6 boor ← koolstof → stikstof
Naam, simbool, getal koolstof, C, 6
Chemiese reeks niemetale, soms beskou
as 'n metalloïed
Groep, periode, blok 14, 2, p
Atoommassa 12,011 g/mol
Elektrone per skil 2, 4
Smeltpunt 3 773 K
(3 499 °C)
Kookpunt 5 100 K
(4 826 °C)
Oksidasietoestande 4, 2 (effe suur)
Ionisasie-energieë 1ste: 1 086,5 kJ/mol
2de: 2 352,6 kJ/mol
3de: 4 620,5 kJ/mol
Atoomradius 70 pm
Kovalente radius 77 pm
Van der Waals-radius 170 pm
Kristalstruktuur heksagonaal (grafiet)
Verdampingswarmte 355,8 kJ/mol
Spoed van klank 18 350 m/s
Elektronegatiwiteit 2,55 (Skaal van Pauling)
Warmtekapasiteit (25 °C) 710 J/(mol·K)
Termiese geleidingsvermoë (300 K) 129 W/(m·K)
Ontdek 3750 v.C.
Ontdek deur Egiptenare en Sumeriërs
Hoofartikel: Isotope van koolstof
11C sin 20 min. β+ 0,96 11B
12C 98,9% C is stabiel met 6 neutrone
13C 1,1% C is stabiel met 7 neutrone
14C spore 5 730 j. β− 0,156 14N
Koolstof (Latyn: Carbogenum), is 'n chemiese element in die periodieke tabel met die simbool C en atoomgetal van 6. Dié niemetaalagtige, tetravalente element kom algemeen voor en het verskeie allotropiese vorms:
diamant (die hardste mineraal bekend). Die verbindingstruktuur kan beskryf word met vier elektrone in sogenaamde driedimensionele sp3 orbitale.
grafiet (een van die sagste stowwe). Die verbindingstruktuur is drie elektrone in tweedimensionele sp2-orbitale en een elektron in 'n p-orbitaal.
Kovalent verbinde sp1-orbitale is slegs van chemiese belang.
Fullerene is nanometerskaal molekules. In die eenvoudigste vorm daarvan bestaan dit uit 60 koolstofatome in 'n gebuigde grafietlaag om 'n driedimensionele struktuur te gee wat baie soos 'n sokkerbal lyk.
Lampswart of Roet bestaan uit klein grafietagtige areas. Die areas is lukraak verspreid, dus is die hele struktuur isotropies.
Sogenaamde 'glasagtige koolstof' is isotropies en net so sterk soos glas. Anders as normale grafiet, is die grafietagtige lae nie gerangskik soos in die bladsye van 'n boek nie maar gefrommel soos wanneer 'n mens papier opfrommel.
Koolstofvesels is soortgelyk aan glasagtige koolstof. Onder spesiale behandeling (die 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 niemetaal het ook die interessante eienskap dat dit met atome van sy eie soort verbindings kan vorm asook met 'n groot verskeidenheid ander elemente – soveel so dat daar bykans tienmiljoen 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 isotoop koolstof-14 word algemeen gebruik in radioaktiewe datering.
2.1 Ander gebruike
6 Anorganiese verbindings
Koolstof is om baie redes 'n merkwaardige element. Sy verskillende vorme sluit een van die sagste- (grafiet) en een van die hardste (diamant) stowwe wat aan die mens bekend is in. Merendeels het dit 'n sterk neiging om verbindings te vorm met ander klein atome, insluitende ander koolstofatome 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 tienmiljoen bekende chemiese stowwe kan vorm.
Koolstofverbindings vorm die basis van alle lewe op aarde en die koolstofstikstofsiklus 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 driedubbele botsings van alfapartikels of heliumkerne vereis om geproduseer te kan word. Die heelal het aanvanklik uitgesit en ook te vinnig afgekoel vir dit om te gebeur. Koolstof word egter aan die binnekant van sterre gevorm omdat die botsingsproses daar skynbaar moontlik is.
Koolstof is 'n noodsaaklike komponent van alle lewende stelsels en sonder dit sou lewe soos ons dit ken nie kon bestaan nie.
Die hoofekonomiese 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 roumateriaal vir vele sintetiese stowwe waaronder die plastieke ook tel.
Koolstof se 14C isotoop, wat op 27 Februarie 1940 ontdek is, word gebruik om radiokoolstofdatering te doen.
Sommige rookverklikkers gebruik klein hoeveelhede van die radioaktiewe koolstofisotoop as bron van ioniserende bestraling (Die meeste rookverklikkers van dié tipe gebruik egter 'n isotoop van Amerikium).
Grafiet word gekombineer met kleie om die 'lood' te maak wat in potlode gebruik word.
Diamante word vir versieringsdoeleindes gebruik, om boorpunte te maak en vir ander eienskappe waarvan hul hoë hardheid gebruik gemaak word.
Koolstof word by yster gevoeg om staal te maak.
Koolstof word gebruik vir die beheerstawe in kernreaktore.
Grafietkoolstof in 'n verpoeierde koekvorm en word gebruik as houtskool, om mee te kook, vir kunswerk en ander gebruike.
Houtskool word gebruik in pil- of poeiervorm om toksiese stowwe of giwwe in die spysverteringskanaal te absorbeer.
Die chemiese en strukturele eienskappe van fullerene, in die vorm van koolstofnanobuise, het belowende potensiële gebruike in die ontluikende veld van nanotegnologie.
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 om houtskool te vorm. Diamante is ook lank bekend as edelgesteentes, al was mense nie bewus van die verbintenis met houtskool nie. Die mees onlangs ontdekte allotroop, fullerene, is ontdek as 'n neweproduk van molekulêre bundeleksperimente in die 1980's.
Vier allotrope van koolstof is bekend naamlik amorfe, grafiet, diamant en fullerene. Die ontdekking van 'n vyfde vorm is op 22 Maart 2004 bekend gemaak.
In sy amorfevorm is koolstof basies grafiet maar word nie saamgebind in 'n kristallyne makrostruktuur nie. Dit kom eerder voor as 'n poeier wat die hoofbestanddeel is van stowwe soos houtskool en lampswart of roet.
Teen normale druk neem koolstof die vorm van grafiet aan, waar elke atoom gebonde is aan drie ander in 'n vlak wat bestaan uit versmelte heksagonale ringe, soortgelyk aan dié 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 betavorm, terwyl sinteties vervaardigde grafiet slegs die alfavorm bevat. Die alfavorm kan na die betavorm omgeskakel word deur meganiese behandeling en die betavorm skakel terug na die alfavorm 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 Waalkragte aanmekaar gehou. Dit beteken dat hulle maklik oormekaar gly.
Teen baie hoë druk het koolstof 'n allotroop wat diamant genoem word. Hier is elke atoom verbind aan vier ander koolstofatome. Diamant het dieselfde kubiesestruktuur 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 koolstofatome 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 nanoskuimallotroop is ook onlangs ontdek.
Daar bestaan byna tien miljoen koolstofverbindings 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 voor in die son, sterre, komete en in die atmosfeer van baie planete.
Sommige meteoriete bevat mikroskopiese klein diamante wat gevorm is toe die sonnestelsel slegs 'n protoplanetêre skyf was. Koolstof kan in 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 VSA en in Rusland, Meksiko, Groenland en Indië aangetref.
Natuurlike diamante kom in die mineraal kimberliet voor wat in antieke vulkaniese nekke en pype gevind kan word. 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.
(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 koolstofsuboksied, 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 hemoglobienmolekules te bind en dit dus 'n hoogsgiftige 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 'n elektronegatiwiteit van 2,55 verkies om kovalente verbindings te vorm. 'n Paar karbiede het kovalente roosterstrukture wat baie soos dié van 'n diamant lyk.
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.
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.
Koolstof het twee stabiele isotope wat natuurlik voorkom:
Koolstof-13 (1.11%) wat vir kernspinresonansie gebruik word.
In 1961 het die "Internasionale Unie van Suiwer en Toegepaste Chemie" die koolstof-12-isotoop aanvaar as die basis vir die bepaling van atoommassa.
Koolstof-14 is 'n radioïsotoop met 'n halfleeftyd van 5715 jaar en is baie gebruik vir die radiokoolstofdatering van hout en ander monsters vanaf argeologiese terreine.
Verbindings van koolstof het 'n wye verskeidenheid toksiese werkinge. Koolstofmonoksied (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.