Koolstof


Koolstof / Carbonium
1 18
1 H 2 Periodiek systeem 13 14 15 16 17 He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Al Si P S Cl Ar
4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
6 Cs Ba Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra ↓↓ Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
 
Lanthaniden La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
Actiniden Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
Antraciet
Algemeen
Naam Koolstof / Carbonium
Symbool C
Atoomnummer 6
Groep Koolstofgroep
Periode Periode 2
Blok P-blok
Reeks Niet-metaal
Kleur Kleurloos of zwart
Chemische eigenschappen
Atoommassa (u) 12,011 g.mol−1
Elektronenconfiguratie [He]2s2 2p2
Oxidatietoestanden −4, +2, +4
Elektronegativiteit (Pauling) 2,55
Atoomstraal (pm) 77
1e ionisatiepotentiaal (kJ·mol−1) 1086,46
2e ionisatiepotentiaal (kJ·mol−1) 2352,65
3e ionisatiepotentiaal (kJ·mol−1) 4620,50
Fysische eigenschappen
Dichtheid (kg·m−3) 2620
Hardheid (Mohs) 0,5/10,0
Sublimatiepunt (K) ±3920
Aggregatietoestand Vast
Smeltwarmte (kJ·mol−1) 105
Verdampingswarmte (kJ·mol−1) 710,9
Van der Waalse straal (pm) 170
Kristalstructuur Hex
Molair volume (m3·mol−1) 3,42/5,31
Geluidssnelheid (m·s−1) 18350
Specifieke warmte (J·kg−1·K−1) 710
Elektrische weerstandΩ·cm) 1375
Warmtegeleiding (W·m−1·K−1) 140
SI-eenheden en standaardtemperatuur en -druk worden gebruikt,
tenzij anders aangegeven
Portaal    Scheikunde

Koolstof (Latijn: carbonium) is een scheikundig element met symbool C en atoomnummer 6. Het is een niet-metaal dat in verschillende vormen, allotropen, voorkomt. In de natuur komen de allotropen diamant, grafiet, amorfe koolstof en het zeldzame lonsdaleïet voor. Fullerenen zijn synthetische vormen van koolstof.

Inhoud

Geschiedenis


Koolstof werd al in de prehistorische oudheid ontdekt en gebruikt in de vorm van houtskool, dat bereid werd door organisch materiaal (meestal hout) te verhitten in een zuurstofarme omgeving. Het Engelse carbon is dan ook afgeleid van het Latijnse woord voor houtskool.

Ook diamant, een andere allotroop van koolstof, is al lang bekend. Pas sinds enkele decennia is het mogelijk diamant synthetisch te vervaardigen. Fullereen, een derde allotroop, werd in de jaren 80 ontdekt tijdens het bestuderen van het massa-spectrum van een proef waarbij een laser koolstof deed verdampen.

Voorkomen


Koolstof komt voor in de vorm van koolwaterstoffen, met name de fossiele brandstoffen aardgas en aardolie. Uit aardolie wordt in de petrochemische industrie onder andere benzine en kerosine gedestilleerd en het dient als basis voor veel synthetische stoffen, waaronder plastics.

Toepassingen


Andere toepassingen zijn:

Opmerkelijke eigenschappen


Koolstof is een vierwaardig element dat in grote hoeveelheden op aarde voorkomt. De vier belangrijkste allotropen zijn:

Daarnaast zijn er nog exotischer vormen ontdekt zoals lonsdaleïet, glasachtig koolstof en starre, rechte ketens als 'carbyne' (met alternerende enkelvoudige en drievoudige bindingen) en cumuleen (met alleen dubbele bindingen).

Bij normale druk vormt koolstof grafiet. Hierbij vormt elk koolstofatoom bindingen met drie andere koolstofatomen. Deze verbindingen liggen alle in hetzelfde vlak, dat bestaat uit gefuseerde hexagonale ringen, net als bij aromatische koolwaterstoffen. De twee bekende vormen van grafiet, alfa-hexagonaal en bèta-rombohedraal, hebben identieke fysische eigenschappen, maar verschillen in kristalstructuur. Natuurlijk grafiet kan tot 30% uit de bètavorm bestaan. Synthetisch grafiet bevat alleen de alfavorm. De alfavorm kan overgaan in de bètavorm door mechanische behandeling. Boven 1000 °C gaat de bètavorm weer over in de alfavorm.

Grafiet geleidt elektriciteit (door de delokalisatie van het p-orbitaal). Grafiet is zeer zacht en bestaat uit lagen die makkelijk over elkaar heen glijden, omdat de binding tussen de lagen alleen door vanderwaalskrachten wordt gevormd. De sterkte binnen een laag is wel weer groot, een eigenschap die bij koolstofvezels ('linten' van grafiet) tot uiting komt.

Bij zeer hoge druk kan de tweede allotrope vorm, diamant, ontstaan. In diamant vormt elk koolstofatoom bindingen met vier andere koolstofatomen. Diamant heeft dezelfde kubische structuur als silicium en germanium. De sterkte van de koolstof-koolstofbindingen maken diamant, samen met het iso-elektronische boornitride de hardst bekende verbindingen, die uiterst krasbestendig zijn.

Bij kamertemperatuur verloopt de overgang van grafiet naar diamant extreem traag. Onder sommige omstandigheden kristalliseert koolstof als Lonsdaleïet, een vorm die overeenkomsten vertoont met diamant, maar hexagonaal is.

Koolstof komt in zeer veel verschillende verbindingen voor, in alle organische levensvormen en vormt de basis voor de organische chemie. Koolstof heeft ook de interessante eigenschap dat het chemische verbindingen met zichzelf en talloze andere elementen kan aangaan (het aantal koolstofverbindingen is theoretisch onbeperkt). Koolstof vormt in verbinding met zuurstof onder andere CO2, dat van essentieel belang is voor plantengroei. In verbinding met waterstof vormt het zogenaamde koolwaterstoffen. Hiertoe behoren ook de vetzuren, waarvan vele onmisbaar zijn voor leven. Ook worden veel koolwaterstoffen als fossiele brandstoffen aangetroffen.

Koolstof is om vele redenen een bijzonder element. De verschillende toestanden lopen uiteen van een van de zachtst bekende materialen (grafiet) tot een van de hardste (diamant). Koolstof gaat gemakkelijk verbindingen aan met veel andere kleine atomen, waaronder ook andere koolstofatomen. Er zijn zo'n 10 miljoen koolstofverbindingen bekend. Koolstofverbindingen vormen de basis voor al het leven op aarde. De koolstof-stikstofcyclus is een van de processen die in de zon en andere sterren energie levert.

Koolstof werd niet gevormd bij het ontstaan van het heelal (in de Big Bang) vanwege het feit dat er drie botsingen tussen alfadeeltjes (heliumkernen) nodig zijn om koolstof te vormen. Het heelal koelde daarvoor in het begin te snel af. De vorming van koolstof vindt daarom voornamelijk in sterren plaats.

Fullerenen zijn genoemd naar de architect Buckminster Fuller, die soortgelijke constructies in architectonische ontwerpen introduceerde, en worden om dezelfde reden ook wel "buckyballs" en "buckytubes" genoemd. Fullerenen hebben een grafietachtige structuur, maar in plaats van een zuivere hexagonale opeenstapeling komen er ook pentagonale en mogelijk heptagonale ordeningen van koolstofatomen in voor, waardoor de lagen zich vormen tot bollen, ellipsen en cilinders. Aan de eigenschappen van fullerenen valt nog veel te ontdekken.

Verschijning


Er zijn als gezegd zo'n 10 miljoen koolstofverbindingen bekend. Koolstof komt in grote hoeveelheden voor in sterren (en dus de zon), kometen en in de atmosfeer van veel planeten. Sommige meteorieten bevatten microscopisch kleine diamanten die gevormd zijn toen het zonnestelsel nog een protoplanetaire schijf was.

Koolstof komt in diverse verbindingen voor in de aardatmosfeer (als koolzuurgas), in water (als koolzuur), op de zeebodem (methaanhydraat) en in de aardkorst (steenkool, aardolie). In combinatie met kleinere hoeveelheden calcium, magnesium en ijzer komt koolstof op aarde ook in grote hoeveelheden voor in carbonaat en rotsgesteenten als kalksteen, dolomiet, marmer, etc. Grafiet wordt in grote hoeveelheden aangetroffen in de Verenigde Staten, Rusland, Mexico, Groenland en India.

Natuurlijke diamanten worden gevonden in oude vulkanische gesteenten, opgesloten in het mineraal kimberliet. De meeste diamanten worden gedolven in Afrika, vooral in Zuid-Afrika, Namibië, Botswana, de Republiek Congo en Sierra Leone. Verder worden diamanten gevonden in Canada, de Russische Poolzee, Brazilië en in Noord- en West-Australië.

Isotopen


Zie Isotopen van koolstof voor het hoofdartikel over dit onderwerp.
Stabielste isotopen
Iso RA (%) Halveringstijd VV VE (MeV) VP
11C syn 20,39 min β+ 1,982 11B
12C 98,89 stabiel met 6 neutronen
13C 1,11 stabiel met 7 neutronen
14C syn 5730 j β 0,156 14N

Het element komt op aarde van nature als twee stabiele isotopen voor: 12C en 13C. Daarnaast is er een radioactief isotoop 14C (Koolstof 14) dat in de atmosfeer voortdurend aangemaakt wordt door kernreacties ten gevolge van de kosmische straling. Koolstof-14-datering wordt veel gebruikt om archeologische vondsten te dateren.

Ionen


Strikt genomen komen er van koolstof geen vrije ionen voor, van koolstof zijn echter wel diverse oxidatiegetallen bekend.

Oxidatiegetal Toelichting
−4 bijvoorbeeld in methaan
−3 bijvoorbeeld in ethaan
−2 bijvoorbeeld in etheenVrij metaal, komt niet in de natuur voor
−1 bijvoorbeeld in ethyn
0 Vrij element, komt in de natuur voor als grafiet en diamant, maar ook in verbindingen als formaldehyde
+1 bijvoorbeeld het centrale koolstofatoom in 2-methylpropan-2-ol
+2 bijvoorbeeld in koolstofmonoxide of het centrale koolstofatoom in aceton
+3 bijvoorbeeld het koolstofaytoom in carbonzuren als azijnzuur en stearinezuur
+4 bijvoorbeeld in koolstofdioxide of tetrachloormethaan

Toxicologie en veiligheid


Koolstof wordt (beperkt) gebruikt als voedseladditief. In de EU is dit toegestaan onder E-nummer E153.

Roetuitstoot door onder andere het verkeer bestaat voor een belangrijk deel uit koolstof. Koolstof is daarmee een component van fijnstof.

Naast de talloze koolstofverbindingen zonder welke het leven op aarde niet mogelijk zou zijn, zijn er ook veel toxische koolstofverbindingen, waaronder:

Organische gassen zoals etheen (CH2=CH2) en methaan (CH4) zijn explosief en brandbaar wanneer ze met lucht (zuurstof) gemengd zijn.

Overzicht van koolstof-elementverbindingen


Door de centrale plaats die koolstof in de organische chemie inneemt, en het feit dat het, net als zuurstof, met een groot aantal elementen directe bindingen kan aangaan, zijn de verschillende koolstof-elementverbindingen ook zelf uitgebreid onderwerp van studie geworden. In onderstaande tabel zijn de verwijzingen naar de verschillende studiegebieden in het periodiek systeem opgenomen.

H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl CAr
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
Chemische bindingen van koolstof
Standaard verbinding in de organische chemie Ruime toepassingen in de chemie
Academisch interessant, maar beperkte toepassing Binding onbekend of niet beschreven

Zie ook


Externe links


Op andere Wikimedia-projecten










Categorieën: Koolstof | Elementenlijst




Staat van informatie: 30.10.2021 03:18:51 CEST

oorsprong: Wikipedia (Auteurs [Geschiedenis])    Licentie: CC-BY-SA-3.0

Veranderingen: Alle afbeeldingen en de meeste ontwerpelementen die daarmee verband houden, zijn verwijderd. Sommige pictogrammen werden vervangen door FontAwesome-Icons. Sommige sjablonen zijn verwijderd (zoals 'artikel heeft uitbreiding nodig') of toegewezen (zoals 'hatnotes'). CSS-klassen zijn verwijderd of geharmoniseerd.
Specifieke Wikipedia-links die niet naar een artikel of categorie leiden (zoals 'Redlinks', 'links naar de bewerkpagina', 'links naar portals') zijn verwijderd. Elke externe link heeft een extra FontAwesome-Icon. Naast enkele kleine wijzigingen in het ontwerp, werden mediacontainer, kaarten, navigatiedozen, gesproken versies en Geo-microformats verwijderd.

Belangrijke opmerking Omdat de gegeven inhoud op het gegeven moment automatisch van Wikipedia wordt gehaald, was en is een handmatige verificatie niet mogelijk. Daarom garandeert LinkFang.org niet de juistheid en actualiteit van de verkregen inhoud. Als er informatie is die momenteel verkeerd is of een onjuiste weergave heeft, aarzel dan niet om Neem contact op: E-mail.
Zie ook: Afdruk & Privacy policy.