Koolstof is 'n koolstofatoom. Massa koolstof

2024 Outeur: Angel Austin | [email protected]. Laas verander: 2023-12-17 05:14

Een van die wonderlikste elemente wat 'n groot verskeidenheid verbindings van organiese en anorganiese aard kan vorm, is koolstof. Hierdie element is so ongewoon in sy eienskappe dat selfs Mendeleev 'n groot toekoms daarvoor voorspel het, en praat oor kenmerke wat nog nie bekend gemaak is nie.

Later is dit feitlik bevestig. Dit het bekend geword dat dit die belangrikste biogene element van ons planeet is, wat deel is van absoluut alle lewende wesens. Boonop in staat om te bestaan in vorme wat in alle opsigte radikaal verskil, maar terselfdertyd slegs uit koolstofatome bestaan.

In die algemeen het hierdie struktuur baie kenmerke, en ons sal probeer om dit in die loop van die artikel te hanteer.

Koolstof: formule en posisie in die stelsel van elemente

In die periodieke stelsel is die element koolstof geleë in die IV (volgens die nuwe model in 14) groep, die hoof subgroep. Sy reeksnommer is 6, en sy atoomgewig is 12 011. Die benaming van 'n element met die teken C dui sy naam aan in Latyn - carboneum. Daar is verskeie verskillende vorme waarin koolstof bestaan. Die formule daarvan is dus anders en hang af van die spesifieke wysiging.

Vir die skryf van reaksievergelykings is die notasie egter spesifiek,natuurlik het. In die algemeen, wanneer daar gepraat word van 'n stof in sy suiwer vorm, word die molekulêre formule van koolstof C aangeneem, sonder indeksering.

Elementontdekkinggeskiedenis

Hierdie element self is sedert die oudheid bekend. Een van die belangrikste minerale in die natuur is immers steenkool. Daarom was hy nie 'n geheim vir die antieke Grieke, Romeine en ander nasionaliteite nie.

Behalwe hierdie variëteit, is diamante en grafiet ook gebruik. Daar was baie verwarrende situasies met laasgenoemde vir 'n lang tyd, aangesien dikwels, sonder ontleding van die samestelling, sulke verbindings vir grafiet geneem is, soos:

• silwer lood;
• ysterkarbied;
• molibdeensulfied.

Hulle is almal swart geverf en daarom as grafiet beskou. Later is hierdie misverstand opgeklaar, en hierdie vorm van koolstof het homself geword.

Sedert 1725 was diamante van groot kommersiële belang, en in 1970 is die tegnologie om dit kunsmatig te verkry, bemeester. Sedert 1779, danksy die werk van Karl Scheele, is die chemiese eienskappe wat koolstof vertoon, bestudeer. Dit was die begin van 'n reeks belangrike ontdekkings op die gebied van hierdie element en het die basis geword om al sy mees unieke kenmerke uit te vind.

Koolstofisotope en verspreiding in die natuur

Ondanks die feit dat die betrokke element een van die belangrikste biogene is, is die totale inhoud daarvan in die massa van die aardkors 0,15%. Dit is te wyte aan die feit dat dit aan konstante sirkulasie onderwerp word, 'n natuurlike siklus in die natuur.

Oor die algemeen is daar verskeieminerale verbindings wat koolstof bevat. Dit is sulke natuurlike rasse soos:

• dolomiet en kalkstene;
• antrasiet;
• olieskalie;
• aardgas;
• steenkool;
• olie;
• ligniet;
• peat;
• bitumen.

Behalwe dit, moet ons nie vergeet van lewende wesens nie, wat net 'n bewaarplek van koolstofverbindings is. Hulle het immers proteïene, vette, koolhidrate, nukleïensure gevorm, wat die belangrikste strukturele molekules beteken. Oor die algemeen, in die omskakeling van droë liggaamsgewig uit 70 kg, val 15 op 'n suiwer element. En so is dit met elke mens, om nie te praat van diere, plante en ander wesens nie.

As ons die samestelling van lug en water oorweeg, dit wil sê die hidrosfeer as geheel en die atmosfeer, dan is daar 'n mengsel van koolstof-suurstof, uitgedruk deur die formule CO_{2. Dioksied of koolstofdioksied is een van die hoofgasse waaruit die lug bestaan. Dit is in hierdie vorm dat die massafraksie van koolstof 0,046% is. Selfs meer koolstofdioksied word in die waters van die oseane opgelos.}

Die atoommassa van koolstof as 'n element is 12,011. Dit is bekend dat hierdie waarde bereken word as die rekenkundige gemiddelde tussen die atoomgewigte van alle isotopiese spesies wat in die natuur bestaan, met inagneming van hul voorkoms (as 'n persentasie)). Dit is ook die geval vir die betrokke stof. Daar is drie hoofisotope waarin koolstof gevind word. Dit is:

• ¹²С - die massafraksie daarvan in die oorgrote meerderheid is 98,93%;
• ¹³C -1,07%;
• ¹⁴C - radioaktief, halfleeftyd 5700 jaar, stabiele beta-straler.

In die praktyk om die geochronologiese ouderdom van monsters te bepaal, word die radioaktiewe isotoop ¹⁴С wyd gebruik, wat 'n aanwyser is as gevolg van sy lang vervalperiode.

Allotropiese wysigings van 'n element

Koolstof is 'n element wat as 'n eenvoudige stof in verskeie vorme bestaan. Dit wil sê, dit is in staat om die grootste aantal allotropiese modifikasies te vorm wat vandag bekend is.

1. Kristallyne variasies - bestaan in die vorm van sterk strukture met gereelde atoom-tipe roosters. Hierdie groep sluit variëteite in soos:

• diamante;
• fullerenes;
• grafiete;
• carbines;
• lonsdaleites;
• koolstofvesels en -buise.

Almal verskil in die struktuur van die kristalrooster, in die nodusse waarvan daar 'n koolstofatoom is. Vandaar die heeltemal unieke, ongelyksoortige eienskappe, beide fisies en chemies.

2. Amorfe vorms - hulle word gevorm deur 'n koolstofatoom, wat deel is van sommige natuurlike verbindings. Dit wil sê, dit is nie suiwer variëteite nie, maar met onsuiwerhede van ander elemente in klein hoeveelhede. Hierdie groep sluit in:

• geaktiveerde koolstof;
• klip en hout;
• roet;
• koolstofnanoskuim;
• antrasiet;
• glasagtige koolstof;
• 'n tegniese soort stof.

Hulle word ook verenig deur kenmerkestrukture van die kristalrooster, wat eienskappe verduidelik en manifesteer.

3. Verbindings van koolstof in die vorm van trosse. So 'n struktuur waarin atome gesluit is in 'n spesiale bouvorm hol van binne, gevul met water of die kerne van ander elemente. Voorbeelde:

• koolstofnanokeëls;
• astralens;
• dicarbon.

Fisiese eienskappe van amorfe koolstof

As gevolg van die wye verskeidenheid allotropiese modifikasies, is dit moeilik om enige algemene fisiese eienskappe vir koolstof te identifiseer. Dit is makliker om oor 'n spesifieke vorm te praat. Amorfe koolstof het byvoorbeeld die volgende kenmerke.

1. In die hart van alle vorms is fyn-kristallyne variëteite van grafiet.
2. Hoë hittekapasiteit.
3. Goeie geleidende eienskappe.
4. Koolstofdigtheid is ongeveer 2 g/cm³.
5. Wanneer dit bo 1600 verhit word ⁰C, vind 'n oorgang na grafietvorms plaas.

Roet-, houtskool- en klipvariëteite word wyd gebruik vir industriële doeleindes. Hulle is nie 'n manifestasie van koolstofmodifikasie in sy suiwer vorm nie, maar bevat dit in baie groot hoeveelhede.

Kristallyne koolstof

Daar is verskeie opsies waarin koolstof 'n stof is wat gereelde kristalle van verskillende tipes vorm, waar atome in serie verbind is. As gevolg hiervan word die volgende wysigings gevorm.

1. Diamant. Die struktuur is kubies, waarin vier tetraëders verbind is. As gevolg hiervan, alle kovalente chemiese bindings van elke atoommaksimaal versadig en duursaam. Dit verklaar die fisiese eienskappe: die digtheid van koolstof is 3300 kg/m³. Hoë hardheid, lae hittekapasiteit, gebrek aan elektriese geleidingsvermoë - dit alles is die gevolg van die struktuur van die kristalrooster. Daar is tegnies verkry diamante. Hulle word gevorm tydens die oorgang van grafiet na die volgende verandering onder die invloed van hoë temperatuur en 'n sekere druk. Oor die algemeen is die smeltpunt van diamant so hoog soos die sterkte - ongeveer 3500 ⁰C.
2. Graphite. Die atome is soortgelyk aan die struktuur van die vorige stof gerangskik, maar net drie bindings is versadig, en die vierde een word langer en minder sterk, dit verbind die "lae" van die seskantige ringe van die rooster. As gevolg hiervan, blyk dit dat grafiet 'n sagte, vetterige swart stof is om aan te raak. Dit het goeie elektriese geleidingsvermoë en het 'n hoë smeltpunt - 3525 ⁰C. In staat tot sublimasie - sublimasie van 'n vaste toestand na 'n gasvormige toestand, wat die vloeibare toestand omseil (by 'n temperatuur van 3700 ⁰С). Die digtheid van koolstof is 2,26 g/cm^3, wat baie laer is as dié van diamant. Dit verklaar hul verskillende eienskappe. As gevolg van die gelaagde struktuur van die kristalrooster, is dit moontlik om grafiet te gebruik vir die vervaardiging van potlooddrade. Wanneer dit oor die papier gevee word, skil die vlokkies af en laat 'n swart merk op die papier.
3. Fullerenes. Hulle is eers in die 80's van die vorige eeu geopen. Dit is modifikasies waarin koolstofstowwe met mekaar verbind is in 'n spesiale konvekse geslote struktuur, wat in die middel hetleegheid. En die vorm van 'n kristal - 'n veelvlak, die korrekte organisasie. Die aantal atome is ewe. Die bekendste vorm van fullereen is С₆₀. Monsters van 'n soortgelyke stof is tydens navorsing gevind:

• meteoriete;
• bodemsedimente;
• folgurite;
• shungite;
• buitenste ruimte, waar vervat in die vorm van gasse.

Alle variëteite van kristallyne koolstof is van groot praktiese belang, aangesien hulle 'n aantal eienskappe het wat nuttig is in ingenieurswese.

Reaktiwiteit

Molekulêre koolstof toon lae reaktiwiteit as gevolg van sy stabiele konfigurasie. Dit kan gedwing word om slegs in reaksies te tree deur addisionele energie aan die atoom te gee en die elektrone van die buitenste vlak te dwing om te verdamp. Op hierdie punt word die valensie 4. Daarom het dit in verbindings 'n oksidasietoestand van + 2, + 4, - 4.

Feitlik alle reaksies met eenvoudige stowwe, beide metale en nie-metale, vind plaas onder die invloed van hoë temperature. Die betrokke element kan beide 'n oksideermiddel en 'n reduseermiddel wees. Laasgenoemde eienskappe word egter veral daarin uitgespreek, en dit is die basis vir die gebruik daarvan in die metallurgiese en ander industrieë.

Oor die algemeen hang die vermoë om in chemiese interaksie te tree van drie faktore af:

• verspreiding van koolstof;
• allotropiese modifikasie;
• reaksietemperatuur.

Daar is dus in sommige gevalle 'n interaksie met die volgendestowwe:

• nie-metale (waterstof, suurstof);
• metale (aluminium, yster, kalsium en ander);
• metaaloksiede en hul soute.

Reageer nie met sure en alkalieë nie, baie selde met halogene. Die belangrikste van die eienskappe van koolstof is die vermoë om lang kettings met mekaar te vorm. Hulle kan in 'n siklus sluit, takke vorm. Dit is hoe die vorming van organiese verbindings, wat vandag in die miljoene tel. Die basis van hierdie verbindings is twee elemente - koolstof, waterstof. Ander atome kan ook ingesluit word: suurstof, stikstof, swael, halogene, fosfor, metale en ander.

Hoofverbindings en hul kenmerke

Daar is baie verskillende verbindings wat koolstof bevat. Die formule van die bekendste van hulle is CO₂ - koolstofdioksied. Benewens hierdie oksied is daar egter ook CO -monoksied of koolstofmonoksied, asook suboksied C₃O₂.

Onder die soute wat hierdie element bevat, is kalsium- en magnesiumkarbonate die algemeenste. Dus, kalsiumkarbonaat het verskeie sinonieme in die naam, aangesien dit in die natuur voorkom in die vorm:

• kryt;
• marmer;
• kalksteen;
• dolomiet.

Die belangrikheid van aardalkalimetaalkarbonate word gemanifesteer in die feit dat hulle aktiewe deelnemers is aan die vorming van stalaktiete en stalagmiete, sowel as grondwater.

Koolstofsuur is nog 'n verbinding wat koolstof vorm. Die formule daarvan isH₂CO₃. In sy gewone vorm is dit egter uiters onstabiel en ontbind onmiddellik in koolstofdioksied en water in oplossing. Daarom is slegs die soute daarvan bekend, en nie hyself nie, as 'n oplossing.

Koolstofhaliede - word hoofsaaklik indirek verkry, aangesien direkte sintese slegs by baie hoë temperature en met 'n lae opbrengs van die produk plaasvind. Een van die mees algemene - CCL₄ - koolstoftetrachloried. 'n Giftige verbinding wat vergiftiging kan veroorsaak indien ingeasem. Verkry deur reaksies van radikale fotochemiese vervanging van waterstofatome in metaan.

Metaalkarbiede is koolstofverbindings waarin dit 'n oksidasietoestand van 4 vertoon. Die bestaan van assosiasies met boor en silikon is ook moontlik. Die belangrikste eienskap van karbiede van sommige metale (aluminium, wolfram, titanium, niobium, tantaal, hafnium) is hoë sterkte en uitstekende elektriese geleidingsvermoë. Boorkarbied В₄С is een van die hardste stowwe na diamant (9,5 volgens Mohs). Hierdie verbindings word gebruik in ingenieurswese, sowel as in die chemiese industrie, as bronne vir die produksie van koolwaterstowwe (kalsiumkarbied met water lei tot die vorming van asetileen en kalsiumhidroksied).

Baie metaallegerings word met koolstof gemaak, waardeur hul kwaliteit en tegniese eienskappe aansienlik verhoog word (staal is 'n legering van yster en koolstof).

Spesiale aandag verdien talle organiese verbindings van koolstof, waarin dit 'n fundamentele element is wat in staat is om met dieselfde atome in lang kettings van verskillende strukture te kombineer. Dit sluit in:

• alkane;
• alkenes;
• arenas;
• proteïene;
• koolhidrate;
• nukleïensure;
• alcohols;
• karboksielsure en baie ander klasse stowwe.

Gebruik van koolstof

Die belangrikheid van koolstofverbindings en die allotropiese modifikasies daarvan in menselewe is baie hoog. Jy kan 'n paar van die mees globale nywerhede noem om dit duidelik te maak dat dit waar is.

1. Hierdie element vorm alle soorte fossielbrandstowwe waaruit 'n persoon energie ontvang.
2. Die metallurgiese industrie gebruik koolstof as die sterkste reduseermiddel om metale uit hul verbindings te verkry. Karbonate word ook wyd hier gebruik.
3. Konstruksie en die chemiese industrie verbruik groot hoeveelhede koolstofverbindings om nuwe stowwe te sintetiseer en die nodige produkte te verkry.

Jy kan ook sulke sektore van die ekonomie noem soos:

• kernindustrie;
• juweliersware;
• tegniese toerusting (smeermiddels, hittebestande smeltkroeë, potlode, ens.);
• bepaling van die geologiese ouderdom van gesteentes - radioaktiewe spoorsnyer ¹⁴С;
• koolstof is 'n uitstekende adsorbeermiddel, wat dit geskik maak om filters te maak.

Sirkulasie in die natuur

Die massa koolstof wat in die natuur gevind word, is ingesluit in 'n konstante siklus wat elke sekonde om die aardbol siklus. Dus word die atmosferiese bron van koolstof - CO₂, geabsorbeerplant en word vrygestel deur alle lewende wesens in die proses van asemhaling. Sodra dit in die atmosfeer is, word dit weer geabsorbeer, en die siklus stop dus nie. Terselfdertyd lei die dood van organiese reste tot die vrystelling van koolstof en die ophoping daarvan in die aarde, vanwaar dit dan weer deur lewende organismes opgeneem en in die vorm van gas in die atmosfeer vrygestel word.