Uhlík je maximálně čtyřvazný prvek, který snadno tvoří řetězce, a je tedy základem milionů organických sloučenin. Je tak i základním stavebním prvkem všech živých organismů. V přírodě ho můžeš najít nejen volně, ale i vázaný ve sloučeninách. Vyskytuje se například ve vzduchu ve formě \mathrm{CO}_2, v jednotlivých složkách ropy a zemního plynu nebo v různých nerostech a horninách. Mezi nejdůležitější z nich patří například kalcit (\mathrm{CaCO}_3) nebo magnezit (\mathrm{MgCO}_3). Čistý uhlík se přirozeně vyskytuje ve třech alotropických modifikacích. Jsou to diamant, grafit a méně známý fulleren. Dále se vyskytuje i v různých amorfních formách (například jako saze).

Grafit se skládá z vrstev atomů uhlíku, ve kterých jsou jednotlivé atomy uspořádané do šestiúhelníků. Tři valenční elektrony uhlíku tvoří vazby s dalšími atomy a čtvrtý prostřednictvím slabých van der Waalsových sil spojuje jednotlivé vrstvy. Nevazebné elektrony spojující vrstvy se mohou volně pohybovat, a proto grafit vede dobře elektrický proud. Existují dokonce i grafitové elektrody. Grafit se také používá jako tuha obyčejných tužek. Když na tužku zatlačíš, přeruší se slabé nevazebné interakce, dojde k odlupování vrstev a na papíře zůstane napsaná čára.

V diamantu jsou atomy uhlíku spojené silnými kovalentními vazbami se čtyřmi dalšími. Díky této struktuře je diamant nejtvrdší přírodní látkou (hodnota 10 na Mohsově stupnici tvrdosti). Jednotlivé atomy nemají žádné nevazebné elektrony, a diamant proto nevede elektrický proud. Oproti tomu jeho tepelná vodivost je nejvyšší ze všech známých látek. Z diamantů se pro jejich odolnost vyrábějí vrtné a řezné nástroje. Pro tyto účely se ale používají méně kvalitní průmyslově vyrobené diamanty. Ty přírodní se využívají hlavně k výrobě drahých šperků. Jen pro zajímavost, nejdražší diamant na světě se vydražil za 1,8 miliardy korun a váží 59,6 karátu = 11,92 gramu (1 karát =0,2 gramu).

Ve fullerenech jsou atomy uhlíku uspořádané do pětiúhelníků nebo šestiúhelníků, které pak tvoři útvar připomínající kouli. Tato skupina látek je překvapivě pojmenována po architektovi Buckminster Fullerovi, který projektoval budovy podobného tvaru. V přírodě vznikají, když blesk udeří do nějaké horniny obsahující křemičitany. Ta se ihned vysokou teplotou přetaví v materiál, který se nazývá fulgurit. Pokud jsou v hornině přítomny i nějaké organické látky, mohou vzniknout fullereny. Tyto látky jsou hojně studovány zejména pro jejich vodivostní vlastnosti - za určitých podmínek jsou supravodivé, uvažuje se i o jejich využití v medicíně.

Saze jsou jedním z typů amorfních forem uhlíku, takže nemají žádnou pravidelnou strukturu. Pod označením E153 se přidávají jako barvivo do potravin, dále se přidávají do tonerů tiskáren, jako plnivo pneumatik či některých plastů, nebo se z nich vyrábí aktivní uhlí. To má schopnost adsorpce (zachytává na svém povrchu velké množství látek), a proto se využívá k léčení akutních průjmů nebo v různých čistících procesech chemického průmyslu.

Kromě již zmíněných organických sloučenin, kterým se bude věnovat celá další kapitola, tvoři uhlík i jednodušší anorganické sloučeniny. Ty nejběžnější z nich určitě znáš.

Oxid uhelnatý \textcolor{#800080}{\mathrm{CO}}

Oxid uhelnatý je bezbarvý jedovatý plyn bez chuti a zápachu. Vzniká spalováním uhlíku za nedostatečného přístupu kyslíku (například když se ucpe komín u kamen).

2 \mathrm{C}+\mathrm{O}_{2} \longrightarrow 2 \mathrm{CO}

Jeho toxicita je způsobena velkou schopností vázat se na červené krevní barvivo hemoglobin - jeho vazba s hemoglobinem je až 200krát pevnější než v případě kyslíku. Zabraňuje tedy přenosu kyslíku z plic do tkání.

V průmyslu je oxid uhelnatý důležitým redukčním činidlem při výrobě železa nebo niklu a je také součástí svítiplynu, který se dříve používal k topení a svícení.

Oxid uhličitý \textcolor{#800080}{\mathrm{CO}_2}

Oxid uhličitý je stejně jako oxid uhelnatý bezbarvý plyn bez chuti a zápachu. Na rozdíl od něj už ale není jedovatý. Dýchat se však také zrovna nedá. Vzniká přirozeně v živých organismech a je pro tělo odpadem, kterého se musíš zbavovat. O různých procesech vzniku \textcolor{#000000}{\mathrm{CO}_2} se toho mnohem více dozvíš v biochemii.