Otvori glavni izbornik
ugljik
Osnovna svojstva

Kemijski element
Simbol
Atomski broj

ugljik
C
6
Kemijska skupina nemetali
Grupa, perioda, Blok 14, 2, p
Izgled bezbojna krutina (dijamant)
crna krutina (grafit)
Diamond-and-graphite-with-scale.jpg
crna krutina (čađ)
fuleren
Gustoća1 2267 kg/m3
Tvrdoća 1 do 2 (grafit)
10,0 (dijamant)
(Mohsova skala)
Specifični toplinski kapacitet (cp ili cV)2

(25 °C) (grafit) 8,517 J mol–1 K–1

Talište pri standardnom tlaku nema °C
Vrelište3 sublimira pri 3642 °C
Toplina taljenja 117 kJ mol-1
Toplina isparavanja 715 kJ mol-1

1 pri standardnom tlaku i temperaturi
2 pri konstantnom tlaku ili volumenu
3 pri standardnom tlaku

Atomska svojstva
Atomska masa 12,0107(8)
Elektronska konfiguracija [He] 2s22p2

Ugljik je kemijski element koji u periodnom sustavu elemenata nosi simbol C, atomski (redni) broj mu je 6, a atomska masa mu iznosi 12,0107(8).

Od ukupne količine ugljika na Zemlji, 99,8% je vezano u mineralima, uglavnom karbonatima, što i nije čudno ako znamo da su cijeli gorski lanci građeni od vapnenca i dolomita. Samo 0,01% ugljika vezano je u živim bićima. Velike su količine ugljika koncentrirane u nalazištima fosilnih goriva (nafta, ugljen, zemni plin). U atmosferi se pojavljuje kao ugljikov(IV) oksid, CO2, volumnog udjela 0,033%. Nalazimo ga i u morskoj vodi u obliku hidrogenkarbonata ili otopljenog ugljikova(IV) oksida. Ima ga i u Svemiru, gdje sudjeluje u termonuklearnim reakcijama na tzv. „vrućim zvijezdama“. Ugljik, poslije vodika, tvori više spojeva nego svi ostali kemijski elementi zajedno. Razlog tome je što se ugljikovi atomi u spojevima mogu međusobno povezivati jednostrukim, dvostrukim i trostrukim kovalentnim vezama na različite načine u dugačke lance i prstenove. To su uglavnom organski spojevi koji se zbog svoje brojnosti obrađuju u posebnom dijelu kemije – organskoj kemiji.
U prirodi se ugljik pojavljuje kao elementarna tvar i u obliku svojih spojeva.

Alotropske modifikacije ugljika (i njihova svojstva)Uredi

Talište ugljik nema, jer grafit sublimira, dok je dijamantu talište na 3500°C.
Vrelište grafita je na 3642 °C, dok dijamantu nije poznato.
Gustoća grafita pri 25°C je 2,26, a dijamanta 3,51 g/cm3.
Koeficijent negativnosti mu je 2,5.

  • dijamant (najtvrđi poznati mineral). Vezivna struktura: 4 elektrona u sp3-orbitalama. Dijamant je proziran, vrlo tvrd (i vrlo skup!) mineral. Ne provodi električnu struju. Ugljikovi atomi u dijamantu povezani su sa četiri susjedna ugljikova atoma u dijamantnu rešetku.
  • grafit Vezivna struktura: 3 elektrona u sp2-orbitalama i 1 elektron u p-orbitali. Grafit je mekana, sivocrna, lomljiva tvar, masna opipa. Grafit provodi električnu struju. Kristali grafita sastoje se od slojeva, a u svakom sloju atomi su poredani kao šesteročlani prstenovi.
  • fuleren Zatvorene strukture, napravljene od peteročlanih i šesteročlanih, a ponekad i sedmeročlanih prstenova. Najpoznatiji i najstabilniji fuleren je bakminsterfuleren, C60, čija struktura podsjeća na nogometnu loptu. Fulereni su ime dobili po poznatom američkom arhitektu Buckminsteru Fulleru (1895. - 1983.).
  • karbin Lanci ugljikovih atoma povezanih σ vezama koje se ostvaruju preklapanjem sp hibridnih orbitala i π vezama, koje se ostvaruju preklapanjem p orbitala.
Bakminsterfuleren, C60

Ugljik se pojavljuje i u više drugih oblika poznatih kao amorfni ugljik (aktivni ugljen, ugljen, koks, čađa). Svi oblici amorfnog ugljika nisu čisti ugljik i sastoje se od sitnih čestica grafitne strukture.

Upotreba ugljikaUredi

Grafit se upotrebljava za proizvodnju olovaka, u strojarstvu kao mazivo za ležajeve i ključanice, u nuklearnoj industriji za izgradnju nuklearnih reaktora itd. Ljepši primjerci dijamanta upotrebljavaju se za izradu skupocjenog nakita, a oni manje lijepi za izradu alata za rezanje, bušenje, brušenje i poliranje.

Kemija ugljikaUredi

Ugljik tvori vrlo stabilne ugljik-ugljik veze, kao i veze s mnogim drugim elementima što uzrokuje enormni broj ugljikovih spojeva. Kemiju ugljikovih spojeva, osim karbida, karbonata, cijanida, ugljikovih oksida i sulfida proučava organska kemija.

Ugljikovi halogenidiUredi

Tetrafluorougljik je stabilna tvar koja se dobiva kao krajnji produkt fluoriranja organskih spojeva. U laboratoriju se pripravlja fluoriranjem silicijevog karbida.

Tetraklorougljik je bezbojna tekućina pri sobnoj temperaturi i atmosferskim tlakom. Često se koristi kao otapalo.

Tetrabromougljik je tamno žuta krutina na sobnoj temperaturi. Netopljiv je u vodi i drugim polarnim otapalima.

Tetrajodougljik je svjeto crvena krutina mirisa sličnog jodu. Pripravlja se reakcijom etil-jodida i tetraklorougljika uz aluminijev tri klorid.

tvar talište vrelište stabilnost
CF4 '-185' '-128' stabilan
CCl4 '-23' 76 umjereno stabilan
CBr4 93 190 sporo se raspada na temperaturi vrelišta
CI4 171 raspada se prije vrelišta

Oksidi ugljikaUredi

Unatoč tome što ugljik tvori golemi broj različitih spojeva, pri sobnoj je temperaturi slabo kemijski reaktivan. S kisikom tvori dvije vrste spojeva: ugljikov(II) oksid (monoksid) i ugljikov(IV) oksid (ugljikov dioksid).

Ugljikov monoksid (CO) nastaje pri izgaranju ugljikovih spojeva uz ograničeni dotok kisika. Industrijski se proizvodi kao generatorski plin, izgaranjem koksa u generatoru, ili kao vodeni plin, u smjesi sa vodikom, reakcijom generatorskog plina s vodenom parom. Ugljikov monoksid je vrlo toksičan jer se veže s hemoglobinom na sličan način kao i kisik, ali mnogo snažnije i stalnije.

Ugljikov dioksid (CO2) je bezbojni plin, bez mirisa. Dobiva se izgaranjem ugljika ili ugljikovih spojeva, ili reakcijom kiselina s karbonatima. Ugljikov dioksid je inertni plin i često se koristi kao inertna atmosfera u slučajevima gdje prisutnost kisika može biti štetna.

Ugljikov suboksid (C3O2) je plin neugodnog mirisa, koji se formira dehidriranjem malonske kiseline fosforovim 5 oksidom u vakuumu pri 140 do 150 ºC. Ugljikov suboksid ima linearnu molekulu: O=C=C=C=O. Stabilan je na temperaturi vrelišta dušika: –78 ºC, a na 25ºC polimerizira.

Anhidrid melne kiseline(C12O9)

Ugljik formira i druge, nestabilne okside: C2O, C2O3, CO3.

KarbidiUredi

Vista-xmag.pngPodrobniji članak o temi: Karbidi
Karbidi 1., 2., 12. grupe, te aluminija su ionski karbidi. Struktura ovih karbida sadrže izoliranje ugljikove atome (Be2C, Al4C3), acetilidne ione (C22-) (CaC2, MgC2, BeC2, BaC2, ZnC2, Na2C2, K2C2), ili C34- anion. Hidrolizom ovih karbida dobiva se metan, acetilen ili alen, ovisno od kojeg iona je karbid sastavljen.

Karbidi prijelaznih metala: Rani prijelazni metali (Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W) tvore karbide s metalnim karakterom. Ovi metali, u svojoj strukturi, imaju međuprostore koji odgovaraju veličini ugljikovog atoma. Ugljik u međuprostorima čini ovakve karbide izuzetno stabilnima, vrlo visokih tališta i kemijski inertnim materijalima. Karbidi 7. 8. 9. i 10. skupine su nestabilniji od karbida ranih prijelaznih metala, otapaju se u vodi ili kiselinama. Karbidi lantanida i aktinida imaju formulu i strukturu sličnu acetilidima, ali hidrolizom s vodom daju metan.

Kovalentni karbidi su karbidi nemetala. Odlikuju se velikom tvrdoćom i često se koriste kao abrazivna sredstva.

Vanjske povezniceUredi