Ugljenik

Iz Vikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na: navigaciju, pretragu
Ugljenik,  6C
Diamond-and-graphite-with-scale.jpg
Opšta svojstva
Ime, simbol ugljenik, C
Ugljenik u periodnom sistemu
Vodonik (diatomski nemetal)
Helijum (plemeniti gas)
Litijum (alkalni metal)
Berilijum (zemnoalkalni metal)
Bor (metaloid)
Ugljenik (poliatomski nemetal)
Azot (diatomski nemetal)
Kiseonik (diatomski nemetal)
Fluor (diatomski nemetal)
Neon (plemeniti gas)
Natrijum (alkalni metal)
Magnezijum (zemnoalkalni metal)
Aluminijum (postprelazni metal)
Silicijum (metaloid)
Fosfor (poliatomski nemetal)
Sumpor (poliatomski nemetal)
Hlor (diatomski nemetal)
Argon (plemeniti gas)
Kalijum (alkalni metal)
Kalcijum (zemnoalkalni metal)
Skandijum (prelazni metal)
Titanijum (prelazni metal)
Vanadijum (prelazni metal)
Hrom (prelazni metal)
Mangan (prelazni metal)
Gvožđe (prelazni metal)
Kobalt (prelazni metal)
Nikl (prelazni metal)
Bakar (prelazni metal)
Cink (prelazni metal)
Galijum (postprelazni metal)
Germanijum (metaloid)
Arsen (metaloid)
Selen (poliatomski nemetal)
Brom (diatomski nemetal)
Kripton (plemeniti gas)
Rubidijum (alkalni metal)
Stroncijum (zemnoalkalni metal)
Itrijum (prelazni metal)
Cirkonijum (prelazni metal)
Niobijum (prelazni metal)
Molibden (prelazni metal)
Tehnecijum (prelazni metal)
Rutenijum (prelazni metal)
Rodijum (prelazni metal)
Paladijum (prelazni metal)
Srebro (prelazni metal)
Kadmijum (prelazni metal)
Indijum (postprelazni metal)
Kalaj (postprelazni metal)
Antimon (metaloid)
Telur (metaloid)
Jod (diatomski nemetal)
Ksenon (plemeniti gas)
Cezijum (alkalni metal)
Barijum (zemnoalkalni metal)
Lantan (lantanoid)
Cerijum (lantanoid)
Prazeodijum (lantanoid)
Neodijum (lantanoid)
Prometijum (lantanoid)
Samarijum (lantanoid)
Europijum (lantanoid)
Gadolinijum (lantanoid)
Terbijum (lantanoid)
Disprozijum (lantanoid)
Holmijum (lantanoid)
Erbijum (lantanoid)
Tulijum (lantanoid)
Iterbijum (lantanoid)
Lutecijum (lantanoid)
Hafnijum (prelazni metal)
Tantal (prelazni metal)
Volfram (prelazni metal)
Renijum (prelazni metal)
Osmijum (prelazni metal)
Iridijum (prelazni metal)
Platina (prelazni metal)
Zlato (prelazni metal)
Živa (prelazni metal)
Talijum (postprelazni metal)
Olovo (postprelazni metal)
Bizmut (postprelazni metal)
Polonijum (postprelazni metal)
Astat (metaloid)
Radon (plemeniti gas)
Francijum (alkalni metal)
Radijum (zemnoalkalni metal)
Aktinijum (aktinoid)
Torijum (aktinoid)
Protaktinijum (aktinoid)
Uranijum (aktinoid)
Neptunijum (aktinoid)
Plutonijum (aktinoid)
Americijum (aktinoid)
Kirijum (aktinoid)
Berklijum (aktinoid)
Kalifornijum (aktinoid)
Ajnštajnijum (aktinoid)
Fermijum (aktinoid)
Mendeljevijum (aktinoid)
Nobelijum (aktinoid)
Lorencijum (aktinoid)
Raderfordijum (prelazni metal)
Dubnijum (prelazni metal)
Siborgijum (prelazni metal)
Borijum (prelazni metal)
Hasijum (prelazni metal)
Majtnerijum (nepoznata hemijska svojstva)
Darmštatijum (nepoznata hemijska svojstva)
Rendgenijum (nepoznata hemijska svojstva)
Kopernicijum (prelazni metal)
Nihonijum (nepoznata hemijska svojstva)
Flerovijum (nepoznata hemijska svojstva)
Moskovijum (nepoznata hemijska svojstva)
Livermorijum (nepoznata hemijska svojstva)
Tenesin (nepoznata hemijska svojstva)
Oganeson (nepoznata hemijska svojstva)


C

Si
borugljenikazot
Atomski broj (Z) 6
Grupa, perioda grupa 14 (ugljenikova grupa), perioda 2
Blok p-blok
Kategorija   poliatomski nemetal
Rel. at. masa (Ar) 12,0107 u[1]
El. konfiguracija [He]2s22p2
po ljuskama
2, 4
Fizička svojstva
Boja crna; bezbojna (dijamant)
Agregatno stanje čvrsto
Tačka topljenja 3.773 K
Tačka ključanja 5.100 K
Gustina 2.267 kg/m3[2]
Molarna zapremina 5,29 ×10−6 m3/mol
Toplota isparavanja 355,8 kJ/mol
Pritisak pare Pa
Sp. topl. kapacitet 710 J/(kg·K)
Atomska svojstva
Oksidaciona stanja 4, 2
Osobine oksida slabo kiseli
Elektronegativnost 2,55 (Poling)
Energije jonizacije 1: 1.086,5 kJ/mol[3]
2: 2.352,6 kJ/mol[3]
3: 4.620,5 kJ/mol[3]
(ostale)
Atomski radijus 70 (67) pm
Kovalentni radijus 77 pm
Valsov radijus 170 pm
Ostalo
Kristalna struktura heksagonalna
Heksagonalna kristalna struktura za ugljenik
Brzina zvuka 18.350 m/s[4]
Topl. vodljivost 129 W/(m·K)
Sp. el. vodljivost 0,061 × 106/(m·ohm)
Mosova tvrdoća 0,5 (grafit)
10,0 (dijamant)
CAS broj 7440-44-0
referenceVikipodaci

Ugljenik, ugljik ili karbon (C, lat. carboneum) nemetal je IVA grupe.[5] Stabilni izotopi su mu: 12C i13C. Bitan nestabilan izotop je 14C (nastaje od 14N u gornjim slojevima atmosfere).[6] Ovaj četvorovalentni nemetal ima nekoliko alotropskih modifikacija:

  • dijamant (najtvrđi poznati prirodni mineral). Hemijska formula C. Vezivna struktura: 4 elektrona u 3-dimenzionim sp3-orbitalama
  • grafit (jedna od najmekših supstanci). Iste hemijske formule kao dijamant C. Vezivna struktura: 3 elektrona u 2-dimenzionalnim sp2-orbitalama i 1 elektron u p-orbitali.
  • fuleren Hemijska formula C60, danas ima široku primenu u poljoprivredi.

Ugljenik je zastupljen u zemljinoj kori u količini od 0,018%.

Ugljenik je bio poznat još u praistoriji. Da je hemijski element prvi je utvrdio Antoan Lavoazije. Međunarodni naziv je izveden od latinske reči carbo, ugalj.

Ugljenik je veoma rasprostranjen u prirodi. Broj poznatih jedinjenja ugljenika je preko 10 puta veći od poznatih jedinjenja svih ostalih elemenata.

Cela jedna grana hemije, organska hemija, se bazira na jedinjenjima koja u sebi sadrže ugljenik. Sem organskih jedinjenja veliki značaj imaju ugljen(II)oksid, ugljenik(IV)oksid, ugljena kiselina, karbidi i karbonati.

Zastupljenost[uredi]

Ugljenik je esencijalni element u biosferi, te po masenom udelu drugi najrasprostranjeniji element nakon kiseonika u živim organizmima. Sva živa tkiva su sastavljena iz organskih jedinjenja ugljenika. Međutim, geološki gledano on se ne ubraja u najrasprostranjenije elemente. Ugljenik je zastupljen u zemljinoj kori u količini od 0,087%.[7] On se nalazi u neživoj prirodi pretežno u obliku jedinjenja, ali i slobodan u obliku dijamanta i grafita. Glavna nalazišta dijamanata nalaze se u Africi (Južnoafrička Republika i Kongo) i Rusiji. Oni se često mogu naći u vulkanskim stenama poput kimberlita. Grafit se javlja relativno retko u metamorfnim stenama bogatim ugljenikom. Najznačajnija nalazišta su u Indiji i Kini.

Ugljenik se u prirodi najčešće može naći u obliku neorganskih karbonatnih stena (oko 2,8 · 1016 t). Karbonatne stene su veoma rasprostranjene na Zemlji i ponegde formiraju i cele planine. Jedna od najpoznatijih primera planina sastavljenih iz ovih stena su Dolomiti u Italiji. Najvažniji karbonatni minerali su kalcijum karbonat CaCO3 (sa brojnim modifikacijama: krečnjak, kreda, mramor), kalcijum magnezijum karbonat CaCO3 · MgCO3 (dolomit), gvožđe(II) karbonat FeCO3 i cink karbonat ZnCO3.

Poznata jedinjenja ugljenika su fosilna goriva ugalj, nafta i zemni plin. Ona nisu čisto ugljenikova jedinjenja, nego mešavine mnogih različitih organskih jedinjenja. Ona nastaju pretvaranjem biljnih (ugalj) i životinjskih (nafta i plin) ostataka pod velikim pritiskom. Najveća nalazišta uglja nalaze se u SAD, Kini i Rusiji, a u Bosni i Hercegovini veća nalazišta uglja se nalaze u okolini Banovića, Zenice, Kaknja, Sanskog Mosta, Breze, Živinica, Doboja (Stanari), Ugljevika, Gacka i drugih mesta. Najvažnije rezerve nafte se nalaze na Arapskom poluostrvu (Irak, Saudijska Arabija, Kuvajt), Meksičkom zalivu i Severnom moru. Nešto manje poznata su nalazišta čvrstog metan hidrata u velikim dubinama.

Ugljenik se nalazi u atmosferi u obliku ugljen-dioksida (ugljenik(IV) oksida). On je sastavni deo vazduha. U vazduhu ima prosečni udeo od oko 0,04%. Ugljenik dioksid nastaje pri sagorevanju jedinjenja koji sadrže ugljenik, prilikom disanja svih živih bića, vulkanskom aktivnošću i putem fotosinteze biljaka. Čak i u morskoj vodi rastvoreno je oko 0,01% CO2 (po masenom udelu).

U pogledu količine najveći deo ugljenika nalazi se u sastavu stena (litosfera). Svi ostali oblici ugljenika čine samo oko 0,1% ukupne količine ugljenika na Zemlji.

Stvaranje jezgra atoma ugljenika zahteva gotovo simultani trostruki sudar alfa čestica (jezgara helijuma) unutar središta ogromne zvezde giganta ili supergiganta, u procesu poznatim pod nazivom trostruki alfa proces, kao proizvod daljnjih reakcija nuklearne fuzije helijuma sa vodonikom ili drugom jezgrom helija stvara se izotop litijuma Li-5 i berilijuma Be-8, respektivno, a oba su vrlo nestabilna i gotovo odmah se raspadaju nazad u manja jezgra.[8] Ovo se dešava u uslovima temperature iznad 100 megakelvina i koncentracije helijuma koja se brzo širi i hladi što nije bilo slučaj u ranom svemiru, tako da ne postoje dokazi da su se značajne količine ugljenika kreirale tokom Velikog praska. Umesto toga, u unutrašnjosti zvezda u horizontalnoj ravni H-R dijagrama transformiraju se tri jezgra atoma helijuma u ugljenik pomoću ovog trostrukog alfa procesa.[9] Da bi ugljenik bio dostupan za formiranje života kakvog danas znamo, ovaj ugljenik mora biti raširen u svemiru kao prašina nakon eksplozije supernova, kao deo materijala od kojeg se kasnije formira druga i treća generacija zvezdanih sistema koje imaju prisutne planete formirane od takve prašine.[10] Sunčev sistem je zvezdani sistem treće generacije. Drugi mehanizam fuzije koji se odvija u zvezdama je CNO ciklus, u kojem ugljenik deluje kao katalizator omogućavajući odvijanje reakcije.

Rotacijska tranzicija različitih izotopskih oblika ugljenik monoksida (na primer 12CO, 13CO i C18O) se može otkriti u submilimetarskom rasponu talasnih dužina i koristi se u proučavanju formiranja novih zvezda u molekularnim oblacima.[11]

Osobine[uredi]

Fazni dijagram ugljenika

Pri normalnom pritisku i temperaturama ispod 4000 K grafit je termodinamički stabilnija modifikacija ugljika, što se vidi na faznom dijagramu. Zbog visoke energije aktiviranja i dijamant je stabilan na sobnoj temperaturi, a tek na temperaturi iznad 500 °C uočljivo se pretvara u grafit. Obrnuta transformacija iz grafita u dijamant je moguća uz pritisak od najmanje 20.000 bara (2 GPa). Za dovoljno brzu reakciju, temperatura bi trebala biti iznad 1500 °C a pritisak oko 60.000 bara što odgovara faznom dijagramu.

Ugljik ima najveću otpornost na visoke temperature od svih poznatih materijala. Ne topi se pri normalnom pritisku, nego sublimira pri temperaturi od 3915 K (3642 °C),[12] bez prethodnog gubljenja čvrstoće. Trojna tačka ugljenika je na 10,8 ± 0,2 MPa i 4600 ± 300 K.[13][14]

Ugljenik je dijamagnetičan. Pirolitički izdvojen grafit ima visoku anizotropiju u magnetskom susceptibilitetu (paralelno: = −85 · 10−6, vodoravno: = −450 · 10−6),[15], nasuprot njemu dijamant je izotropan ( = −22 · 10−6).

Alotropske modifikacije[uredi]

Glavni članci: Dijamant i Grafit

Ovaj četvorovalentni nemetal ima nekoliko alotropskih modifikacija. Dijamant je najtvrđi poznati mineral, kod kojeg atomi ugljika prave sp3-hibridizaciju sa tetraedarskim prostornim rasporedom. Svaki atom ugljika u dijamantu je povezan s četiri druga ugljikova atoma sigma vezom, te je čitav kristal jedan veliki molekul.

Alotropske modifikacije ugljika: grafit i dijamant

Grafit (jedna od najmekših supstanci) ima lisnatu strukturu. Svaki ugljenikov atom je povezan s tri druga ugljenikova atoma. To znači da je prisutna sp2-hibridizacija i tri hibrida leže u jednoj ravni. Preostali π-elektron formira dvostruku vezu, te je prisutna rezonancija. Kod grafita je zbog toga svaka od tri veze nešto pojačana, pa je on stabilniji od dijamanta za energiju rezonancije.[16] Razlike u fizičkim osobinama ove dve modifikacije su ekstremne. Dijamant je jedan od najtvrđih minerala, dok je grafit meka supstanca. Dijamant je najbolji provodnik toplote, dok je grafit izolator. Dijamant je izrazito transparentan, a grafit neproziran. Grafit je provodnik električne struje, dok je dijamant izolator. Osim grafita i dijamanta poznate su još neke alotropske modifikacije, kao npr. fulereni.

Lonsdaleit, nazvan takođe i heksagonalni dijamant, jeste jedna veoma retka modifikacija dijamanta. Ime je dobio po irskoj kristalografinji Katlin Lonsdejl, a pronađen je u Baringerovom krateru u Arizoni.[17] On nastaje kada se grafit izloži određenim ekstremnim uslovima, tj. veoma visokom pritisku i temperaturi koji se dešavaju na primer pri udaru meteora ili asteroida. Pri tome se zadržava heksagonalni karakter kristalne strukture grafita, ali za razliku od običnog grafita svaki atom ugljenika se veže kovalentnom vezom sa još četiri atoma.[18]

Amorfni ugljenik[uredi]

Postoji više oblika elementarnog ugljenika, pod zajedničkim nazivom amorfni ugljenik. Rentgenskom analizom je utvrđeno da čestice amorfnog ugljenika sadrže grafitnu strukturu, pa zbog toga amorfni ugljenik nije posebna alotropska modifikacija. Glavne vrste amorfnog ugljika su: aktivni ugalj, mineralni ugalj, koks, čađ.[16]

Pentagrafen[uredi]

Istraživači na Univerzitetu Virginia Komonvealt i univerzitetima u Japanu i Kini napravili su u augustu 2014. novu strukturnu varijantu ugljenika nazvanu pentagrafen. On se sastoji iz veoma tankih slojeva čistog ugljenika koji ima jedinstvenu strukturu, inspiriranu pentagonalnom šemom koja podseća na popločane ulicu u Kairu. Ovaj novootkriveni materijal je dinamički, termalno i mehanički stabilan. Istraživanja su pokazala da kada se pentagrafen umota u obliku valjka, takve nanocevi poseduju poluprovodničke osobine, bez obzira na njihovu hiralnost. Očekuje se da će ovaj materijal naći široku primenu u nanoelektronici i nanomehanici.[19]

Izotopi[uredi]

Ciklus 14C

Ugljenik ima dva stabilna izotopa: 12C i 13C. Izotop 12C je daleko uobičajeniji u prirodi i čini 98,9 % prirodnog ugljenika, dok na izotop 13C otpada 1,1%. Po definiciji izotop 12C je osnova za jedinicu atomske mase. Izotop 13C se može detektirati u NMR spektroskopskim ispitivanjima, jer ima drugačiji magnetski momenat od 12C.

Osim ova dva stabilna izotopa postoji još nekoliko nestabilnih. Najpoznatiji nestabilni izotop ugljika je 14C koji ima vreme poluraspada od 5730 godina. On nastaje prirodnim raspadanjem 14N u gornjim slojevima atmosfere.

Organski materijal, koji učestvuje u ugljenikovom ciklusu u prirodi, ima isti udeo 14C u odnosu na stabilne izotope kao i ugljenik u atmosferi. Nakon završetka razmene materija, na primer pri opadanju lišća sa drveta, ovaj odnos se postepeno smanjuje zbog radioaktivnog raspada. Merenjem odnosa količina izotopa 14C i stabilnih izotopa moguće je tačno proceniti starost predmeta koji je nastao od organskog materijala, što je poznato kao metoda datiranja ugljenikom C-14, a našla je primenu u arheologiji.

Istorija[uredi]

Rene Antoan Feršo de Reomir je 1772. pokazao da se gvožđe prevodi u čelik apsorpcijom suspstance, za koju se danas zna da je ugljenik.[20] Godine 1772, Antoan Lavoazje je dokazao da je dijamant forma ugljika, spaljivanjem uzorka ugljika i dijamanta, pri čemu je dokazao da ne nastaje voda kao produkt i da i jedan i drugi oslobađaju istu količinu ugljen-dioksida po gramu.

Karl Vilhelm Šile je dokazao da je grafit, za koji se mislilo da je oblik olova, u stvari oblik ugljenika.[21] Godine 1786, francuski naučnici Klod Luj Bertole, Gaspard Mong i C. A. Vandermond pokazali su da je ova supstanca ugljenik.[22] Oni su predložili ime karbon za ovaj element (lat. carbonum). Antoan Lavoazje uveo je ugljenik kao hemijski element u svojoj knjizi iz 1789. godine.[21]

Upotreba ugljenika[uredi]

Grafit se upotrebljava za proizvodnju olovaka, u mašinstvu kao mazivo za ležajeve i brave, u nuklearnoj industriji za izgradnju nuklearnih reaktora itd. Lepši primerci dijamanta upotrebljavaju se za izradu skupocenog nakita, a oni manje lepi za izradu alata za rezanje, bušenje, brušenje i poliranje.

Hemija ugljenika[uredi]

Najjednostavnije organsko jedinjenje: metan

Ugljenik je element koji posle vodonika može graditi najveći broj poznatih jedinjenja među svim elementima (vodonik je na prvom mjestu, jer većina jedinjenja ugljenika takođe sadrži i vodonik). Posebnost ugljika je da može praviti duge lance i prstenove molekula sa samim sobom kao i sa drugim elementima, a u molekulama može se spajati i dvostrukom i trostrukom vezom koristeći π-orbitale. Prilikom stvaranja višestrukih veza ugljeniku preostaje i jedan slobodan elektron, koji može dalje da reaguje, za razliku od takvih veza kod kiseonika i azota. To znači da se otvaraju mogućnosti za dalje reakcije i formiranje jedinjenja. Zbog svoje srednje snažne elektronegativnosti ima izuzetno dobre mogućnosti spajanja bilo sa elektropozitivnim kao i sa elektronegativnim elementima. U prirodnim organskim i neorganskim jedinjenjima nalazi se u oksidacijskim stanjima u celom rasponu od -IV do +IV.

Jedinjenja ugljenika se tradicionalno ubrajaju u organsku hemiju, uz samo nekoliko izuzetaka. Ova grana hemije ponekad se naziva i hemija ugljenika. Organska hemija obuhvata, zbog posebnih svojstava ugljenika, da gradi duge molekulske lance i kovalentne veze sa drugim atomima, više jedinjenja nego cela neorganska hemija. Biohemija je takođe dio organske ugljenikove hemije. Među najjednostavnija organska jedinjenja ubrajaju se alkani metan i etan.

Samo relativno mali broj jedinjenja ugljenika se tradicionalno ubraja u neorganska jedinjenja, među njima količinski su najvažnija jedinjenja sa kisionikom:

  • karbidi; jedinjenja ugljenika tipa ExCy, u kojima je ugljenik elektronegativniji deo molekula. Mnogi metali mogu graditi karbide. Oni su delimično izuzetno tvrdi i pogodni za izradu alata za rezanje (na primer volfram karbid)
  • ugljen-monoksid (CO, ugljenik monoksid), vrlo otrovan gas, koji deluje kao jako redukciono sredstvo i igra značajnu ulogu u industrijskom topljenju metala (na primer gvožđa)
  • ugljen-dioksid (CO2, ugljen(IV) oksid) je staklenički gas koji se otpušta u velikim količinama sagorevanjem fosilnih goriva (uglja, nafte i zemnog gasa). Otpušta ga i većina živih bića u procesu disanja, a za biljke je neophodan za proces fotosinteze. Ugljenik dioksid čini oko 0,038% Zemljine atmosfere, a procenjuje se da je pre industrijske ere njegova koncentracija u atmosferi iznosila oko 0,028%.
  • ugljenična kiselina (H2CO3) je metastabilni proizvod sastavljen od vode i u vodi rastvorenog CO2; srednje jaka kiselina, zbog neprestanog prelaska između ugljenične kiseline i rastvorenog CO2.
  • Suboksidi kao što su triugljenik dioksid (C3O2), tetraugljenik dioksid (C4O2), pentaugljenik dioksid (C5O2) i anhidrid oksalne kiseline (C4O6)[23].
  • Hidrogenkarbonat ili bikarbonat E+ HCO3, čiji je najpoznatiji predstavnik natrijum hidrogen karbonat, šire poznat i pod trgovačkim nazivom soda bikarbona.
  • Karbonati E2+ CO32− su dvovalentne soli ugljene kiseline. Dva najpoznatija karbonata su natrijum karbonat (sa trivijalnim imenom soda), važna sirovina za proizvodnju stakla i kalcijum karbonat koji se može izdvojiti iz školjki, oklopa puževa i slično, a gradi i kamene korale. Tokom Zemljine geneze kalcijum karbonat se taložio i drugim procesima te su danas od njega građene cele planine. Kalcijum karbonat je važan građevinski materijal.
  • Jedinjenja ugljenika i sumpora, među kojima je najpoznatije jedinjenje ugljen-disulfid (CS2), koji je vrlo otrovna tečnost.
  • Jedinjenja ugljenika i azota, poput cijanida, čiji je najpoznatiji predstavnik kalijum cijanid, vrlo snažni otrov koji blokira disanje čoveka. Mnogi drugi cijanidi su takođe otrovni za čoveka.

Ugljenikovi halogenidi[uredi]

Tetrafluorougljenik je stabilna materija koja se dobija kao krajnji produkt fluorisanja organskih jedinjenja. U laboratoriju se priprema fluoriranjem silicijum karbida.

Tetrahlorougljenik je bezbojna tečnost pri sobnoj temperaturi i atmosferskim pritiskom. Često se koristi kao rastvarač.

Tetrabromougljenik je tamno žuta čvrsta materija na sobnoj temperaturi. Nerastvoran je u vodi i drugim polarnim rastvaračima.

Tetrajodougljenik je svetlo crvena čvrsta materija mirisa sličnog jodu. Priprema se reakcijom etil-jodida i tetrahlorougljenika uz aluminijum(III) hlorida.

materija tačka topljenja tačka ključanja stabilnost
CF4 '-185' '-128' stabilan
CCl4 '-23' 76 umereno stabilan
CBr4 93 190 sporo se raspada na temperaturi vrelišta
CI4 171 raspada se pre vrelišta

Oksidi ugljenika[uredi]

Ugljenikov monoksid (CO) nastaje pri izgaranju ugljenikovih jedinjenja uz ograničeni dotok kiseonika. Industrijski se proizvodi kao generatoski gas, izgaranjem koksa u generatoru, ili kao vodeni gas, u smesi sa vodonikom, reakcijom generatorskog gasa s vodenom parom. Ugljenik monoksid je vrlo toksičan, jer se vezuje s hemoglobinom na sličan način kao i kiseonik.

Ugljikov dioksid (CO2) je bezbojni gas, bez mirisa. Dobija se izgaranjem ugljenika ili ugljenikovih jedinjenja, ili reakcijom kiselina s karbonatima. Ugljenikov dioksid je inertni gas i često se koristi kao inertna atmosfera u slučajevima gde prisutnost kiseonika može biti štetna.

Ugljen suboksid (C3O2) je gas neugodnog mirisa, koji se formira dehidriranjem malonske kiseline fosfor(V) oksidom u vakuumu pri 140 do 150 °C. Ugljenikov suboksid ima linearan molekul: O=C=C=C=O. Stabilan je na temperaturi ključanja azota: –78 °C, a na 25 °C se polimerizuje.

Anhidrid melne kiseline(C12O9)

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

Karbidi[uredi]

Karbidi 1., 2., 12. grupe, te aluminijuma su jonski karbidi. Struktura ovih karbida sadrže izolirane ugljenikove atome (Be2C, Al4C3), acetilidne jone (C22-) (CaC2, MgC2, BeC2, BaC2, ZnC2, Na2C2, K2C2), ili C34- anjon. Hidrolizom ovih karbida dobija se metan, acetilen ili alen, zavisno od kojeg jona je karbid sastavljen.

Karbidi prelaznih metala: Rani prelazni metali (Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W) formiraju karbide s metalnim karakterom. Ovi metali, u svojoj strukturi, imaju međuprostore koji odgovaraju veličini ugljikovog atoma. Ugljenik u međuprostorima čini ovakve karbide izuzetno stabilnima, s vrlo visokom tačkom topljenja i hemijski inertnim materijalima. Karbidi 7. 8. 9. i 10. grupe su nestabilniji od karbida ranih prelaznih metala, rastvaraju se u vodi ili kiselinama. Karbidi lantanoida i aktinoida 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.

Vidi još[uredi]

Reference[uredi]

  1. Michael E. Wieser, Tyler B. Coplen: Atomic weights of the elements 2009 (IUPAC Technical Report). u: Pure and Applied Chemistry. 2010, str. 1, doi:10.1351/PAC-REP-10-09-14
  2. Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. izd., de Gruyter, Berlin 2007, str. 864, ISBN 978-3-11-017770-1.
  3. 3,0 3,1 3,2 3,3 3,4 3,5 Carbon: Properties Atomic
  4. H. Kuchling: Taschenbuch der Physik. Fachbuchverlag Leipzig, 2007.
  5. Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3rd изд.). Prentice Hall. ISBN 978-0131755536. 
  6. Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga. 
  7. Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
  8. Audi, G; et al. (1997). „The Nubase evaluation of nuclear and decay properties” (PDF). Nuclear Physics A. 624: 1.  doi:10.1016/S0375-9474(97)00482-X
  9. Ostlie, D.A.; Carroll, B.W. (2007). An Introduction to Modern Stellar Astrophysics. Addison Wesley, San Francisco. ISBN 0-8053-0348-0. 
  10. Whittet, D. C. B. (2003). Dust in the Galactic Environment. CRC Press. стр. 45—46. ISBN 0-7503-0624-6. 
  11. Pikelʹner, Solomon Borisovich (1977). Star formation. Springer. стр. 38—. ISBN 978-90-277-0796-3. Приступљено 6. 6. 2011. 
  12. David R. Lide (Ed.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. izd. (Internet Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Properties of the Elements and Inorganic Compounds, str. 4-8, 135
  13. Greenville Whittaker, A. (1978). „The controversial carbon solid–liquid–vapour triple point”. Nature. 276: 695—696.  doi:10.1038/276695a0
  14. J.M. Zazula (1997). „On Graphite Transformations at High Temperature and Pressure Induced by Absorption of the LHC Beam” (PDF). CERN. Pristupljeno 6. 6. 2009. 
  15. Simon MD, Geim AK (2000): Diamagnetic levitation: Flying frogs and floating magnets. Journal of Applied Physics 87, str. 6200–6204 doi:10.1063/1.372654
  16. 16,0 16,1 Filipović, I., Lipanović, S.: Opća i anorganska kemija, Školska knjiga, 1973
  17. Lonsdaleit - ein Phantom der Materialwissenschaft und der Planetenforschung?, Univerzitet Bayreuth, medijska izjava br. 224/2014 od 21. novembra 2014.
  18. Péter Németh, Laurence A. J. Garvie, Toshihiro Aoki, Natalia Dubrovinskaia, Leonid Dubrovinsky, Peter R. Buseck, Lonsdaleite is faulted and twinned cubic diamond and does not exist as a discrete material, Nature Communications 5, Article number: 5447, objavljeno 20. novembra 2014, doi:10.1038/ncomms6447
  19. Shunhong Zhanga, Jian Zhouc, Qian Wanga, Xiaoshuang Chend, Yoshiyuki Kawazoef, Puru Jenac: Penta-graphene: A new carbon allotrope, PNAS, Proceedings of the National Academy of Sciences, 2015., 2. februar 2015., doi:10.1073/pnas.1416591112
  20. Ferchault de Réaumur, R-A (1722). L'art de convertir le fer forgé en acier, et l'art d'adoucir le fer fondu, ou de faire des ouvrages de fer fondu aussi finis que le fer forgé (English translation from 1956). Paris, Chicago: R-A Ferchault de Réaumur. 
  21. 21,0 21,1 General Chemistry Online! Who discovered carbon?
  22. Federico Giolitti (1914): The Cementation of Iron and Steel,McGraw-Hill Book Company, inc.
  23. Paolo Strazzolini, Alberto Gambi, Angelo G. Giumanini, Hrvoj Vancik (1998). The reaction between ethanedioyl (oxalyl) dihalides and Ag2C2O4: a route to Staudinger’s elusive ethanedioic (oxalic) acid anhydride. J. Chem. Soc., Perkin Trans. 1 (16): 2553–2558 doi:10.1039/a803430c

Literatura[uredi]

  1. Berёzkin V. I. Uglerod: zamknutыe nanočasticы, makrostrukturы, materialы. — SPb.: ARTЭGO, 2013. — 450 s. — ISBN 978-5-91014-051-0
  2. Buharkina T. V. (1999). T.V. Buharkina; N.G. Digurov, ur. Himiя prirodnыh эnergonositeleй i uglerodnыh materialov. M.: RHTU im. D.I. Mendeleeva. ISBN 5-7237-0139-8. 
  3. Ola D.A. (1990). Ola Dž.; Prakaš G.K.S.; Uilьяms R.E., ur. Himiя giperkoordinirovannogo ugleroda. V.I. Minkina. M.: Mir. ISBN 5-03-001451-9. 
  4. Sladkov A. M., Kudrяvcev Ю. P. Almaz, grafit, karbin — allotropnыe formы ugleroda // Priroda. 1969. № 5. — S.37—44.
  5. Kirk — Othmer encyclopedia, 3 ed., vol.4, N.-Y., 1978, p. 556—709.
  6. V.І. Sarančuk, V. V. Ošovsьkiй, G. O. Vlasov. Hіmія і fіzika gorюčih kopalin . — Donecьk: Shіdniй vidavničiй dіm, 2003. ?204 s.

Spoljašnje veze[uredi]