KOOLSTOFATOOM: KENMERKEN, STRUCTUUR, HYBRIDISATIE - CHEMIE - 2025

Het koolstofatoom is misschien wel het belangrijkste en meest emblematische van alle elementen, want dankzij het is het bestaan ​​van leven mogelijk. Het omsluit in zichzelf niet alleen een paar elektronen, of een kern met protonen en neutronen, maar ook sterrenstof, dat uiteindelijk wordt opgenomen en levende wezens vormt.

Evenzo worden koolstofatomen aangetroffen in de aardkorst, hoewel ze niet in overvloed zijn vergelijkbaar met metaalelementen zoals ijzer, carbonaten, kooldioxide, olie, diamanten, koolhydraten, enz., Ze maken deel uit van zijn fysische en chemische manifestaties.

Bron: Gabriel Bolívar

Maar hoe is het koolstofatoom? Een onnauwkeurige eerste schets is te zien in de bovenstaande afbeelding, waarvan de kenmerken in de volgende sectie worden beschreven.

Koolstofatomen lopen door de atmosfeer, de zeeën, de ondergrond, planten en alle diersoorten. Zijn grote chemische diversiteit is te danken aan de hoge stabiliteit van zijn bindingen en de manier waarop ze in de ruimte zijn gerangschikt. Zo heb je enerzijds het gladde en smerende grafiet; en aan de andere kant diamant, waarvan de hardheid die van veel materialen overtreft.

Als het koolstofatoom niet de eigenschappen zou hebben die het karakteriseren, zou organische chemie niet volledig bestaan. Sommige visionairs zien erin de nieuwe materialen van de toekomst, door het ontwerp en de functionalisering van hun allotrope structuren (koolstofnanobuisjes, grafeen, fullerenen, enz.).

Kenmerken van het koolstofatoom

Het koolstofatoom wordt gesymboliseerd door de letter C. Het atoomnummer Z is 6, daarom heeft het zes protonen (rode cirkels met het symbool "+" in de kern). Bovendien heeft het zes neutronen (gele cirkels met de letter "N") en ten slotte zes elektronen (blauwe sterren).

De som van de massa's van zijn atomaire deeltjes geeft een gemiddelde waarde van 12,0107 u. Het atoom in de afbeelding komt echter overeen met de koolstof 12 ( ¹² C) isotoop , die bestaat uit d. Andere isotopen, zoals ¹³ C en ¹⁴ C, die minder vaak voorkomen, variëren alleen in het aantal neutronen.

Dus als deze isotopen zouden worden getekend, zou ¹³ C een extra gele cirkel hebben en ¹⁴ C er nog twee. Dit betekent logischerwijs dat het zwaardere koolstofatomen zijn.

Welke andere kenmerken kunnen daarbij nog worden genoemd? Het is vierwaardig, dat wil zeggen dat het vier covalente bindingen kan vormen. Het bevindt zich in groep 14 (IVA) van het periodiek systeem, meer bepaald in blok p.

Het is ook een zeer veelzijdig atoom, dat zich kan verbinden met bijna alle elementen van het periodiek systeem; vooral met zichzelf, waarbij ze lineaire, vertakte en laminaire macromoleculen en polymeren vormen.

Structuur

Wat is de structuur van een koolstofatoom? Om deze vraag te beantwoorden, moet u eerst naar de elektronische configuratie gaan: 1s ² 2s ² 2p ² of 2s ² 2p ² .

Daarom zijn er drie orbitalen: 1s ² , 2s ² en 2p ² , elk met twee elektronen. Dit is ook te zien in de afbeelding hierboven: drie ringen met elk twee elektronen (blauwe sterren) (verwar de ringen niet met banen: het zijn orbitalen).

Merk echter op dat twee van de sterren een donkerdere tint blauw hebben dan de overige vier. Waarom? Omdat de eerste twee overeenkomen met de binnenste laag 1s ² o, die niet rechtstreeks deelneemt aan de vorming van chemische bindingen; terwijl de elektronen in de buitenste schil, 2s en 2p, doen.

De s- en p-orbitalen hebben niet dezelfde vorm, dus het geïllustreerde atoom is het niet eens met de werkelijkheid; naast de grote onevenredigheid van de afstand tussen de elektronen en de kern, die honderden keren groter zou moeten zijn.

Daarom bestaat de structuur van het koolstofatoom uit drie orbitalen waar elektronen "smelten" tot wazige elektronische wolken. En tussen de kern en deze elektronen is er een afstand die de immense "leegte" in het atoom onthult.

Hybridisatie

Eerder werd vermeld dat het koolstofatoom vierwaardig is. Volgens de elektronische configuratie zijn de 2s-elektronen gepaard en de 2p ongepaard:

Bron: Gabriel Bolívar

Er is één beschikbare p-orbitaal, die leeg is en gevuld met een extra elektron aan het stikstofatoom (2p ³ ).

Volgens de definitie van de covalente binding is het noodzakelijk dat elk atoom een ​​elektron bijdraagt ​​voor zijn vorming; het is echter te zien dat het in de grondtoestand van het koolstofatoom slechts twee ongepaarde elektronen heeft (één in elke 2p-orbitaal). Dit betekent dat het in deze toestand een tweewaardig atoom is en daarom slechts twee bindingen vormt (–C–).

Dus hoe is het mogelijk dat het koolstofatoom vier bindingen vormt? Om dit te doen, moet je een elektron promoten van de 2s-orbitaal naar de 2p-orbitaal met hogere energie. Dit gedaan, de resulterende vier orbitalen zijn gedegenereerd; met andere woorden, ze hebben dezelfde energie of stabiliteit (merk op dat ze op één lijn liggen).

Dit proces staat bekend als hybridisatie, en dankzij het heeft het koolstofatoom nu vier sp ^3- orbitalen met elk één elektron om vier bindingen te vormen. Dit komt door het kenmerk dat het vierwaardig is.

sp

Wanneer het koolstofatoom een ​​sp ^3- hybridisatie heeft , oriënteert het zijn vier hybride orbitalen naar de hoekpunten van een tetraëder, wat zijn elektronische geometrie is.

Zo kan een sp ^3- koolstof worden geïdentificeerd omdat het slechts vier eenvoudige bindingen vormt, zoals in het methaanmolecuul (CH ₄ ). En daaromheen kan een tetraëdrische omgeving worden waargenomen.

De overlap van de sp ^3- orbitalen is zo effectief en stabiel dat de enkele binding CC een enthalpie heeft van 345,6 kJ / mol. Dit verklaart waarom er eindeloze carbonaatstructuren zijn en een onmetelijk aantal organische verbindingen. Daarnaast kunnen koolstofatomen andere soorten bindingen vormen.

sp

Bron: Gabriel Bolívar

Het koolstofatoom is ook in staat om andere hybridisaties aan te nemen, waardoor het een dubbele of zelfs drievoudige binding kan vormen.

Bij sp ^2- hybridisatie , zoals te zien is in de afbeelding, zijn er drie gedegenereerde sp ^2- orbitalen en één 2p-orbitaal blijft ongewijzigd of "puur". Met de drie sp ^2- orbitalen 120º uit elkaar, vormt de koolstof drie covalente bindingen die een elektronische geometrie in het trigonale vlak tekenen; terwijl het met de 2p-orbitaal, loodrecht op de andere drie, een π-binding vormt: –C = C–.

In het geval van sp-hybridisatie zijn er twee sp-orbitalen 180º uit elkaar, zodanig dat ze een lineaire elektronische geometrie tekenen. Deze keer hebben ze twee zuivere 2p-orbitalen, loodrecht op elkaar, waardoor de koolstof drievoudige bindingen of twee dubbele bindingen kan vormen: –C≡C– of ·· C = C = C ·· (de centrale koolstof heeft sp-hybridisatie ).

Merk op dat altijd (in het algemeen) als de bindingen rond de koolstof worden toegevoegd, zal blijken dat het aantal gelijk is aan vier. Deze informatie is essentieel bij het tekenen van Lewis-structuren of moleculaire structuren. Een koolstofatoom dat vijf bindingen vormt (= C≡C) is theoretisch en experimenteel niet toelaatbaar.

Classificatie

Hoe worden koolstofatomen geclassificeerd? Het is meer dan een classificatie op basis van interne kenmerken, het hangt eigenlijk af van de moleculaire omgeving. Dat wil zeggen, binnen een molecuul kunnen de koolstofatomen als volgt worden geclassificeerd.

Primair

Een primaire koolstof is er een die slechts aan één andere koolstof is gebonden. Het ethaanmolecuul CH ₃ –CH ₃ bestaat bijvoorbeeld uit twee gebonden primaire koolstofatomen. Dit signaleert het einde of begin van een koolstofketen.

Ondergeschikt

Het is er een die is gekoppeld aan twee koolstofatomen. Dus voor het propaanmolecuul, CH ₃ - CH ₂ –CH ₃ , is het middelste koolstofatoom secundair (de methyleengroep, –CH ₂ -).

Tertiair

De tertiaire koolstofatomen verschillen van de rest doordat er takken van de hoofdketen uit voortkomen. Bijvoorbeeld, 2-methylbutaan (ook wel isopentaan genoemd), CH ₃ - CH (CH ₃ ) –CH ₂ –CH ₃ heeft een tertiaire koolstof die vetgedrukt is.

Kwartair

En tot slot zijn quaternaire koolstofatomen, zoals hun naam al aangeeft, verbonden met vier andere koolstofatomen. Het neopentaanmolecuul, C (CH ₃ ) _4, heeft een quaternair koolstofatoom.

Toepassingen

Atomaire massa-eenheid

De gemiddelde atoommassa van ¹² C wordt als standaardmaat gebruikt voor het berekenen van de massa van de andere elementen. Waterstof weegt dus een twaalfde van deze isotoop van koolstof, die wordt gebruikt om de zogenaamde atomaire massa-eenheid u te definiëren.

De andere atoommassa's kunnen dus worden vergeleken met die van ¹² C en ¹ H. Magnesium ( ²⁴ Mg) weegt bijvoorbeeld ongeveer twee keer zo veel als een koolstofatoom en 24 keer meer dan een waterstofatoom.

Koolstofcyclus en leven

Planten nemen CO _{2 op} tijdens het fotosyntheseproces om zuurstof af te geven aan de atmosfeer en als plantenlongen te fungeren. Als ze doodgaan, worden ze houtskool, die na verbranding _weer CO ₂ afgeeft . Een deel keert terug naar de planten, maar een ander komt terecht in de zeebodem en voedt veel micro-organismen.

Wanneer de micro-organismen afsterven, blijft de vaste stof achter in de biologische afbraaksedimenten en na miljoenen jaren wordt het omgezet in wat bekend staat als olie.

Wanneer de mensheid deze olie gebruikt als alternatieve energiebron voor het verbranden van steenkool, draagt ​​het bij aan het vrijkomen van meer CO ₂ (en andere ongewenste gassen).

Aan de andere kant gebruikt het leven koolstofatomen vanaf de bodem. Dit komt door de stabiliteit van zijn bindingen, waardoor het ketens en moleculaire structuren kan vormen waaruit macromoleculen net zo belangrijk zijn als DNA.

NMR-spectroscopie

De ¹³ C, hoewel het op een veel lager percentage van ¹² C, hun overvloed volstaat om moleculaire structuren verhelderen door kernmagnetische resonantiespectroscopie 13 koolstofatomen.

Dankzij deze analysetechniek is het mogelijk om te bepalen welke atomen de ¹³ C omringen en tot welke functionele groepen ze behoren. Zo kan het koolstofskelet van elke organische verbinding worden bepaald.

Referenties

1. Graham Solomons TW, Craig B. Fryhle. Organische chemie. Amines. (10e editie.) Wiley Plus.
2. Blake D. (4 mei 2018). Vier kenmerken van koolstof. Hersteld van: sciencing.com
3. Royal Society of Chemistry. (2018). Steenkool. Genomen uit: rsc.org
4. Evolutie begrijpen. (sf). Reis van een koolstofatoom. Hersteld van: evolution.berkeley.edu
5. Encyclopædia Britannica. (14 maart 2018). Steenkool. Hersteld van: britannica.com
6. Pappas S. (29 september 2017). Feiten over koolstof. Hersteld van: livescience.com