Ogleklis irķīmiskais elements ar simboluC unatomskaitli 6. Ogleklis ietilpst visuorganisko vielu sastāvā. Ogleklim ir divas stabilasalotropiskās formas:grafīts undimants. Dimants ir viena no viscietākajām pazīstamajām vielām. Savukārt grafīts ir viens no mīkstākajiemminerāliem, un to lieto kā dažu smērvielu sastāvdaļu. Ogleklis ir viena no grūtāk kūstošajām vielām (grafīta formā), gaisā grafītu var karsēt līdz ≈900oC, bet skābekli nesaturošā atmosfērā grafīta bāzētos ugunsturīgos materiālus var lietot līdz ≈3000oC. Savienojumos ogleklis parasti ir četrvērtīgs (metāns,oglekļa dioksīds,karbonāti), retāk divvērtīgs (oglekļa monoksīds).
Pēc izplatībasZemes garozā ogleklis ieņem 17. vietu, kas ir aptuveni 0,48% no visas zemes virsmas masas. Dabā pastāv divi oglekļa alotropiskie veidi —grafīts undimants. Savienojumu veidā ogleklis atrodas visās augu un dzīvnieku valsts vielās —organiskajās vielās, kā arī oglekļa dioksīdā un minerālos —krītā,kaļķakmenī,marmorā,dolomītā un citur.Dabā ogleklis sastopams divu stabilu izotopu12C (98,892%) un13C (1,108%) veidā.
Grafīts ir tumšpelēka, kristāliska viela ar metālisku spīdumu. Tas deg tikai tīrāskābeklī.
Grafītam ir slāņaina heksagonāla struktūra, kas atbilst elektronuorbitāļusp2hibridizācijai. Oglekļaatomu sešlocekļu gredzenu slāņi ir vājāk saistīti viens ar otru. Tāpēc grafīts ir mīksts un sadalās pelēkos zvīņveida slāņos. Tie līp pie papīra, tāpēc grafītu lietozīmuļu izgatavošanai.
Grafītam piemīt augstaelektrovadītspēja. No tā ražoelektrodus. Grafītu vēl izmanto ziežvielu, ugunsizturīgu materiālu unkrāsvielu ražošanai, kā arī par neitronu palēninātāju kodoltehnikā.
Amorfais ogleklis jebogle nav īpaša oglekļa modifikācija. Tā ir melna, cieta viela, kas sastāv no sīkiem, neregulāras struktūras grafīta kristāliņiem. Amorfa oglekļa blīvums ir no 1,8 līdz 2,1 g/cm3.
Amorfo oglekli (ogli) iegūst, termiski sadalot organiskos savienojumus. Nozīmīgākie ogles veidi ir kokss, kokogle, kaulu ogle un kvēpi. Kvēpi ir tīrākais amorfais ogleklis. Tie rodas, termiski sadalot vai nepietiekamā gaisa daudzumā sadedzinot ar oglekli bagātas vielas (dabasgāzi,sveķus,terpentīnu). Koksu izmanto ķīmiskajā rūpniecībā un metalurģijā par reducētāju un kurināmo. Kvēpus lieto par pildvielugumijas unplastmasu izstrādājumos, par melno pigmentu krāsvielās un tušā. Amorfo oglekli apstrādājot ar pārkarsētu ūdens tvaiku, iegūstaktīvo ogli, kuru lieto par adsorbentu dažādu vielu attīrīšanai ķīmiskajā un pārtikas rūpniecībā, medicīnā (karbolēna tabletes), gāzmaskās.
Dimants ir bezkrāsaina, caurspīdīga, kristāliska viela, kas stipri lauž gaismas starus. Nereti tas ir zilgans, iedzeltens, sārts, tumšpelēks, pat melns. Ja dimantu sakarsē līdz 850 °C temperatūrai, skābekļa atmosfērā tas sadeg. 1772. gadāA. Lavuazjē konstatēja, ka, sadegot dimantam, rodas tikai oglekļa dioksīds.
Dimantam irtetraedriska struktūra. Tajā katrs oglekļa atoms ir saistīts ar četriem kaimiņatomiem. Šīs saites ir vienāda garuma un cita ar citu veido 109°28' lielus leņķus. Tāpēc dimantam piemīt ārkārtīgi liela cietība, taču tas ir trausls. Dimants slikti vada elektrību un siltumu. Tā blīvums ir 3,52 g/cm3.
Ja dimantu stipri karsē bez gaisa piekļuves 1000 °C temperatūrā, tas pārvēršas grafītā.
Speciāli slīpētus dimantus sauc par briljantiem. Tos lieto juvelierizstrādājumu izgatavošanai. Dimantu tā lielās cietības dēļ lieto cietu materiālu apstrādei, iežu urbšanai. Pieprasījums pēc tehnikā izmantojamiem dimantiem ir liels, tāpēc augstā temperatūrā un spiedienā tos mākslīgi iegūst no grafīta.
Karbīns ir melna, pulverveida viela, kuru ieguva 1963. gadā, katalītiski oksidējotacetilēnu. Tam ir heksagonāls kristālrežģis, ko veido lineāras oglekļa atomu ķēdes ar šādu saišu izvietojumu: (-С≡С-)n vai (=С=С=)n.
Parastajos apstākļos ogleklis ir ķīmiski inerts. Augstākās temperatūrās tā aktivitāte pieaug. Vislielākā reaģētspēja piemītamorfajam ogleklim, mazāk aktīvs irgrafīts, betdimantam ir viszemākā ķīmiskā aktivitāte. Ogleklis ir labsreducētājs, bet tāoksidējošās īpašības izpaužas vājāk.
Parastajos apstākļos ogleklis (amorfa oglekļa veidā) reaģē tikai arfluoru:
C + 2F2 → CF4
Grafīta reakcija ar fluoru sākas aptuveni 900 °C temperatūrā, bet dimants ar fluoru nereaģē. Ar pārējiem halogēniem ogleklis tieši nesavienojas.
Sakarsēts ogleklis (ogle aptuveni 400 °C, grafīts aptuveni 700 °C, dimants aptuveni 1000 °C) gaisā aizdegas un veido oglekļa(IV) oksīdu (oglekļa dioksīdu) vai oglekļa(II) oksīdu (oglekļa monoksīdu):
C + O2 → CO2 (skābekļa pārākumā)
2C + O2 → 2CO (nepietiekamā skābekļa daudzumā)
Ja slāpekļa atmosfērā ievieto ogles vai grafīta elektrodus, starp kuriem radaVoltas loku (aptuveni 4000 °C), tad veidojas oglekļa nitrīds jebdiciāns:
2C + N2 → C2N2
Ogleklis ir nemetāls, taču ar metāliem tas savienojas tikai augstā temperatūrā, veidojotkarbīdus:
4Al + 3C → Al4C3
3Fe + C → Fe3C
Oglekļa reakcijās ar saliktām vielām izpaužas tā reducējošās īpašības, kuras izmanto galvenokārt metālu iegūšanai no to oksīdiem (karbotermija). Faktiskais reducētājs karbotermijā ir oglekļa(II) oksīds CO.
Sakarsēts kokss vai kokogle reaģē arī ar oglekļa(IV) oksīdu un ūdens tvaiku. Šīs reakcijas izmanto gāzveida kurināmā ražošanai.
Oglekļa(II)oksīdu jeboglekļa monoksīdu CO ikdienā sauc arī partvana gāzi. CO molekulā starp oglekļa un skābekļa atomiem ir trīs kovalentās saites, no kurām viena veidojas pēcdonorakceptora mehānisma: skābekļa atoma viens nedalītais elektronu pāris pāriet oglekļa atoma brīvajāp orbitālē. Tādēļ ķīmiskā saite oglekļa monoksīda molekulā uzskatāma par trīskāršo saiti.
CO molekulā gan ogleklis, gan skābeklis ir divvērtīgs, bet to oksidēšanas pakāpe ir attiecīgi +2 un -2. Oglekļa(II) oksīds rodas, ja caur degošu ogles slānigaiss plūst nepietiekamā daudzumā. Vispirms veidojas oglekļa(IV) oksīds. Kvēlojošās ogles to reducē par CO:
C + O2 → CO2 (skābekļa pārākumā)
2C + O2 → 2CO (nepietiekamā skābekļa daudzumā)
Tā rodas tvana gāze krāsnīs, un tā arī iegūst gāzveida kurināmo gāzģeneratoros un reducētāju CO karbotermijai. Oglekļa(II) oksīds veidojas, nepilnīgi sadegot šķidrajai degvielai — benzīnam, solāreļļai, petrolejai, tāpēc iekšdedzes dzinēju izplūdes gāzēs CO tilpumdaļa ir 2... 10%.Laboratorijā CO iegūst, pilinotskudrskābi līdz 80 °C sakarsētā koncentrētā sērskābē (sērskābe vienkārši atņem ūdeni):
HCOOH + H2SO4 → H2SO42 H2O + CO
CO ir bezkrāsaina gāze bez smakas. Tā ir nedaudz vieglāka par gaisu, slikti šķīst ūdeni, labi — etanolā un benzolā. Oglekļa(II) oksīdam ir zema viršanas temperatūra (-191,5 °C).Oglekļa(II) oksīds CO ir ļoti indīgs! Tā pieļaujamā koncentrācija gaisā ir 30 mg/m3.CO ir sāļus neradošs oksīds. Tam raksturīgas savienošanas reakcijas. Tā, piemēram, CO deg gaisā un skābekli, izdalot lielu siltuma daudzumu:
Oglekļa(IV) oksīds (oglekļa dioksīds, ogļskābā gāze)CO2 ir savienojums ar četrām polārām kovalentām saitēm, taču patiCO2 molekula ir lineāra un simetriska, tādēļ nepolāra:
O = C = O
CO2 tilpumdaļa gaisā ir aptuveni 0,03%. Tā kopējā masa Zemes atmosfērā ir aptuveni 4,5·1013 tonnas.
Oglekļa(IV) oksīds nav indīgs, bet tam ir slāpējošas īpašības. Tāpēc telpas, kurās uzturas daudz cilvēku, bieži jāvēdina. JaCO2 tilpumdaļa gaisā palielinās līdz 3%, strauji pasliktinās pašsajūta, bet, ja ieelpojamais gaiss satur 10%CO2, iestājas bezsamaņa unnāve.Oglekļa(IV) oksīdu satur arī okeāna un iekšzemes ūdeņi. Minerālūdeņos tā koncentrācija var sasniegt 1,5 g/l.
CO2 dabā veidojas dažādos oksidēšanas procesos — elpošanā, pūšanā, degšanā, lielos daudzumos tas izdalās no vulkāniem. RūpniecībāCO2 iegūst spirta rūgšanas procesā, kā arī termiski sadalot kaļķakmeni un dolomītu. Laboratorijā to iegūst, iedarbojoties uz marmoru vai citiem karbonātiem ar sālsskābi:
2HCl + CaCO3 → CaCl2 + H2CO3 (ogļskābe tūlīt sadalās par ūdeni un CO2)
Oglekļa(IV) oksīds ir bezkrāsaina gāze bez smakas. Tas ir 1,5 reizes smagāks par gaisu, labi šķīst ūdenī (87,8 cm3/100 gH2O 20 °C). Ja normālā spiedienāCO2 pakāpeniski atdzesē, tas nepārvēršas šķidrumā, bet -78,52 °C temperatūrā kristalizējas, veidojot sniegveida masu — "sauso ledu", kuram ir molekulu kristālrežģa struktūra.CO2 var sašķidrināt tikai paaugstinātā spiedienā (5,73 MPa 20 °C temperatūrā).CO2 ir skābais oksīds, kam, šķīstot ūdenī, veidojas nedaudz ogļskābes (process ir apgriezenisks):
CO2 + H2O ⇄ H2CO3
20 °C temperatūrā ogļskābē pārvēršas aptuveni 1% no ūdenī izšķīdušāCO2 tilpuma.CO2 reaģē ar bāziskajiem oksīdiem un ar sārmiem. Tāpēc arī dzēstie un dedzinātie kaļķi (Ca(OH)2, CaO) gaisā pārvēršas par kalcija karbonātu. CO2 iedarbību uz kaļķūdeni izmanto šīs gāzes pierādīšanai:
CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O
Paaugstinātā spiedienāCO2 reaģē ar amonjaku NH3, veidojotkarbamīdu:
CO2 + 2NH3 → CO(NH2)2 + H2O
Spēcīgu reducētāju ietekmēCO2 pilnīgi vai daļēji zaudē skābekli.
CO2 izmanto sodas,cukura, karbamīda, organisko skābju ražošanā, gāzētā ūdens pagatavošanai. To lieto ugunsdzēsībā, dažādās sintēzēs inertas atmosfēras radīšanai, lāzertehnikā. "Sauso ledu" izmanto zemas temperatūras uzturēšanai.
Oglekļa(IV) oksīdam ir izšķiroša nozīme fotosintēzē un ūdens cietības veidošanās procesā.Ogļskābe H2CO3 rodas, šķīdinotCO2 ūdenī. Tā ir nestabila un ļoti vāja skābe, jo iegūtajā šķīdumā iestājas ķīmiskais līdzsvars, kas stipri novirzīts pa kreisi.
H2CO3 disociē galvenokārt H+ un HCO3− jonos, bet CO32− jonu veidojas nedaudz.
