Přeskočit na obsah

Atomární uhlík

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Atomární uhlík
Systematický názevmethandiyliden
Ostatní názvyλ0-methan
Sumární vzorecC
Vzhledbezbarvý plyn
Identifikace
Registrační číslo CAS7440-44-0
PubChem5462310
ChEBI27594
SMILES[C]
InChIInChI=1S/C
Vlastnosti
Molární hmotnost12,011 g/mol
Bezpečnost
GHS02 – hořlavé látky
GHS02
[1]
Nebezpečí[1]
Není-li uvedeno jinak, jsou použity
jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa).

Některá data mohou pocházet z datové položky.

Atomární uhlík, systematickým názvem λ0-methan nebo methandiyliden je bezbarvá anorganická plynná látka se vzorcem C. Za standardních podmínek je kineticky nestabilní a podléhá autopolymerizaci. Lze jej považovat za monomer grafitu.

Vlastnosti

[editovat | editovat zdroj]

Amfoterita

[editovat | editovat zdroj]

Atomární uhlík může reagovat s Lewisovou kyselinou, která se může spojit s elektronovým párem uhlíku, také může elektronový pár Lewisovy kyseliny reagovat s uhlíkem:

[2]::[C] + M → [MC]

[C] + :L → [CL]

Vzhledem k této schopnosti přijímat či odevzdávat elektrony je atomární uhlík Lewisova amfoterní látka.[3]

Atomový uhlík může Lewisovým kyselinám dodat či od nich převzít až dva elektronové páry. Může být též protonován:

C + H+ → CH+

Tento záchyt protonu znamená, že je atomární uhlík též Brønstedova–Lowryho zásada. Jeho konjugovanou kyselinou je λ2-methylium (CH+).

Vodné roztoky aduktů jsou ovšem nestabilní, jelikož dochází k hydrataci uhlíkového centra a λ2-methyliové skupiny za vzniku λ2-methanolu (CHOH), λ2-methanu (CH2) nebo hydroxymethyliové skupiny (CH2OH+). λ2-methanolová skupina se může polymerizovat na formaldehyd, či se dále hydratovat na dihydroxymethylium (CH(OH) +
2
  a nebo reagovat s vodou na formylium (HCO+).[2]

Elektromagnetické vlastnosti

[editovat | editovat zdroj]

Elektrony jsou v atomovém uhlíku rozděleny podle výstavbového principu, čím vznikají různé kvantové stavy, každý s jinou energetickou úrovní. Nejnižší energii má základní stav, což je tripletový diradikálový stav (3P0). První dva excitované stavy mají poměrně podobné energie, jde o singletový (1D2) a singletový diradikálový (1S0) stav. Neradikálová forma atomárního uhlíku se nazývá λ2-methyliden, diradikálový stav má systematický název λ2-methandiyl.

Stavy 1D2 a 1S0 mají energii oproti základnímu stavu vyšší o 121,9 a 259,0 kJ mol−1. K přechodům mezi těmito stavy obvykle nedochází, protože je k tomu nutná změna spinu nebo spárování elektronů, což vede k fosforescenci na vlnové délce 981,1 nm, tedy v blízké infračervené oblasti. Po excitaci ultrafialovým zářením může také dojít k fluorescenci na 873,0 nm, tedy v infračerveném záření, a k fosforescenci na 461,9 nm (v modrém světle).

Příprava

[editovat | editovat zdroj]

Atomární uhlík se připravuje průchodem velkého elektrického proudu mezi dvěma uhlíkovými tyčemi, čímž se vytvoří elektrický oblouk. Způsob přípravy této látky je podobný přípravě fullerenu C60, rozdíl spočívá hlavně v použití mnohem tvrdšího vakua. Samotný atomární uhlík vzniká termolýzou 1H-tetrazol-5-aminu, přičemž se odštěpují 3 ekvivalenty molekulárního dusíku:[4]

CN6 → :C: + 3N2

Zdrojem atomárního uhlíku může být také rozklad karbidu tantalu.[5] Při tomto procesu se nejprve vloží uhlík do tenkostěnné nádoby z tantalu. Po uzavření této nádoby dochází k zahřívání stejnosměrným elektrickým proudem. Solvatované atomy uhlíku difundují k vnějšímu povrchu nádoby a po dosažení určité teploty se z povrchu nádoby začne odpařovat atomární uhlík. Tímto postupem vznikají atomy uhlíku bez příměsí dalších látek.

Dekarbonylace suboxidu uhlíku

[editovat | editovat zdroj]

Další možnou metodou přípravy atomárního uhlíku je dekarbonylace suboxidu uhlíku. Při tomto postupu se suboxid uhlíku rozkládá na atomový uhlík a oxid uhelnatý podle následující rovnice:

C3O2 → 2 CO + [C]

Při tomto postupu se vytváří meziprodukt, kterým je monoxid diuhlíku, reakce probíhá ve dvou krocích, přičemž je u každého potřeba ozářit reakční směs tvrdým ultrafialovým zářením.

  1. OCCCO → [CCO] + CO
  2. [CCO] → CO + [C]

Protože je atomární uhlík látkou s nedostatkem elektronů, tak podléhá samovolné polymerizaci a také vytváří adukty s Lewisovými kyselinami a zásadami. Oxidací z něj vzniká oxid uhelnatý, redukcí λ2-methan. Nekovy, jako je kyslík, s atomárním uhlíkem reagují za vzniku sloučenin s dvojvazným uhlíkem:

2 [C] + O2 → 2 CO

Atomární uhlík je velmi reaktivní, většina jeho reakcí je značně exotermní. Většinou se provádějí v plynné fázi za teploty kapalného dusíku (77 K). Příklady takových reakcí jsou:[6]

  • Připojení na vazbu C-H v alkanech za vzniku karbenů.
  • Deoxygenace karbonylových sloučenin za vzniku karbenů, například z butanonu vzniká butan-2-yliden.
  • Připojení na dvojnou vazbu mezi uhlíky za vzniku cyklopropylidenu, u něhož dochází k otevírání cyklu, z alkenů se takto tvoří kumuleny.

V tomto článku byl použit překlad textu z článku Atomic carbon na anglické Wikipedii.

  1. a b Methane. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online]. PubChem [cit. 2021-05-24]. Dostupné online. (anglicky) 
  2. a b D. Husain; L. J. Kirsch. Reactions of Atomic Carbon C(23PJ) by Kinetic Absorption Spectroscopy in the Vacuum Ultra-Violet. Transactions of the Faraday Society. 1971, s. 2025–2035. DOI 10.1039/TF9716702025. 
  3. Catherine E. Housecroft; Alan G. Sharpe. Inorganic Chemistry. [s.l.]: Pearson Education, Ltd., 2012. (4). ISBN 978-0-273-74275-3. Kapitola Acids, bases and ions in aqueous solution, s. 227. 
  4. Philip B. Shevlin. Formation of atomic carbon in the decomposition of 5-tetrazolyldiazonium chloride. Journal of the American Chemical Society. 1. 5. 2002, s. 1379–1380. 
  5. S. A. Krasnokutski; F. Huisken. A simple and clean source of low-energy atomic carbon. Applied Physics Letters. 15. 9. 2014, s. 113506. Bibcode 2014ApPhL.105k3506K. 
  6. Reactive Intermediate Chemistry, Robert A. Moss, Matthew S. Platz and Maitland Jones Jr., Wiley-Blackwell, (2004), ISBN 978-0471233244