementu.

28.Tlenek krzemu(IV) - charakter chemiczny i trawienie szkła

Tlenek krzemu(IV) $\ce{SiO2}$ to twarde ciało stałe o wysokiej temperaturze topnienia, nierozpuszczalne w wodzie. Jest tlenkiem kwasowym, choć z wodą nie reaguje: z zasadami i tlenkami zasadowymi (po stopieniu) tworzy krzemiany: $\ce{SiO2 + 2NaOH -> Na2SiO3 + H2O}$, $\ce{SiO2 + CaO -> CaSiO3}$. Spośród kwasów reaguje tylko z kwasem fluorowodorowym - na tym polega trawienie szkła: $\ce{SiO2 + 4HF -> SiF4 + 2H2O}$.

29.Otrzymywanie kwasu krzemowego

Kwas krzemowy $\ce{H2SiO3}$ nie powstaje z tlenku i wody, więc otrzymuje się go z soli: do roztworu krzemianu sodu $\ce{Na2SiO3}$ (szkła wodnego) dodaje się mocniejszy kwas, np. chlorowodorowy: $\ce{Na2SiO3 + 2HCl -> H2SiO3 + 2NaCl}$. Obserwacja: wytrąca się biały, galaretowaty osad. Wniosek: kwas krzemowy jest słabszy od kwasu chlorowodorowego i trudno rozpuszczalny w wodzie. Taki sam osad powstaje po przepuszczeniu tlenku węgla(IV) przez szkło wodne.

30.Fosfor biały i fosfor czerwony

Fosfor ($\ce{P}$) tworzy odmiany alotropowe. Fosfor biały (cząsteczki $\ce{P4}$) jest miękki jak wosk, bardzo trujący i tak reaktywny, że na powietrzu sam się zapala, dlatego przechowuje się go pod wodą; w ciemności świeci. Fosfor czerwony jest znacznie mniej aktywny i nietrujący; znajduje się w draskach pudełek zapałek. Obie odmiany spalają się do tego samego tlenku, co dowodzi, że to ten sam pierwiastek.

31.Związki fosforu i jego występowanie

Fosfor występuje tylko w związkach, głównie w fosforanach(V): fosforytach i apatytach. Fosforan(V) wapnia $\ce{Ca3(PO4)2}$ buduje kości i zęby, a fosfor wchodzi też w skład DNA. Spalanie fosforu: $\ce{P4 + 5O2 -> P4O10}$ - powstaje biały dym tlenku fosforu(V), który z wodą daje kwas fosforowy(V): $\ce{P4O10 + 6H2O -> 4H3PO4}$. Fosforany są składnikiem nawozów mineralnych.

32.Azot

Azot ($\ce{N2}$) to bezbarwny, bezwonny gaz, główny składnik powietrza (około 78% objętości). Jest mało aktywny chemicznie, bo atomy w cząsteczce łączy trwałe wiązanie potrójne $\ce{N#N}$ ($1\sigma$ i $2\pi$). Służy jako gaz ochronny (np. w opakowaniach żywności), a ciekły azot (-196°C) - do zamrażania. Wchodzi w skład białek; bakterie brodawkowe roślin motylkowych wiążą azot z powietrza. Ważne związki: amoniak, kwas azotowy(V) i azotany(V) (saletry - nawozy).

33.Amoniak i sole amonowe

Amoniak $\ce{NH3}$ to bezbarwny gaz o ostrym, duszącym zapachu, lżejszy od powietrza i bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie. Jego roztwór (woda amoniakalna) ma odczyn zasadowy: $\ce{NH3 + H2O <--> NH4+ + OH-}$. Z chlorowodorem tworzy biały dym chlorku amonu: $\ce{NH3 + HCl -> NH4Cl}$. Przemysłowo otrzymuje się go z azotu i wodoru: $\ce{N2 + 3H2 <--> 2NH3}$ (wysokie ciśnienie, katalizator). Sole amonowe zawierają kation $\ce{NH4+}$.

34.Fluorowce (grupa 17) - właściwości

Fluorowce to fluor, chlor, brom i jod. Mają po 7 elektronów walencyjnych, tworzą cząsteczki dwuatomowe ($\ce{F2}$, $\ce{Cl2}$, $\ce{Br2}$, $\ce{I2}$) i aniony o ładunku -1. W temperaturze pokojowej: fluor - jasnożółty gaz, chlor - żółtozielony gaz, brom - brunatnoczerwona ciecz (jedyny ciekły niemetal), jod - ciemnofioletowe kryształy, które po ogrzaniu sublimują w fioletowe pary. Są trujące i w przyrodzie występują tylko w związkach.

35.Aktywność fluorowców

Aktywność chemiczna fluorowców maleje w grupie od fluoru do jodu; fluor jest najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem. Fluorowiec bardziej aktywny wypiera mniej aktywny z jego soli: $\ce{Cl2 + 2KBr -> 2KCl + Br2}$, $\ce{Br2 + 2KI -> 2KBr + I2}$. Reakcje odwrotne nie zachodzą - jod nie wyprze ani bromu, ani chloru. Wydzielenie bromu lub jodu widać po brunatnym zabarwieniu roztworu.

36.Chlor i jego związki

Chlor występuje w przyrodzie głównie w chlorku sodu $\ce{NaCl}$ (sól kamienna, woda morska). W laboratorium otrzymuje się go z kwasu chlorowodorowego i tlenku manganu(IV): $\ce{MnO2 + 4HCl -> MnCl2 + Cl2 + 2H2O}$. W wodzie częściowo reaguje: $\ce{Cl2 + H2O <--> HCl + HClO}$ - powstający kwas chlorowy(I) działa wybielająco i bakteriobójczo, dlatego chlor służy do dezynfekcji wody. Chlorowodór rozpuszczony w wodzie to kwas chlorowodorowy (solny).

37.Wykrywanie jonów halogenkowych i jodu

Jony chlorkowe, bromkowe i jodkowe wykrywa się roztworem azotanu(V) srebra - powstają trudno rozpuszczalne osady: $\ce{Ag+ + Cl- -> AgCl}$ (biały, ciemnieje na świetle), $\ce{AgBr}$ (jasnożółty), $\ce{AgI}$ (żółty). Jod wykrywa się skrobią - powstaje granatowe zabarwienie. Fluorowce w życiu codziennym: fluorki w pastach do zębów, jod w soli jodowanej (dla tarczycy), jodyna - roztwór jodu w etanolu do odkażania.

38.Odmiany alotropowe węgla. Diament

Odmiany alotropowe to formy tego samego pierwiastka różniące się budową (ułożeniem atomów), a przez to właściwościami. Węgiel tworzy m.in. diament, grafit, fulereny i grafen. W diamencie każdy atom węgla łączy się wiązaniami kowalencyjnymi z czterema innymi w trwałą sieć przestrzenną. Dlatego diament jest najtwardszym minerałem naturalnym, jest przezroczysty, silnie załamuje światło i nie przewodzi prądu. Służy w narzędziach tnących, wiertłach i jubilerstwie (brylant to oszlifowany diament).

39.Grafit

W graficie atomy węgla tworzą płaskie warstwy z sześciokątów: każdy atom łączy się z trzema innymi, a czwarty elektron może się swobodnie przemieszczać. Warstwy są przyciągane słabo, więc łatwo się po sobie przesuwają. Dlatego grafit jest szary, miękki, tłusty w dotyku i przewodzi prąd elektryczny; służy w ołówkach, elektrodach i smarach. Diament i grafit spalone w tlenie dają tylko tlenek węgla(IV): $\ce{C + O2 -> CO2}$ - to dowód, że oba są czystym węglem.

40.Fulereny, grafen, nanorurki i węgiel bezpostaciowy

Fulereny to kuliste cząsteczki z atomów węgla, np. $\ce{C60}$ o kształcie piłki futbolowej (pięciokąty i sześciokąty). Grafen to pojedyncza warstwa grafitu grubości jednego atomu - bardzo wytrzymała i dobrze przewodząca prąd; zwinięty w rurkę tworzy nanorurki węglowe. Węgiel o nieuporządkowanej budowie (sadza, węgiel drzewny, koks) nazywa się bezpostaciowym; węgiel aktywny dzięki ogromnej powierzchni pochłania (adsorbuje) gazy i barwniki - w filtrach, maskach i lekach.