Struktura

Uhlík

Uhlík, carboneum, 6C

Uhlík se v přírodě vyskytuje jako čistý prvek ve formě diamantu nebo grafitu (tuhy). Vázaný je součástí oxidu uhličitého CO2, který je ve vzduchu a minerálních vodách; nerozpustných uhličitanů: vápenec (kalcit, aragonit) CaCO3, magnezit MgCO3, dolomit CaCO∙ MgCO3, siderit (ocelek) FeCO3; fosilních paliv (uhlí, ropa, zemní plyn). Uhlík je základní biogenní prvek, tvoří základ většiny organických sloučenin. V nich se uhlík spojuje do nejrůznějších řetězců , a proto je organických sloučenin mnohem více než tvoří všechny ostatní prvky dohromady. Těmito sloučeninami se zabývá samostatná chemická disciplína, tzv. organická chemie.

Izotopy uhlíku jsou tři: 98,9% je 12C, další jsou 13C a 14C (radioaktivní).

Diamanty lze vyrobit z grafitu za vysokých teplot a obrovských tlaků. V posledních třiceti letech byly objeveny nebo vyrobeny další modifikace uhlíku jako např. fullereny, grafen či uhlíkové nanotrubice. Tepelným rozkladem organických sloučenin za nepřístupu vzduchu lze vyrobit další formy čistého uhlíku - koks, saze, živočišné uhlí, aktivní uhlí.

Vlastnosti

Vlastnosti diamantu a grafitu jsou přehledně uvedeny v následující tabulce:

 Diamant

 Grafit

 krystaluje v krychlové soustavě

Obr. 1: Struktura diamantu

 

 krystaluje v šesterečné soustavě

Obr. 2: Struktura grafitu

 nejtvrdší nerost

 měkký

 bezbarvý

 šedočerný, kovově lesklý

 čirý, průhledný

 neprůhledný

 nevede teplo a elektrický proud

 vede teplo a elektrický proud

Všechny modifikace uhlíku jsou málo reaktivní, reagují až za vysoké teploty:

C + 2 F2 → CF4

Všechny modifikace včetně grafitu a diamantu na vzduchu hoří:

2 C + O2 → 2 CO     při nedostatku kyslíku

C + O2 → CO2         za dostatečného přístupu kyslíku

Uhlík má redukční účinky:

C + 4 HNO3 → CO2 + 4 NO2 + 2 H2O

C + 2 H2SO4 → CO2 + 2 SO2 + 2 H2O

Fe2O3 + 3 C → 3 CO + 2 Fe

Jako jediný prvek má schopnost tvořit řetězce uhlíkových atomů spojených jednoduchou, dvojnou nebo trojnou vazbou (organické sloučeniny).

Použití

Diamanty čiré a průhledné se brousí nejčastěji do tvaru briliantu a využívají se v klenotnictví. Ostatní diamanty, tzv. technické, se používají jako nože na řezání skla, k opracovávání tvrdých materiálů, jako hlavice vrtných souprav nebo ložiska přesných přístrojů.

Grafit se používá k výrobě tužek, elektrod a tavících kelímků, jako mazadlo ložisek, moderátor (zpomalovač neutronů) v jaderných reaktorech.

Koks má využití jako palivo, k redukci kovů z rud (Fe, Sn, Ni, Zn), k výrobě vodíku, fosforu, křemíku.

Aktivní uhlí má velký povrch, a proto schopnost adsorpce plynů (např. v plynových maskách) i jiných látek (např.živočišné uhlí).

Fullereny a uhlíkové nanotrubice mají využití v nanotechnologiích, grafen v elektronických a optických aplikacích.

Obr. 3: Fulleren C60

Sloučeniny uhlíku

Karbidy jsou binární sloučeniny uhlíku s kovy, borem a křemíkem.

Karbid vápenatý CaC2 se vyrábí z oxidu vápenatého a koksu za vysoké teploty:

CaO + 3 C → CaC2 + CO

Reaguje s vodou za vzniku acetylenu:

CaC2 + 2 H2O → C2H2 + Ca(OH)2

Karbid křemičitý SiC lze obdobně vyrobit z oxidu křemičitého:

SiO2 + 3 C → SiC + 2 CO

Je tvrdý, ale méně než diamant. Nereaguje s vodou. Používá se jako brusivo (karborundum, brusný papír).

Uhlovodíky jsou sloučeniny uhlíku s vodíkem a podobně jako všechny organické sloučeniny jsou předmětem studia organické chemie.

Chlorid uhličitý (tetrachlormethan) CCl4 se používá jako nepolární rozpouštědlo organických látek a do hasicích přístrojů. Nesmí se však používat při hašení v uzavřené místnosti, protože vzniká jedovatý plyn fosgen COCl2.

Sirouhlík CS2 je jedovatá bezbarvá hořlavá kapalina. Vyrábí se přímou syntézou:

C + 2 S → CS2

Používá se jako nepolární rozpouštědlo.

Kyanovodík HCN je prudce jedovatý plyn (váže se nevratně na železo v hemoglobinu a zabraňuje tomu, aby se vázal kyslík). Je rozpustný ve vodě:

HCN + H2O ⇆ H3O+ + CN

Vzniklá kyselina je velmi slabá, její soli kyanidy jsou rovněž prudké jedy:

CN + H2O ⇆ HCN + OH

Kyanid draselný KCN je známý jed cyankali.

Oxid uhelnatý CO je obsažen ve výfukových plynech motorových vozidel. Vzniká nedokonalým spalováním uhlíku (při nedostatku kyslíku):

2 C + O2 → 2 CO

Vzniká také při redukci oxidů uhlíkem za vysokých teplot.

Je to bezbarvý, velmi jedovatý plyn (váže se nevratně na železo v hemoglobinu), je bez zápachu a velmi reaktivní. Má redukční účinky, kterých se využívá při výrobě železa ve vysokých pecích:

3 Fe2O3 + CO → CO2 + 2 Fe3O4

Fe3O4 + CO → CO2 + 3 FeO

FeO + CO → CO2 + Fe

Je nerozpustný ve vodě, nereaguje s vodou ani s kyselinami a hydroxidy. Používá se k redukci kovů z rud a jako průmyslové palivo: generátorový plyn (směs CO + N2 + CO2) nebo vodní plyn (směs CO + H2).

Oxid uhličitý CO2 je výchozí látkou pro fotosyntézu, která probíhá v zelených částech rostlin působením sluneční energie. Reakci katalyzuje chlorofyl:

6 CO2 + 6 H2O → C6H12O6 + 6 O2

Rovněž je produktem oxidace organických látek v organismu.

Vyskytuje se ve vzduchu (0,03%) a je obsažen v krvi. Připravit lze vytěsněním z uhličitanů:

CaCO3 + 2 HCl → CO2 + CaCl2 + H2O

Vyrábí se:

1. Vymrazováním vzduchu před jeho frakční destilací

2. Pálením vápence:

CaCO3 → CO2 + CaO

3. Přímou syntézou – hořením uhlíku:

C + O2 → CO2

4. Z methanu a vodní páry:

CH4 + 2 H2O (g) → CO2 + 4 H2O

Oxid uhličitý je bezbarvý plyn slabě kyselé chuti, není jedovatý, ale je nedýchatelný. Má větší hustotu než vzduch, dá se zkapalnit a ztužit (suchý led). Tuhý sublimuje při teplotách vyšších než –78 °C. Je málo reaktivní, reaguje s vodou tak, že vzniká slabě kyselý roztok:

CO2 + 2 H2O ⇆ H3O+ + HCO3

Přepravuje se v ocelových lahvích s černým pruhem. Používá se do hasících přístrojů a k výrobě nealkoholických nápojů. Kapalným se odstraňují tuky z potravin a kofein z kávy. Pevný (suchý led) se využívá k chlazení.

Kyselina uhličitá H2CO3 existuje pouze ve zředěném vodném roztoku. Je to velmi slabá dvojsytná kyselina, která tvoří dvě řady solí – uhličitany a hydrogenuhličitany.

Hydrogenuhličitany jsou sloučeniny obsahující anion HCO3. Jsou rozpustné ve vodě, způsobují přechodnou tvrdost vody (hydrogenuhličitany vápenatý a hořečnatý). Tepelným rozkladem hydrogenuhličitanů alkalických kovů vznikají uhličitany:

2 NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O

Hydrogenuhličitan sodný (jedlá soda) NaHCO3 se používá v potravinářství (do kypřících prášků do pečiva) a lékařství (proti pálení žáhy).

Uhličitany jsou sloučeniny s aniontem CO3 2– . Jsou nerozpustné ve vodě (kromě Na2CO3, K2CO3). Zahříváním se rozkládají:

CuCO3 → CuO + CO2

Rozložit je můžeme i působením kyselin. V přírodě tak vznikají krasové jevy. Působením slabé kyseliny uhličité se rozpouští ve vodě jinak nerozpustný vápenec CaCO3. Zpětná reakce zase vystihuje vznik krápníků v jeskyních.

CaCO3 + CO2 + H2O ⇆ Ca(HCO3)2

Uhličitan sodný (soda) Na2CO3 se vyrábí Solvayovou metodou:

NaCl + NH3 + CO2 + H2O → NaHCO3 + NH4Cl

2 NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2

Používá se k odstraňování tvrdosti vody a k výrobě sodných solí, skla a mýdla.

Dekahydrát uhličitanu sodného Na2CO3 ∙ 10 H2O se nazývá krystalová soda.

Uhličitan draselný (potaš) K2CO3 má podobné využití jako soda –  k výrobě skla a mýdel.

Uhličitan vápenatý CaCO3 tvoří dva minerály: aragonit (krystaluje v kosočtverečné soustavě) a kalcit (krystaluje v klencové soustavě). Dále lze jako uhličitan vápenatý označit vápenec (kalcit s příměsemi), křídu (jemnozrnný kalcit vzniklý z vápenatých schránek drobných živočichů), mramor a travertin.

Ve stavebnictví se používá pálené vápno, které se vyrábí pálením vápence ve vápenkách:

CaCO3 → CaO + CO2

Mramor se používá jako dekorativní kámen.

Zdroje

  • BÁRTA, Milan. Chemické prvky kolem nás. 1. vydání. Brno: Edika, 2012. 112s. ISBN 978-80-266-0097-8.
  • BENEŠOVÁ, Marika a Hana SATRANOVÁ. Odmaturuj z chemie. 1.vydání. Brno: Didaktis, 2002. 208 s. ISBN 80-86285-56-1.
  • DVOŘÁČKOVÁ, Svatava. Rychlokurz chemie. 1. vydání. Olomouc: Rubico, 2000. 238 s. ISBN 80-85839-42-3.
  • FLEMR, Vratislav a Bohuslav DUŠEK. Chemie I/Obecná a anorganická. 1. vydání. Praha: SPN, 2001. 120 s. ISBN 80-7235-147-8.
  • KOTLÍK, Bohumír a Květoslava RŮŽIČKOVÁ. Chemie I v kostce. 1. vydání. Havlíčkův Brod: Fragment, 1996. 120 stran. ISBN 80-7200-056-X.
  • ŠRÁMEK, Vratislav a Ludvík KOSINA. Obecná a anorganická chemie. 1. vydání. Olomouc: FIN, 1996. 262 stran. ISBN 80-7182-003-2.

Obrázky

 

 

Obrázek

Content brillanten

Obr. 4: Diamant

Obrázek

Content 800px grafitov  d l  k 21

Obr. 5: Grafit

Obrázek

Content kalcit

Obr. 6: Kalcit

Obrázek

Content 800px aragonit 1

Obr. 7: Aragonit

Obrázek

Content mineraly.sk   magnezit

Obr. 8: Magnezit

Obrázek

Content 800px dolomit 2

Obr. 9: Dolomit

Obrázek

Content masaryk v d m  punkevn  jeskyn

Obr. 10: Krasové jevy - Masarykův dóm v Punkevních jeskyních

Zajímavost

Máte rádi lékořicové bonbóny nebo pendreky? Koukněte se na obal, jestli obsahují E153. Pokud ano, pak obsahují látku zvanou rostlinná čerň, což je lichotivý název pro saze...

Čti také

Víte, že v Českém Krumlově můžete ve stylovém oblečení sfárat do grafitového dolu?

Video

This div will be replaced by the JW Player.

Aktivní uhlí

Video

This div will be replaced by the JW Player.

Příprava oxidu uhličitého

Video

This div will be replaced by the JW Player.

Důkaz, že je oxid uhličitý těžší než vzduch

Video

This div will be replaced by the JW Player.

Model pěnového hasicího přístroje

Video

This div will be replaced by the JW Player.

Suchý led

Video

This div will be replaced by the JW Player.

Faraonův had

Video

This div will be replaced by the JW Player.

Reakce jedlé sody s octem

Video

This div will be replaced by the JW Player.

Peklo ve zkumavce

Logolink