Carbon
Graphite-and-diamond-with-scale.jpg
Grafitul (stânga) și diamantul (dreapta), doi dintre cei mai cunoscuți alotropi ai carbonului
Carbon Spectra.jpg
Liniile spectrale ale carbonului
BorCarbonAzot
  Hexagonal.svg

6
C
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
C
Si
Tabelul completTabelul extins
Informații generale
Nume, Simbol, Număr Carbon, C, 6
Serie chimică nemetale
Grupă, Perioadă, Bloc 14, 2, p
Densitate 2267 kg/m³
Culoare negru
Număr CAS 7440-44-0
Număr EINECS
Proprietăți atomice
Masă atomică 12,0107 u
Rază atomică 70 (67) pm
Rază de covalență 77 pm
Rază van der Waals 150 pm
Configurație electronică [He] 2s2 2p2
Electroni pe nivelul de energie 2, 4
Număr de oxidare -4, 0, +2, +4
Oxid acid slab
Structură cristalină hexagonală
Proprietăți fizice
Fază ordinară solid
Punct de topire 3500 °C; 3773 K
Punct de fierbere 4826,9 °C; 5100 K
Energie de fuziune n/a kJ/mol
Energie de evaporare 355,8 kJ/mol
Temperatură critică  K
Presiune critică  Pa
Volum molar 5,29×10-6 m³/kmol
Presiune de vapori  ?
Viteza sunetului 18.350 m/s la 20 °C
Forță magnetică
Informații diverse
Electronegativitate (Pauling) 2,55
Căldură specifică 710 J/(kg·K)
Conductivitate electrică 61×103 S/m
Conductivitate termică 129 W/(m·K)
Prima energie de ionizare 1086,5 kJ/mol
A 2-a energie de ionizare 2352,6 kJ/mol
A 3-a energie de ionizare 4620,5 kJ/mol
A 4-a energie de ionizare 6222,7 kJ/mol
A 5-a energie de ionizare 37.831,1 kJ/mol
A 6-a energie de ionizare 47.277,0 kJ/mol
A 7-a energie de ionizare {{{potențial_de_ionizare_7}}} kJ/mol
A 8-a energie de ionizare {{{potențial_de_ionizare_8}}} kJ/mol
A 9-a energie de ionizare {{{potențial_de_ionizare_9}}} kJ/mol
A 10-a energie de ionizare {{{potențial_de_ionizare_10}}} kJ/mol
Cei mai stabili izotopi
Simbol AN T1/2 MD Ed PD
MeV
12C 98,9% stabil cu 6 neutroni
13C 1,1% stabil cu 7 neutroni
14C sintetic 5730 ani β- 0,156 14N
Precauții
NFPA 704
Unitățile SI și condiții de temperatură și presiune normale dacă nu s-a specificat altfel.
Some allotropes of carbon: a) diamond; b) graphite; c) lonsdaleite; d–f) fullerenes (C60, C540, C70); g) amorphous carbon; h) carbon nanotube

Carbonul (din latină: carbo, „cărbune”) este un element chimic cu simbolul C și numărul atomic 6. Este un element nemetalic tetravalent, ceea ce înseamnă că poate forma legături covalente prin punerea în comun a patru electroni. În natură sunt răspândiți trei izotopi, 12C și 13C fiind stabili, iar 14C este un izotop radioactiv cu un timp de înjumătățire de aproximativ 5.730 de ani.[1] Carbonul este unul dintre puținele elemente cunoscute din antichitate.[2]

Carbonul este al 15-lea cel mai abundent element din scoarța terestră, și al patrulea cel mai răspândit element din univers după masă, primele fiind hidrogenul, heliul și oxigenul. Răspândirea naturală mare a carbonului, diversitatea specifică a compușilor săi organici și abilitatea sa unică de a forma polimeri la temperaturi terestre i-au permis carbonului să fie elementul chimic comun al lumii vii. Este al doilea cel mai abundent element din corpul uman, după oxigen, reprezentând aproximativ 18,5% în procente de masă.[3]

Atomii de carbon se pot lega între ei în diferite moduri, formând alotropii carbonului. Cele mai cunoscute exemple de alotropi sunt grafitul, diamantul și fulerenele.[4] Proprietățile fizice ale carbonului variază mult în funcție de aceste forme alotropice. De exemplu, grafitul este negru, moale și opac, în timp ce diamantul este transparent și extrem de dur (mai exact, cel mai dur material natural cunoscut). Grafitul este un bun conductor electric, în timp ce diamantul are o conductivitate electrică scăzută. În condiții normale de temperatură și presiune, diamantul, nanotuburile de carbon și grafenul sunt materialele cu cea mai mare stabilitate termodinamică cunoscută. În aceste condiții, toți alotropii carbonului sunt materiale solide, grafitul fiind cel mai stabil termodinamic. Sunt puțin reactivi, de aceea au nevoie de o temperatură ridicată chiar și pentru a reacționa cu oxigenul.

Cel mai întâlnit număr de oxidare al carbonul este +4 și se regăsește în compușii anorganici, în timp ce +2 se regăsește în monoxidul de carbon și în complecșii carbonilici ai metalelor tranziționale. Cele mai mari surse naturale de carbon anorganic sunt calcarul, dolomitul și dioxidul de carbon, iar majoritatea carbonului se găsește în materiile organice, în depozitele de cărbune, turbă, petrol și clatrați de metan. Carbonul formează un număr mare de compuși chimici, mai mulți decât orice alt elemente, existând aproximativ zece milioane de compuși descriși până în prezent,[5] acest număr fiind mic în comparație cu numărul teoretic de compuși posibili pe care carbonul îi poate forma. Din acest motiv, carbonul a fost numit și „regele elementelor”.[6]

Cuprins

IstoricModificare

Carbonul este un element remarcabil din mai multe motive. Printre formele sale diferite se numără una dintre cele mai moi (grafit) și una dintre cele mai dure (diamant) dintre substanțele cunoscute. Mai mult, are o capacitate deosebită de a forma legături chimice cu alți atomi mici, incluzând atomii de carbon, iar mărimea sa îl face capabil de a forma legături multiple. Datorită acestor proprietăți, carbonul poate forma aproape zece milioane de compuși chimici diferiți. Compușii de carbon reprezintă baza vieții pe Pământ și ciclul carbon-azot produce o parte din energia radiată de Soare și de alte stele. În plus, carbonul are cele mai înalte puncte de topire/sublimare dintre toate elementele. La presiunea atmosferică nu are punct de topire deoarece punctul său triplu este la 10 MPa (100 bar), deci sublimează la peste 4000 K. Astfel, el rămâne solid la temperaturi mai înalte decât cele mai mari puncte de topire ale metalelor, precum wolframul sau reniul, indiferent de forma sa alotropică.

Carbonul nu a fost creat în timpul Big Bang-ului, deoarece are nevoie de producerea unei coliziuni triple de particule alfa (nuclee de heliu). Universul s-a extins inițial și apoi s-a răcit prea repede pentru ca acest lucru să fie posibil. Oricum, este produs în interiorul stelelor în ramura orizontală, unde un nucleu de heliu este transformat în carbon prin procesul triplu-alfa. A fost de asemenea creat în stări multi-atomice. Are numărul atomic Z=6.

Carbonul a fost descoperit în preistorie și era cunoscut anticilor, care îl preparau prin arderea materialului organic în spații fără mult oxigen (creând cărbune). Diamantele au fost întotdeauna considerate rare și frumoase. Unul dintre ultimii alotropi ai carbonului, fulerenul, a fost descoperit ca produs secundar în experimente din anii 1980.

EtimologieModificare

Numele său vine din franțuzescul charbone, care, la rândul său, vine din latinescul carbo, însemnând cărbune. În germană și olandeză, numele carbonului sunt Kohlenstoff și, respectiv, koolstof, ambele însemnând literal "materia (stofa) cărbunelui".

Structură atomicăModificare

IzotopiModificare

Carbonul are doi izotopi naturali stabili: carbon-12, sau 12C, (98.89%) și carbon-13, sau 13C, (1.11%), și un radioizotop natural, dar instabil, carbon-14 sau 14C. Există 15 izotopi cunoscuți ai carbonului, iar cel care există cel mai puțin este 8C, care dispare prin emisie de protoni și degradare alpha. Are un timp de înjumătățire de 1,98739x10−21 s.

În 1961, Uniunea Internațională de Chimie Pură și Aplicată a adoptat izotopul carbon-12 ca bază pentru masele atomice.

Carbonul-14 are un timp de înjumătățire de 5730 ani și este folosit intens pentru datarea materialelor pe bază de carbon.

ProprietățiModificare

Proprietăți fiziceModificare

Proprietăți chimiceModificare

Carbonul reacționeaza cu metale si nemetale, conform reacțiilor:

  • C+2Cl2=CCl4 (tetraclorura de carbon, bun solvent în industria chimica)
  • C+2S=CS2
  • C+O2=CO2 și, respectiv, dacă arderea are loc în cantitate de oxigen insuficientă stoechiometric: 2C+O2=2CO
  • C+2H2=CH4 (metanul)
  • Ca+2C=CaC2 (carbid, o substanță extrem de reactivă)
  • 2Na+2C=Na2C[necesită citare]

CompușiModificare

Cel mai cunoscut și important oxid al carbonului este dioxidul de carbon, CO2. Este o componentă minoră a atmosferei Pământului, produs și folosit de toate ființele vii, și un compus volatil în altă parte. În apă formează urme de acid formic, HCO2H, dar ca majoritatea compușilor cu mai mulți atomi de oxigen la un singur carbon este instabil.

Prin acest intermediar, sunt produși ioni carbonați. Unele minerale importante sunt carbonații, precum calcitul. Disulfura de carbon, CS2, este similară.

Alți oxizi sunt monoxidul de carbon, CO, și neobișnuitul suboxid de carbon, C3O2. Monoxidul de carbon se formează prin combustie incompletă și este un gaz incolor și inodor. Fiecare moleculă conține o legătură triplă, care este foarte puțin polară, rezultând tendința de a se atașa permanent de moleculele de hemoglobină, deci gazul este foarte otrăvitor.

Cianura, CN-, are o structură similară și se comportă ca un ion halid; (CN)2, este înrudită.

Cu metalele reactive, precum wolframul, carbonul formează fie carburi, C-, fie acetilide, C22-, aliaje cu puncte de topire foarte înalte. Acești anioni sunt de asemenea asociați cu metanul și acetilena, ambii fiind acizi foarte slabi. Cu o electronegativitate de 2,5, carbonul formează de obicei legături covalente. Unele carburi au matrice covalente, de exemplu carborundul, SiC, care seamănă cu diamantul.

Lanțuri de carbonModificare

Carbonul are capacitatea de a forma lanțuri lungi cu legături C-C. Această proprietate se numește concatenare. Legăturile carbon-carbon sunt destul de puternice și anormal de stabile. Această caracteristică este importantă deoarece permite carbonului să formeze un număr foarte mare de compuși; de fapt, există mai mulți compuși chimici care conțin carbon decât toți compușii celorlaltor elemente chimice la un loc.

Cea mai simplă formă de moleculă organică este hidrocarbura - o familie mare de molecule organice care, prin definiție, sunt compuși din atomi de hidrogen legați de un lanț de atomi de carbon. Lungimea catenei, catenele laterale (ramificații) și grupele funcționale influențează proprietățile moleculelor organice.

RăspândireModificare

ProducereModificare

Preparare în laboratorModificare

Producere la scară industrialăModificare

CombustibilModificare

Rolul elementului în biologieModificare

Măsuri de protecție chimicăModificare

Carbonul este în general sigur. Inhalarea de funingine în cantități mari poate fi periculoasă. Carbonul poate lua foc la temperaturi înalte și poate arde puternic (ca în accidentul nuclear din Windscale, Marea Britanie, pe 10 octombrie 1957).

Există numeroși compuși chimici pe bază de carbon; unii sunt letali (cianurile, CN-), iar alții sunt esențiali vieții (glucoză).

Vezi șiModificare

ReferințeModificare

  1. ^ Carbon – Naturally occurring isotopes”. WebElements Periodic Table. http://www.webelements.com/webelements/elements/text/C/isot.html. Accesat la 9 octombrie 2008. 
  2. ^ History of Carbon. http://www.caer.uky.edu/carbon/history/carbonhistory.shtml. Accesat la 10 ianuarie 2013. 
  3. ^ Biological Abundance of Elements”. The Internet Encyclopedia of Science. http://www.daviddarling.info/encyclopedia/E/elbio.html. Accesat la 9 octombrie 2008. 
  4. ^ World of Carbon – Interactive Nano-visulisation in Science & Engineering Education (IN-VSEE). http://invsee.asu.edu/nmodules/Carbonmod/point.html. Accesat la 9 octombrie 2008. 
  5. ^ Chemistry Operations (15 decembrie 2003). „Carbon”. Los Alamos National Laboratory. Există o versiune arhivată la 13 septembrie 2008. https://web.archive.org/web/20080913063402/http://periodic.lanl.gov/elements/6.html. Accesat la 9 octombrie 2008. 
  6. ^ Deming, Anna (2010). „King of the elements?”. Nanotechnology 21. doi:10.1088/0957-4484/21/30/300201. http://iopscience.iop.org/article/10.1088/0957-4484/21/30/300201/pdf. Accesat la 15 noiembrie 2016. 

Legături externeModificare