Koolstof

in Wikipedia, die vrye ensiklopedie
Spring na: navigasie, soek
boorkoolstofstikstof
 
C
Si  
 
 
C-TableImage.png
Algemeen
Naam, Simbool, Getal Koolstof, C, 6
Chemiese reeks Nie-metale
Groep, Periode, Blok 14 (IVA), 2, p
Digtheid, Hardheid 2267 kg/m3,
0.5 (grafiet)
10.0 (diamant)
Voorkoms swart (grafiet)
kleurloos (diamant)
C,6.jpg
Atoom eienskappe
Atoommassa 12.0107 ame
Atoomradius (bereken.) 70 (67)pm
Kovalente radius 77 pm
van der Waals radius 170 pm
Elektron konfigurasie [He]2e22p2
-e per energie vlak 2, 4
Oksidasietoestande (Oksied) 4, 2 (effe suur)
Kristalstruktuur Heksagonaal
Fisiese eienskappe
Toestand van materie vastestof(diamagneties)
Smeltpunt 3773 K (3,499.85 °C)
Kookpunt 5100 K (4,826.85 °C)
Molêre volume 5.29 ×10-6 m3/mol
Verdampingswarmte 355.8 kJ/mol (sublimeer)
Smeltingswarmte NVT (sublimeer)
Dampdruk 0 Pa
Spoed van klank 18350 m/s
Miscellaneous
Elektronegatiwiteit 2.55 (Pauling skaal)
Spesifieke warmtekapasiteit 710 J/(kg*K)
Elektriese geleidingsvermoë 0.061 × 106/(m·ohm)
Termiese geleidingsvermoë 129 W/(m*K)
1st ionisasie potensiaal 1086.5 kJ/mol
2nd ionisasie potensiaal 2352.6 kJ/mol
3rd ionisasie potensiaal 4620.5 kJ/mol
4th ionisasie potensiaal 6222.7 kJ/mol
5th ionisasie potensiaal 37831 kJ/mol
6th ionisasie potensiaal 47277.0 kJ/mol
Mees stabiele isotope
iso NV Halfleeftyd VM VE MeV VP
12C 98.9% C is stabiel met 6 neutrone
13C 1.1% C is stabiel met 7 neutrone
14C spoor 5730 j beta- 0.156 14N
SI units & STD word gebruik tensy anders vermeld.

Koolstof (Latyn: Carbogenum), is 'n chemiese element in die periodieke tabel met die simbool C en atoomgetal van 6. Die nie-metaalagtige, tetravalente element kom algemeen voor en het verskeie allotropiese vorms:

  • diamant (die hardste mineraal bekend). Verbindingstruktuur: 4 elektrone in sogenaamde 3-dimensionele sp3 orbitale.
  • grafiet (een van die sagste stowwe). Verbindingstruktuur: 3 elektrone in 2-dimensionele sp2-orbitale en 1 elektron in 'n s-orbitaal.
  • Kovalent verbinde sp1 orbitale is van chemiese belang alleenlik.

Fullerene is nanometer-skaal molekules. In die eenvoudigste vorm daarvan bestaan uit 60 koolstof atome in 'n grafietlaag wat gebuig is om 'n driedimensionele struktuur te gee wat baie soos 'n sokkerbal lyk.

Lampswart bestaan uit klein grafietagtige areas. Die areas kom lukraak verspreid voor dus is die hele struktuur isotropies.

Sogenaamde 'glasagtige koolstof' is isotropies en net so sterk soos glas. Anders as in normale grafiet, is die grafietagtige lae nie gerangskik soos in die bladsye van 'n boek nie maar is gevrommel soos wanneer 'n mens papier vrommel.

Koolstofvesels is soortgelyk aan glasagtige koolstof. Onder spesiale behandeling (rek van organiese vesels en verkoling daarvan) is dit moontlik om die grafietvlakke in die rigting van die vesel te rangskik. Daar is dan geen koolstofvlakke wat loodreg tot die as van die vesel gerangskik is nie. Die resultaat is vesels met 'n baie hoër spesifieke breeksterkte as die van staal!

Koolstof kom voor in alle organiese lewe en vorm die basis van organiese chemie. Hierdie nie-metaal het ook die interessante eienskap dat dit met atome van sy eie soort kan verbindings vorm asook met 'n groot verskeidenheid ander elemente - soveel dat daar bykans 10 miljoen bekende verbindings van koolstof bestaan. Wanneer dit met suurstof verbind vorm dit koolstofdioksied, 'n molekuul wat absoluut noodsaaklik is vir plante om te groei. Wanneer dit met waterstof verbind, vorm dit verskeie verbindings bekend as koolwaterstowwe wat weer uiters noodsaaklik is vir die nywerheid in die vorm van fossielbrandstowwe. Wanneer dit met beide suurstof en waterstof verbind kan dit baie groepe verbindings vorm insluitend vetsure wat noodsaaklik is vir lewe en esters wat die geur aan baie vrugte verleen. Die istotoop koolstof-14 word algemeen gebruik in radioaktiewe datering.

Kenmerkende eienskappe[wysig]

Koolstof is vir baie redes 'n merkwaardige element. Sy verskillende vorme sluit een van die sagste (grafiet) en een van die hardste (diamant) stowwe aan die mens bekend in. Meerendeels het dit 'n sterk neiging om verbindings te vorm met ander klein atome, insluitende ander koolstof atome en sy klein grootte maak dit vir die element moontlik om veelvuldige verbindings te maak. As gevolg van hierdie eienskappe is dit bekend dat koolstof byna tien miljoen bekende chemiese stowwe kan vorm. Koolstof verbindings vorm die basis van alle lewe op aarde en die koolstof-stikstof siklus verskaf van die energie wat deur die son en ander sterre uitgestraal word.

Koolstof is nie in die grootknal geskep nie as gevolg van die feit dat dit 'n driedubbele botsings van alfa partikels (helium kerne) vereis om geproduseer te kan word. Die heelal het aanvanklik uitgesit en ook te vinnig afgekoel vir dit om te gebeur. Dit word egter in die binnekant van sterre gevorm omdat die botsingsproses skynbaar daar moontlik is.

Aanwendings[wysig]

Koolstof is 'n noodsaaklike komponent van alle lewende stelsels en sonder dit sou lewe soos ons dit ken nie kon bestaan nie.

Die hoof ekonomiese gebruik van koolstof is in die vorm van koolwaterstowwe, waarvan die fossielbrandstowwe, metaangas en ru-olie, die vernaamste bronne is. Ru-olie word deur die petrochemiese nywerheid gebruik om onder andere petrol, diesel en keroseen deur middel van distillasieprosesse in raffinaderye te vervaardig. Ru-olie is die rou-materiaal vir vele sintetiese stowwe waaronder die plastieke ook tel.

Ander gebruike[wysig]

  • Die isotoop 14C, wat op 27 Februarie 1940 ontdek is, word gebruik om radiokoolstof datering te doen.
  • Sommige rookverklikkers gebruik klein hoeveelhede radioaktiewe koolstof isotoop as bron van ioniserende bestraling (Die meeste rookverklikkers van die tipe gebruik egter 'n isotoop van Amerikium).
  • Grafiet word gekombineer met kleie om die 'lood' te maak wat in potlode gebruik word.
  • Diamant word vir versieringsdoeleindes gebruik en ook om boorpunte en vir ander eienskappe waar van sy hoë hardheid gebruik gemaak word.
  • Koolstof word by yster gevoeg om staal te maak.
  • Koolstof word ook gebruik vir die beheerstawe in kernreaktore.
  • Grafiet koolstof in 'n verpoeierde, koek vorm word gebruik as houtskool om mee te kook, vir kunswerk en ander gebruike.
  • Houtskool word gebruik in pil of poeier vorm om toksiese stowwe of giwwe in die spysverteringskanaal te adsorbeer.
  • Die chemiese en strukturele eienskappe van fullerene, in die vorm van koolstof nanobuise het belowende potensiële gebruike in die ontluikende veld van nanotegnologie.

Geskiedenis[wysig]

Koolstof is reeds in die voorgeskiedenis ontdek en was al bekend aan die antieke mens, wat dit vervaardig het deur die verbranding van organiese materiaal met onvoldoende hoeveelhede suurstof (houtskool). Diamante is ook lank bekend as edelgesteente al was mense nie bewus van die verbintenis met houtskool nie. Die mees onlangste allotroop wat ontdek is fullerene is ontdek as 'n neweproduk van molekulêre bundel eksperimente van die 1980's.

Allotrope[wysig]

Vier allotrope van koolstof is bekend: amorfe, grafiet, diamant en fullerene. Die ontdekking van 'n vyfde vorm is onlangs op 22 Maart 2004 bekend gemaak.

In sy amorfe vorm is koolstof eintlik basies grafiet maar word nie saamgebind in 'n kristallyne makrostruktuur nie. Dit kom eerder voor as 'n poeier wat die hoofbestandeel is van stowwe soos houtskool en lampswart (roet).

Teen normale drukke neem koolstof die vorm van grafiet aan, waar elke atoom gebonde is aan drie ander 'n vlak wat bestaan uit versmelte heksagonale ringe, soortgelyk aan diè in aromatiese koolwaterstowwe. Die twee bekende vorms van grafiet, alfa (heksagonaal) en beta (rombies), het beide identiese fisiese eienskappe behalwe vir hul kristalstruktuur. Grafiet wat natuurlik voorkom bevat tipies tot 30% van die beta vorm, terwyl sinteties vervaardigde grafiet slegs die alfa vorm bevat. Die alfa vorm kan na die beta vorm omgeskakel word deur meganiese behandeling en die beta vorm skakel terug na de alfa vorm wanneer dit bo 1000°C verhit word.

Grafiet gelei elektrisiteit vanweë die delokalisering van die pi-wolk. Die materiaal is sag en die blaadjies van die lae word slegs deur Van der Waalskragte aanmekaar gehou wat beteken dat hulle maklik oormekaar gly.

Teen baie hoë drukke het koolstof 'n allotroop wat diamant genoem word waar elke atoom verbind is aan vier ander koolstof atome. Diamant het dieselfde kubiese struktuur as silikon en germanium en danksy die sterkte van die koolstof-koolstof binding is dit saam met die iso-elektroniese boornitried (BN) die hardste stof bekend gedefinieer as sy weerstand teen krapmerke. Die oorgang na grafiet is by kamertemperatuur so stadig dat dit onopmerklik is. Onder sekere toestande kan koolstof kristalliseer tot Lonsdaliet, 'n vorm soortgelyk aan diamant maar heksagonaal.

Fullerene het 'n grafietagtige struktuur, maar in plaas van 'n suiwer heksagonale pakking bevat dit ook pentagone (of moontlik heptagone) van koolstof atome wat gebuig is om sfere, ellipse of silinders te vorm. Die eienskappe van fullerene (ook bekend in Engels as "buckyballs" en "buckytubes") is nog nie ten volle ontleed nie. Die name van die fullerene word ontleen aan die naam van die ontwerper van die geodesiese koepel wat 'n soortgelyke struktuur het as die van die "buckyballs".

'n Ferromagnetiese nanoskuim allotroop is ook onlangs ontdek.

Voorkoms[wysig]

Daar bestaan byna tien miljoen koolstof verbindings wat bekend is aan die wetenskap en baie duisende van hierdie verbindings is noodsaaklik tot lewensprosesse en baie van die organies-gebaseerde reaksies is ekonomies belangrik. Hierdie element kom in groot hoeveelhede in die son, sterre, komete en in die atmosfeer van baie planete.

Sommige meteoriete bevat mikroskopies klein diamante wat gevorm is toe die sonnestelsel slegs 'n protoplanetêre skyf was. Koolstof kan 'n samestelling met ander elemente in die aarde se atmosfeer gevind word asook opgelos in water.

Met klein hoeveelhede kalsium, magnesium en yster is dit 'n groot komponent van baie groot rotsformasies karbonaatrots (kalksteen, dolomiet, marmer ens.). wanneer koolstof met waterstof verbind word vorm dit steenkool, petroleum en aardgas wat koolwaterstowwe genoem word.

Grafiet word in groot hoeveelhede in New York en Texas in die V.S.A; Rusland; Mexiko; Groenland; en Indië aangetref.

Natuurlike diamante kom voor in die mineraal kimberliet wat gevind kan word in antieke vulkaniese nekke en pype. Die grootste neerslae van diamante kom in Afrika en spesifiek in Suid-Afrika, Namibië, Botswana, die Republiek van die Kongo en Sierra Leone voor. Daar is ook neerslae in Kanada, die Russiese Noordpoolstreek, Brasilië en in Noord- en Wes-Australië.

Anorganies verbindings[wysig]

(Sien ook organiese chemie.)

Die mees prominente oksied van koolstof is koolstofdioksied, CO2. Dit vorm 'n mindere komponent van die Aarde se atmosfeer, word geproduseer en verbruik deur lewende wesens. In water vorm dit spoorhoeveelhede koolsuurgas, H2CO3. Karbonaat ione word ook gevorm deur die reaksie van die koolsuurgas met ander elemente om karbonaatsoute of minerale te vorm soos kalsiet.

Die ander oksiede is koolstofmonoksied, CO, en die seldsame koolstof suboksied, C3O2. Koolstofmonoksied word gevorm deur onvolledige verbranding en is 'n kleurlose en reuklose gas. Die molekules bevat elkeen 'n driedubbele verbinding en is nogal polêr, wat dit 'n neiging gee om permanent aan hemoglobien molekules te bind en dit dus 'n hoogs giftige gas maak. Sianied, CN, het 'n soortgelyke struktuur en tree baie soos 'n halied-ioon op; die nitried Sianogeen, (CN)2, is verwant.

Met sterk metale vorm koolstof of karbiede, C-, of aseteliede, C22-; Koolstof met elektronegatiwiteite van 2 en 5 verkies om kovalente verbindings te vorm. 'n Paar karbiede het kovalente roosterstrukture wat baie soos die van diamant lyk.

Koolstofkettings[wysig]

Koolstofkettings is die atomiese struktuur van koolwaterstowwe wat 'n reeks koolstofatome in 'n ketting vorm met die oorblywende verbindings wat met waterstof versadig word. Vlugtige olies het tipies korter kettings en vette nog langer kettings. Wasse (soos kerswas) het uiters lang kettings.

Koolstofkringloop[wysig]

Sien koolstofkringloop.

Die koolstofkringloop is die voortdurende proses van verbinding en vrystelling van koolstof en suurstof met die daarmee gepaardgaande stoor en vrystelling van energie. Katabolisme + anabolisme = metabolisme.

Isotope[wysig]

In 1961 het die Internasionale Unie van Suiwer en Toegepaste Chemie die koolstof-12 isotoop aanvaar as die basis vir die bepaling van atoomgewigte.

Koolstof het twee stabiele isotope wat natuurlik voorkom: C-12 (98.89%) en C-13(1.11%).

Voorsorgmaatreëls[wysig]

Verbindings van koolstof het 'n wye verskeidenheid toksiese werkinge. Koolstof monoksied (CO), wat teenwoordig is in die uitlaatgasse van motorvoertuigenjins, en Sianied (CN-) wat gebruik word in die mynboubedryf is uitermate giftig vir soogdiere. Baie ander koolstofverbindings is nie-giftig en is om die waarheid te sê noodsaaklik vir die bestaan van lewe. Organiese gasse soos eteen (CH2=CH2) (ook etileen genoem), etyn (HCCH) (ook asetileen genoem) en metaan (CH4) is hoogs vlambaar en selfs plofbaar wanneer dit met lug gemeng word. Suiwer koolstof is egter nie giftig nie.

Eksterne skakels[wysig]

Commons-logo.svg
Wikimedia Commons het meer media verwant aan:
Koolstof (kategorie)