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 CaCO₃∙ MgCO₃, siderit (ocelek) FeCO_3; 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 H₂CO₃existuje 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.