:: wikimiki.org ::
| Periodieke Tabel |
Periodieke tabelDie periodieke tabel van die chemiese elemente is 'n uitbeelding van die bekende chemiese elemente, gerangskik volgens elektronstruktuur sodat baie chemiese eienskappe reëlmatig verander deur die tabel.
Die periodieke tabel van die elemente
Die volgende figuur wys die huidige tabel van bekende elemente. Elke element is gelys volgens sy atoomgetal en chemiese simbool.
Elemente in dieselfde kolom of periodieke tabelgroep se chemiese eienskappe is soortgelyk.
Atoomgetalle in rooi dui op elemente wat nie natuurlik op aarde voorkom nie.
Geskiedenis
Oorspronklik was die stelsel ontwerp sonder kennis van die inwendige bou van die atoom. Die elemente is gerangskik volgens hulle atoommassa. Die Duitser Johann Wolfgang Döberreiner was die eerste wat opgemerk het dat daar 'n golfbeweging ontstaan het in die eienskappe. Hy het triade van ooreenkomstige elemente onderskei. Die Engelsman John Alexander Reina Newlands het ontdek dat daar 'n reelmatigheid van elke 8 elemente bestaan, maar hulle het hom bespot toe hy die vermoede uitspreek dat dit vergelykbaar met die oktawe in die musiek kon wees. Uiteindelik het die Duitser Lothar Meyer en die Rus Dmitry Mendeleev die eerste perodieke tabel gepubliseer. Daarby het hulle vir Telluur en Jodium die massa volgorde omgeruil. Dit het die ooreenstemming met die eienskappe verbeter. Na die koms van die golfmeganika het dit duidelik geword dat hierdie stap geregverdig was.
Sien ook
- Lys van elemente volgens naam
- Lys van elemente volgens simbool
Eksterne skakels
- [http://www.webelements.com Chemistry: Web Elements]
- Engelse weergawe van die [http://bmrl.med.uiuc.edu:8080/MRITable/MRItable.html periodieke tabel] vir magnetiese resonansie.
category:chemie
als:Periodensystem
ja:周期表
ko:주기율표
ms:Jadual berkala
simple:Periodic table
th:ตารางธาตุ
Periodieke tabelgroep
Die elemente van die periodieke tabel kan in 'n aantal groepe verdeel word op die basis van hulle bepaalde chemiese eienskappe wat hulle in gemeen het. 'n Groep is dus niks meer as 'n versamelnaam vir 'n aantal elemente. Die meeste van hierdie groepe val saam die kolomme in die tabel. Die platinumgroep beslaan meer kolomme en die (horisontaal neergelegde) lantaniede en aktiniede word dikwels as deel van die skandiumgroep gereken. Die grootste groep, die oorgangsmetale kan verder in subgroepe onderverdeel word.
Dikwels word 'n groep vernoem na die naam van die eerste element in die groep, soos byvoorbeeld die boorgroep. Ander groepe het dikwels om geskiedkundige redes 'n aparte naam, soos byvoorbeeld die edelgasse.
Andere groeperinge binne die periodieke tabel is:
- periodes
- blokke
- reekse
Verwysings
[http://nl.wikipedia.org/wiki/Chemische_groep Ooreenkomstige artikel in die Nederlandstalige Wikipedia]
Category:chemie
Category:chemiese element
ja:元素の族
ko:주기율표 족
th:หมู่ในตารางธาตุ
Alkalie-aard metale
Die alkalie-aard metale is die reeks elemente in Groep 2 (IUPAC nommer) van die periodieke tabel: berillium, magnesium, kalsium, strontium, barium en radium (wat nie altyd as sulks beskou word nie vanweë sy baie kort halfleeftyd).
Die elemente in die groep stem met mekaar ooreen ten opsigte van hulle elektronkonfigurasie [X]ns2, waar [X] 'n edelgas verteenwoordig. Die twee elektrone in die buitenste s-subskil kan die atoom maklik verlaat en daarom vorm die alkalie-aard metale katione met 'n dubbele lading.
:M => M2+ + 2 e-
Alle elemente uit die groep is onedele metale en die oksiede is basisse. Die sterkte van die M(OH)2 basis neem toe van bo na onder in die kolom. Die soute los oor die algemeen minder goed op in water as die soute van die alkalie metale, maar die oplosbaarheid is egter oor die algemeen nog redelik goed.
Die alkalie-aard metale is silwerkleuringe-, sagte-, lae digtheid metale, wat geredelik met halagene reageer om ioniese soute te vorm. Die elemente reageer ook soos die alkalie metale met water (nie heeltemal so vinnig nie) om sterk alkaliese (basiese) hidroksiede te vorm.
Category:Chemie
Groep 02
ja:第2族元素
ko:알칼리 토금속
ms:Alkali Bumi
th:โลหะแอลคาไลน์เอิร์ธ
Periodieke tabelperiode
Die elemente van die periodieke tabel kan in 'n aantal periodes ingedeel word op die basis van hulle elektronkonfigurasie. Elke periode eindig aan die regterkant van die periodieke tabel met 'n edelgas waarvan die buitenste elektronskil heeltemal gevul is. Omdat die skille nie almal eweveel elektrone bevat nie, is die periodes nie almal ewe lank nie. Daar is 'n direkte verband tussen die periodenommers en die hoofkwantumgetalle van die skil wat in die periode gevul word.
Daar is in totaal sewe periodes in die periodieke tabel wat van 1 tot 7 genommer is.
Ander groeperinge in die periodieke tabel is:
- groep
- blokke
- reekse
Verwysings
[http://nl.wikipedia.org/wiki/Periodieke_tabel,_periode Ooreenstemmende Nederlandstalige Wikipedia artikel.]
Category:Chemie
Category:Chemiese element
ja:元素の周期
ko:주기율표 주기
th:คาบในตารางธาตุ
Waterstof
|
|
|
Algemeen |
| Naam, Simbool, Getal |
Waterstof, H, 1 |
| Chemiese reeks | nie-metale |
| Reeks, Periode, Blok | 1 (IA), 1 , s |
| Digtheid, Hardheid |
0.0899 kg/m3, NA |
| Voorkoms | kleurloos
Voorkoms |
| Atomiese eienskappe |
| Atoom massa |
1.00794 ame |
| Atoomradius (bereken) |
25 (53) pm |
| Kovalente radius | 37 pm |
| Van der Waalsradius | 120 pm |
| Elektronkonfigurasie | 1s1 |
| e- per energie vlak | 1 |
| Oksidasietoestand (Oksied) | 1 (amfoteries) |
| Kristalstruktuur | heksagonaal |
| Fisiese eienskappe |
| Toestand van materie | gas |
| Smeltpunt |
14.025 K (−434°F) |
| Kookpunt |
20.268 K (−423 °F) |
| Molêre volume |
11.42 ×10-6 m3/mol |
| Latente verdampingswarmte |
0.44936 kJ/mol |
| Latente smeltingswarmte |
0.05868 kJ/mol |
| Dampdruk |
209 Pa at 23 K |
| Spoed van klank |
1270 m/s teen 298.15 K |
| Diverse |
| Elektronegatiwiteit |
2.2 (Paulingskaal) |
| Spesifieke warmte kapasiteit |
14304 J/(kg
- K) |
| Elektriese geleidingsvermoë |
__ 106/(m·ohm) |
| Termiese geleidingsvermoë |
0.1815 W/(m
- K) |
| Ionisasie potentiaal |
1312 kJ/mol |
| Mees stabiele isotope |
|
|
SI eenhede &
STD word gebruik tensy anders vermeld. |
Waterstof (Latyn: hydrogenium) is die chemiese element in die periodieke tabel met die simbool H en atoomgetal 1. By standaard temperatuur en druk (STD) is dit 'n kleurlose, reuklose nie-metaal, univalente, en hoogs ontvlambare diatomiese gas. Waterstof is die ligste element wat die meeste voorkom in die heelal. Dit is teenwoordig in water en in al die organiese stowwe en lewende organismes. Waterstof kan chemies reageer met die meeste ander elemente. Sterre in hul hoofstadium, se samestelling is hoofsaaklik waterstof in die plasmatoestand. Die element word gebruik in ammoniak produksie, as 'n dryfgas, 'n alternatiewe brandstof en meer onlangs as 'n kragbron deur middel van brandstofselle.
In die laboratorium word waterstof voorberei deur die reaksie van sure met metale soos sink. Vir kommersiële massaproduksie-doeleindes word waterstof vervaardig deur die omsetting van natuurlike gas deur 'n metaanhervormingsproses. Elektroliese van water is 'n eenvoudige dog oneffektiewe metode. Wetenskaplikes doen tans navorsing op nuwe metodes vir waterstofproduksie. Een van die metodes maak van groen alge gebruik. 'n Ander belowende metode behels die omsetting van bio-massa derivate soos glukose of sorbitol by lae temperature deur gebruik te maak van 'n nuwe katalis.
Kenmerkende Eienskappe
Waterstof is die ligste chemiese element en die algemeenste isotoop bestaan uit slegs 'n enkele proton en 'n elektron. By STD toestande vorm waterstof 'n diatomiese gas, H2, met 'n kookpunt so laag as 20.27 K en 'n smeltpunt van 14.02 K. Onder uitsonderlik hoë drukke, soos die wat mens by die kern van gasreuse vind verloor die molekules hulle identiteit en word die waterstof 'n vloeibare metaal (sien metallic hydrogen). Onder uitsonderlik lae druktoestande wat in die ruimte ervaar word, is Waterstof geneig om as enkele atome te bestaan, om die eenvoudige rede dat daar nie ander atome is om mee te kombineer nie; wolke H2 vorm in die ruimte en is is betrokke by stervorming.
Die element speel 'n noodsaaklike rol in die energie opwekking in die heelal deur die proton-proton reaksie asook die koolstof-stikstof siklus (Daar is kernfusie prosesse wat groot hoeveelhede energie vrystel deur die kombinasie van twee Waterstof atome om een helium atoom te vorm).
Die Waterstof atoom
Die waterstof atoom is 'n atoom van die element Waterstof. Dit bestaan uit 'n enkele negatief gelaaide elektron, wat rondom 'n positief gelaaide proton wentel, wat die kern van die waterstof atoom vorm. Die elektron word aan die proton gebind deur Coulombiese kragte.
Gebruike
Groot hoeveelhede waterstof word benodig in die chemiese nywerheid, veral in die Haberproses vir die vervaardiging van ammoniak, die hidrogenasie van vette en olies en die produksie van metanol. Verder word Waterstof gebruik in hidro-dealkielering,hidro-ontswaeling en hidrokrakingsprosesse.
Ander gebruike van Waterstof is:
- Die element word gebruik in die vervaardiging van soutsuur, sweiswerk en die reduksie van metaal erts.
- Dit word gebruik as vuurpylbrandstof.
- Vloeibare Waterstof word in kriogeniese navorsing gebruik, insluitende supergeleier-studies.
- Aangesien waterstof veertien en 'n half keer ligter as lug is, was dit eens algemeen gebruik as 'n dryfgas in lugballonne en lugvaartuie. Die gebruik daarvan is egter gestaak na die Hindenburg ramp die publiek oortuig het dat die gas te gevaarlik was vir die doeleinde.
- Deuterium, 'n waterstof isotoop (waterstof-2) word gebruik in kernfissie aanwendings as 'n moderator om neutrone te vertraag en word ook gebruik in kernfusie reaksies.
- Deuterium bevattende stowwe vind ook toepassing in chemie en biologie asook in studies van isotoop effekte in reaksies.
- Tritium (waterstof-3), word vervaardig in kernreaktore en word gebruik om waterstofbomme te vervaardig.
- Dit word ook gebruik as 'n isotoop merker in die biologiese wetenskappe en as 'n bestralingsbron in weerkaatsende verwe.
- Waterstof kan verbrand word in interne verbrandingsmotors, en 'n vloot waterstof brandende motors word tans deur Chrysler-BMW aangehou. Waterstof in brandstofselle word ondersoek as moontlike goedkoop, besoedelingsvrye kragbronne.
Geskiedenis
Waterstof is die eerste keer as 'n suiwer chemiese stof geïdentifiseer in 1776 deur Henry Cavendish. Antoine Lavoisier het die element sy naam gegee in Frans, naamlik Hydrogen wat letterlik watermaker beteken.
Voorkoms
Waterstof is die element wat die meeste in die natuur voorkom en meer as 75% van die massa van alle materie en meer as 90% van al die atome bestaan uit Waterstof. Die element kom in oorvloed voor in stere en in planete wat ook gasreuse genoem word.
Relatief tot sy groot oorvloed elders in die heelal is suiwer waterstof baie skaars in die aarde se atmosfeer (1 dpm op 'n volumebasis). Die algemeenste bron vir die element op aarde is water wat bestaan uit twee dele waterstof en een deel suurstof (H2O). Ander bronne sluit in die meeste vorms van organiese stowwe (insluitende alle lewende wesens), fosielbrandstowwe nl (steenkool en ru-olie) asook natuurlike gas. Metaan (CH4) wat verkry kan word as byproduk uit die ontbinding van organiese materiaal en wat ook 'n hoofkomponent van natuurlike gas is, is 'n toenemend belangrike energiebron en is 'n belangrike bron van waterstof.
Waterstof kan voorberei word op verskeie maniere: stoom wat met verhitte koolstof reageer, koolwaterstof ontbinding deur blootstelling aan hitte, reaksie van 'n sterk basis in 'n waterige oplossing met aluminium, elektrolise van water, of die verplasing van sure met sekere metale.
Kommersiële massaproduksie van waterstof geskied hoofsaaklik deur die ontbinding van natuurlike gas teen hoë temperature in die teenwoordigheid van stoom en suurstof. Die proses staan bekend as metaan hervorming.
Verbindings
Waterstof vorm verbindings met die meeste elemente. Waterstof het 'n elektronegatiwiteit van 2.2 dus vorm dit verbindings waar dit die meer nie-metaalagtige, asook waar dit die meer metaalagtige element is. Eersgenoemde verbindings word hidriede genoem,
waar waterstof bestaan uit H- ione of slegs as 'n opgeloste stof binne-in 'n ander element soos in palladium hidried. Laasgenoemde verbinding neig egter na 'n kovalente verbinding, aangesien die H+ ioon 'n ontblote kern met geen elektrone sal wees, het
dit 'n sterk geneigdheid om elektrone na homself aan te trek. Beide die tipe verbindings vorm sure. Dus sal 'n mens selfs in 'n suuroplossing ione soos hidronium (H3O+) kry vanweë die proton se sterk geneigdheid om aan iets te bind.
Waterstof verbind met suurstof om water te vorm, H2O, en die reaksie stel baie energie vry, soveel so dat die verbranding van waterstof in lug eerder as 'n ontploffing beskryf kan word. Deuterium Oksied, of D2O, word ook dikwels swaar water genoem. Waterstof vorm ook 'n groot verskeidenheid verbindings met koolstof. As gevolg van hulle noue verbintenis met lewendige organismes, word hierdie stowwe organiese verbindings genoem en die
studie van die verbindings word organiese chemie genoem.
Vorms
Onder normale toestande is waterstofgas 'n mengsel van twee verskillende soorte molekules wat van mekaar verskil ten opsigte van die relatiewe spin van die nukleone. Die twee vorms staan bekend as orto en para-waterstof (dit verskil van isotope soos hieronder beskryf). In orto-waterstof is die spin van die nukleone parallel, terwyl dit in para-waterstof anti-parallel is. Teen standaard toestande bestaan waterstof uit ongeveer 25% van die para-vorm en 75% van die orto-vorm (ook bekend as die "normale" vorm). Die ewewigsverhouding tussen die twee vorms hang van temperatuur af maar aangesien die orto-vorm 'n hoër energie vlak het, kan dit nie stabiel wees in die suiwer vorm nie. Teen lae temperature (omtrent by kookpunt), bestaan die ewewigsamestelling amper uitsluitlik uit die para-vorm.
Die omsettingsproses tussen die vorms is stadig en as waterstof vinnig verkoel en gekondenseer word, kan dit nog groot hoeveelhede van die para-vorm atome bevat. Die verskynsel is belangrik vir die voorbereiding en stoor van vloeibare waterstof aangesien die orto-para omsetting meer
hitte genereer as die verdampingshitte van waterstof en kan 'n groot hoeveelheid waterstof verloor word deur verdamping etlike dae na vervloeiing. Daarom word kataliste ingespan om die orto-para omsetting te versnel tydens die waterstof verkoelingproses. Daar is ook 'n effense verskil tussen die fisiese eienskappe van die twee vorms. Die smelt en kookpunte van para-waterstof is byvoorbeeld ongeveer 0.1 K laer as die van die "normale" orto-vorm.
Isotope
Die mees algemene isotoop van waterstof is 1H. Dié stabiele isotoop het 'n kern wat bestaan uit 'n enkele proton; daarvandaan die beskrywende term (selde gebruik) protium vir 1H.
Die ander stabiele isotoop is deuterium, 2H, met 'n ekstra neutron in die kern. Deuterium beslaan 0.0184-0.0082% van alle waterstof (IUPAC); verhoudings van deuterium tot protium word gerapporteer relatief tot die VSMOW standaard verwysingswater.
Die derde waterstof isotoop is die radioaktiewe tritium, 3H. Die tritium kern bevat twee neutrone en 'n proton.
Waterstof is die enigste element met verskillende name vir sy isotope. Die simbole D en T (i.p.v. 2H and 3H) word somtyds gebruik vir deuterium en tritium, hoewel dit nie amptelik goedgekeurde gebruik is nie (Die simbool P word reeds gebruik om die element Fosfor aan te dui en kan dus nie gebruik word vir protium nie).
Voorsorgmaatreëls
Waterstof is 'n hoogs ontvlambare gas wat brand teen konsentrasies so laag as 4% in lug. Dit reageer ook heftig met chloor en fluoor. Wanneer waterstof met suurstof gemeng word brand dit met 'n ontploffing.
Sien Ook
- Periodieke tabel
- waterstofbinding
- waterstof atoom
- waterstof voertuig
- fotowaterstof
Verwysings
- [http://periodic.lanl.gov/elements/1.html Los Alamos National Laboratory – Hydrogen]
Eksterne skakels
- Wiktionary – Hydrogen in different languages
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/H/index.html WebElements.com – Hydrogen]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/H.html EnvironmentalChemistry.com – Hydrogen]
- [http://education.jlab.org/itselemental/ele001.html It's Elemental – Hydrogen]
Category:Chemiese elemente
ja:水素
ko:수소
ms:Hidrogen
simple:Hydrogen
th:ไฮโดรเจน
Helium
Helium is 'n kleurlose, reuklose, smaaklose chemiese element,
een van die edelgasse van die periodieke tabel van elemente. Sy kookpunt en smeltpunt is die laagste van al die elemente; dit bestaan slegs as 'n gas, behalwe by buitengewone toestande. Dit is die element wat die tweede meeste voorkom in die heelal, noemenswaardige hoeveelhede word op aarde slegs in natuurlike gas gevind. Dit word gebruik in kriogeniese toepassings, in diepsee asemhalingstoerusting, vir die opblaas van ballonne en as 'n beskermende gas vir vele ander doeleindes. Helium is nie giftig nie en het geen biologiese newe-effekte nie.
Geskiedenis
Helium is die eerste keer in 1868 waargeneem as 'n helder geel lyn in die spektrum van die chromosfeer van die son, deur die Franse sterrekundige Pierre Janssen gedurende 'n sonsverduistering in Indië. In dieselfde jaar, het die Engelse sterrekundige Norman Lockyer ook 'n voorheen onbekende geel lyn in die spektrum van die son opgemerk en tot die gevolgtrekking gekom dat dit veroorsaak word deur 'n element wat onbekend is op Aarde. Hy en die Engelse chemikus, Edward Frankland het die element na die Griekse woord vir die son vernoem naamlik, helios.
In 1895 het die Britse chemikus William Ramsay helium op aarde geïsoleer deur die behandeling van cleveite met mineraalsuur. Hierdie monsters is as helium geïdentifiseer deur Lokyer en die Britse fisikus William Crookes. Die element is in dieselfde jaar onafhanklik deur Sweedse chemici Per Teodor Cleve en Nils Langlet vanuit cleveite geïsoleer.
In 1905 het die Amerikaanse chemici Hamilton Cady en David McFarland ontdek dat helium vanuit natuurlike gas geskei kan word. In 1907 het Ernest Rutherford en Thomas Royds gedemonstreer dat 'n alfa partikel 'n helium kern is. Helium is vir die eerste keer deur 'n Hollandse fisikus Heike Kamerlingh Onnes in 1908 vervloei deur die gas te verkoel tot onder een K. Dit was vir die eerste keer gevries in 1926 deur sy student Willem Hendrik Keesom. In 1938 het die Russiese fisikus Pyotr Leonidovich Kapitsa ontdek dat helium-4 byna geen viskositeit het by temperature naby die absolute nulpunt nie, 'n verskynsel wat as superfluïditeit bekend staan. In 1972 is dieselfde verskynsel opgemerk in helium-3 deur die
Amerikaanse fisici Douglas D. Osheroff, David M. Lee en Robert C. Richardson.
Toestande
By STD bestaan helium slegs as 'n monatomiese gas. Dit vries slegs onder baie hoë drukke (die variasie in die druk het 'n drastiese invloed op die volume van die vastestof). Onder sy kookpunt van 4.21 kelvin en bo die lambda punt
2.1768 kelvin, bestaan die isotoop helium-4 in 'n normale vloeistof vorm, in 'n toestand wat helium I genoem word. Onder die lambda punt begin dit ongewone eienskappe toon in 'n toestand wat helium II genoem word. Min is beken rondom die eienskappe van die isotoop helium-3.
Helium II
Hoof Artikel: superfluïditeit.
Helium II vertoon eienskappe van twee onderkeibare vloestowwe, die een 'n normale viskose vloeistof en die ander 'n supervloeier skynbaar sonder enige interne wrywing. Dit vloei maklik en vinnig deur selfs die kleinste kapillêre openinge en in wat die fontein effek genoem word, styg dit oor die rand van 'n houer in 'n dun film wat skynbaar nie beïnvloed word deur swaartekrag nie. Verder is die termiese geleidigsvermoë groter as dié van enige ander bekende stof. Wanneer die stof aan hitte blootgestel word, word die hitte vinnig deur die stof in golwe gelei, 'n verskynsel wat tweede klank genoem word.
Reaksies
Helium is chemies onreaktief onder alle normale toestande. Met gloeiende elektron vrystelling of elektron bombardement kan helium egter verbindings met wolfram, jodium, fluoor, swael en fosfor vorm.
Isotope
Van die agt bekende isotope van helium is slegs helium-3 en helium-4 stabiel.
Die ander is almal radio-aktief, wat vinnig verval na ander chemiese stowwe. Die isotoop helium-4 met die mees algemene voorkoms, word geproduseer vanuit die alfa verval van swaarder radio-aktiewe elemente, met 'n kern wat uit 'n alfa partikel bestaan. Dit is 'n ongewoon stabiele kern as gevolg van die feit dat die nukleone gerangskik is in volledig gevulde orbitale. Daar is slegs geringe hoeveelhede helium-3 op aarde en diè word gevorm deur die beta verval van tritium.
Verspreiding
Helium is die element met die tweede grootste verspreiding in die heelal (na waterstof) en beslaan ongever 'n kwart van die massa van die heelal. Dit is gekonsentreer in die sterre waar dit uit waterstof gevorm word deur kernfusie van die proton-proton kettingreaksie en die CNO siklus. Volgens die Groot Knal model/teorie van die ontwikkeling van die heelal, is die grootste hoeveelheid helium gevorm in die eerste drie minute na die Groot Knal.
Die konsentrasie van helium in die Aarde se atmosfeer is slegs 1 deel in 200 000, hoofsaaklik as gevolg van die feit dat helium na die ruimte verloor word as gevolg van sy inerte karakter en lae massa. Helium wat op aarde in noemenswaardige hoeveelhede voorkom is hoofsaaklik die byprodukte van radio-aktiewe verval. Die vervalprodukte word gevind in minerale wat uraan en torium bevat, onder andere cleveite, pikblende, carnotiet,
monasiet en beriel. Daar is ook klein hoeveelhede helium teenwoordig in minerale bronne, vulkaniese gas en meteoriet yster. Die grootste konsentrasie op die planeet kom voor in natuurlike gas, en is die grootste bron van kommersieel beskikbare helium. Die hoofbron is die natuurlike gasvelde van die Amerikaanse state Texas, Oklahoma, en Kansas.
Sintese
Helium kan voorberei word deur litium of boor met hoë snelheid protone te bombardeer.
Gebruike
proton
Saamgeperste helium verkry uit natuurlike gas is kommersieel beskikbaar.
Helium word vir velerlei doeleindes ingespan:
- Omdat dit ligter as lug is kan lugskepe en ballonne gevul word met helium om hulle te maak dryf. Helium vir gebruik in lugskepe is voordelig aangesien dit nie vlambaar is nie en het 92.64% van die dryfvermoë van die alternatiewe gas waterstof.
- Die stem van 'n mens wat helium ingeasem het, kry tydelik 'n hoë toon as gevolg van die spoed van klank in helium wat byna drie keer hoër is in helium as in lug, wat 'n ooreenstemmende toename in die resonante frekwensie van die larinks tot gevolg het. Dit mag dalk heelwat vermaak verskaf maar kan ook dodelik gevaarlik wees met gekonsentreerde helium.
- Trimix is 'n atmosferiese mengsel van helium, suurstof en stikstof en word gebruik in diepsee asemhalingsapparaat om die risiko van stikstof narkose en suurstofvergiftiging teen hoë drukke te verlaag.
- Vanweë sy uitermate lae smeltpunt en kookpunt, word helium as 'n verkoelingsmiddel gebruik in magnetiese resonansie beeldvorming?, kernreaktore, supergeleier magnete asook in ander kriogeniese toepassings.
- Vanweë sy inerte eienskappe word helium as 'n beskermingsgas gebruik vir die kweek van silikon en germanium kristalle, vir titaan en sirkoon produksie, vir boogsweiswerk asook vir gaschromatografie.
- Helium word gebruik om vloeibare vuurpylbrandstof saam te pers.
- Helium word in supersoniese windtonnels gebruik.
- Die versterkingsmedium van die helium-neon laser is 'n mengsel van helium en neon.
Eksterne skakels
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/He/key.html WebElements: Helium]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/He.html EnvironmentalChemistry.com –
Helium]
- [http://education.jlab.org/itselemental/ele002.html It's Elemental – Helium]
- [http://hoaxbusters.ciac.org/HBUrbanMyths.shtml#helium Hoax: Helium Causes Death (CIAC
Hoaxbusters)]
Kategorie:Chemiese elemente
ja:ヘリウム
ko:헬륨
ms:Helium
simple:Helium
th:ฮีเลียม
Litium
Litium is die chemiese element met die simbool Li en atoomgetal van 3. In die periodieke tabel kom dit voor in groep 1, tussen die alkalie metale. Litium in sy suiwer vorm is 'n silwerwit metaal, wat vinnig sy glans verloor en oksideer in lug en water. Dit is die ligste vastestof element by STD en word primêr gebruik vir hitte-oordrag allooie, in batterye en dien as 'n bestandeel in sommige dwelms wat bekend staan as gemoedstabiliseerders.
Kenmerkende Eienskappe
Litium is die ligste metaal met 'n digtheid van slegs die helfte van water. Soos alle alkalie metale, reageer litium maklik met water en kom dus nie vrylik in die natuur voor nie as gevolg van sy hoë reaktiwiteit. Litium is nieteenstaande minder reaktief as die chemies soortgelyk element natrium. Wanneer die metaal oor 'n vlam gehou word gee dit aanvanklik 'n opvallende karmosynrooi kleur vlam en namate dit helderder brand kry die vlam 'n helderwit kleur. Dit is ook 'n univalente element.
Aanwendings
As gevolg van sy hoë spesifieke warmtekapasiteit (die hoogste van enige vastestof, word litium dikwels aangewend in hitte-oordrag toepassings. Dit is ook 'n belangrike anode materiaal vir batterye as gevalg van sy hoë elektrochemiese potentiaal. Ander gebruike sluit in:
- Litium soute soos litium karbonaat (Li2CO3), litium sitraat en litium orotaat is gemoedstabiliseerders wat gebruik word in die behandeling van bipolêre stoornisse. Litium kan ook anti-depressante uitwerking hê.
- Litium chloried en litium bromied is buitengewoon higroskopies en word dikwels as droogmiddel gebruik.
- Litium stearaat is 'n algemene veeldoel hoë-temperatuur smeermiddel.
- Litium is 'n allooimiddel wat gebruik word in die sintese van organiese stowwe en vind ook toepassings in die kern energie bedryf.
- Litium word soms gebruik in glase en keramieke. Litium is byvoorbeeld gebruik in die glas vir die 200-duim teleskoop by Mt. Palomar.
- Litium hidroksied word ingespan om koolstofdioksied van lug te skei in ruimtevaartuie en duikbote.
- Allooie van die metaal met aluminium, kadmium, koper en mangaan word gebruik om hoë werkverrigting vliegtuig onderdele te vervaardig.
- Litium niobaat word baie gebruik in die telekommunikasie markte vir draagbare telefone en optiese moduleerders.
Geskiedenis
Litium (Grieks lithos, wat klip beteken) is in 1817 ontdek deur Johann Arfvedson. Arfvedson het die nuwe element in die minerale spodumeen en lepidoliet in 'n petaliet erts ontdek LiAl(Si2O5)2, wat hy geanaliseer het vanaf die eiland Utö in Swede. In 1818 was Christian Gmelin die eerste om op te merk dat litium soute 'n vlam helder rooi kleur. Beide mans het probeer om die element vanuit sy soute te isoleer maar het egter misluk.
Die element is eers later geïsoleer nadat W.T. Brande en Sir Humphrey Davy dit deur middel van elektroliese van litiumoksied reggekry het. Kommersiële produksie van litium metaal is in 1923 deur die Duitse maatskappy Metallgesellschaft AG moontlik gemaak deur gebruik te maak van die elektroliese van 'n mengsel van gesmelte litiumchloried en kaliumchloried.
Die naam "litium" kry skynbaar sy oorsprong uit die feit dat dit in 'n mineraal ontdek is terwyl ander algemene alkalie metale in plant reste ontdek is.
Verspreiding
mineraal
Litium kom wyd verspreid voor maar kom nie in sy suiwer vorm in die natuur voor nie. Vanweë sy hoë reaktiwiteit, word dit altyd gevind in verbinding met een of meer elemente of stowwe. Dit maak 'n klein deel uit van byna alle stollingsgesteentes en kan ook in baie natuurlike mineraalbronne gevind word.
Na die beïndiging van die Tweede Wêreldoorlog het die produksie van litium baie toegeneem. Die metaal kan geskei word vanuit ander elemente in stollingsgesteentes en word ook onttrek van die water van mineraalbronne. Lepidoliet, spodumeen, petaliet en ambligoniet is die belangriker minerale wat litium bevat.
In die Verenigde State word litium herwin vanuit die mineraalbronne in die droë Searles meer, in Kalifornië, asook by plekke in Nevada en elders. Die metaal, wat 'n silwerige voorkoms het soos natrium, kalium en ander lede van die alkalie metaal reeks, word elektrolities geproduseer vanuit 'n mengsel van gesmelte litium- en kaliumchloried. Die metaal het ongeveer VSA$ 300 per pond gekos in 1997.
Isotope
Litium wat natuurlik voorkom bestaan uit twee stabiele isotope Li-6 en Li-7 met Li-7 wat die meeste voorkom (92.5%). Ses radio-isotope is geïdentifiseer met Li-8 die mees stabiele isotoop met 'n halfleeftyd van 838 ms en Li-9 met 'n minder as 8.5 ms halfleeftyd.
Die isotope van litium wissel in atoom massa van 4.027 emu (Li-4) tot 11.0438 emu (Li-11). Die primêre verval modus voor die mees stabiele isotoop (Li-7), bereik word, is proton emissie (met een geval van alpha verval) en die primêre modus daarna is beta emissie (met 'n klein bietjie neutron emissie). Die primêre verval produkte voor Li-7 is element 2 (helium) isotope en die primêre produkte daarna is element 4 (berillium) isotope.
Litium-7 is een van die oerelemente (geproduseer deur die groot knal nukleosintese). Litium isotope skei van mekaar tydens 'n wye verskeidenheid natuurlike prosesse, insluitend mineraalvorming (chemiese presipitasie), metabolisme, ioon uitruiling (Li ruil met magnesium en yster in oktahedrale liggings in klei minerale, waar Li-6 voorkeur geniet bo Li-7), hiperfiltrasie en rotsverandering.
Voorkomende maatreëls
Litium in suiwer vorm is, soos ander alkalie-metale, hoogs vlambaar en effe plofbaar wanneer aan lug blootgestel word en in besonder aan water. Litium metaal is ook baie korrosief en vereis spesiale hantering om velkontak te vermei. Litium moet gestoor word in 'n nie-reaktiewe stof soos nafta of 'n koolwaterstof. Litium speel geen belangrike rol in biologiese prosesse nie en word as effe giftig beskou. Wanneer as 'n medisyne gebruik word moet die konsentrasie in die bloed versigtig gemoniteer word.
Verwysings
- [http://periodic.lanl.gov/elements/.html Los Alamos National Laboratory – Lithium]
Eksterne skakels
- [http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/lithium/ USGS: Lithium Statistics and Information]
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Li/index.html WebElements.com – Lithium]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Li.html EnvironmentalChemistry.com – Lithium]
- [http://education.jlab.org/itselemental/ele003.html It's Elemental – Lithium]
Category:Chemiese element
category:metaal
ja:リチウム
ko:리튬
simple:Lithium
th:ลิเทียม
Berillium
Berillium is die chemiese element in die periodieke tabel met die simbool Be en atoomgetal van 4. Dis 'n giftige bivalente element, 'n alkali-aardmetaal met 'n staalgrys kleur, en is sterk met 'n lae gewig, dog baie bros. Berillium word hoofsaaklik benut as verhardingsmiddel in allooie (mees algemeen, berillium koper legerings).
Kenmerkende eienskappe
Berillium het een van die hoogste smeltpunte van die ligte metale. Die elastisiteitsmodulus van berillium is ongeveer 'n derde groter as die van staal. Dit het 'n uitstekende termiese geleidingsvermoë, is nie-magneties en weerstaan gekonsentreerde salpetersuur. Dit is hoogs deurlaatbaar vir X-strale en neutrone word vrygestel wanneer dit deur alfa partikels getref word, soos vanaf radium of polonium
(omtrent 30 neutrone/miljoen alfa partikels). By standaard temperatuur en druk weerstaan berillium oksidasie wanneer dit aan lig blootgestel word (die vermoë van berillium om glas te krap spruit egter waarskynlik toe te skryf aan 'n dun lagie oksied wat op die oppervlak vorm.
Toepassings
- Berllium is vir 'n lang tyd gebruik as 'n legeringsmiddel vir die produksie van berillium koper. (Be het die vermoë om groot hoeveelhede hitte te absorbeer.) Berillium-koper allooie word in 'n wye verskeidenheid toepassings benut as gevolg van hulle elektriese, termiese en nie-magnetiese eienskappe, asook vir hulle hoë sterkte, hardheid, goeie korrosiebestandheid en swigweerstand (Engels: fatigue resistance). Hierdie toepassings sluit in die maak van: stiksweis elektrodes, Vere, vonkwerende gereedskap en elektriese kontakte.
- Vanweë hulle stewigheid, ligte gewig en dimensionele stabiliteit oor 'n wye reeks temperature, word berillium-koper allooie ook ingespan in militêre, lug- en ruimtevaart industrieë as 'n liggewig strukturele materiaal in hoë snelheid vliegtuie, missiele, ruimte vaartuie en kommunikasie satelliete.
- Dun velle berillium foelie word gebruik in die X-straal waarneming diagnostiek om sigbare lig uit te filter en slegs X-strale waar te neem.
- In die veld van X-straal litografie word berillium gebruik vir die reproduksie van mikroskopiese geïntegreerde stroombane.
- Omdat dit 'n lae termiese neutron absorbsie deursneë het gebruik die kernkrag industrie die metaal in kern reaktore as 'n neutron reflektor en moderator.
- Berillium word ook gebruik vir die maak van giroskope, verskeie rekenaartoerusting, horlosievere en instrumente waar ligte gewig, onbuigsaamheid en dimensionele stabiliteit belangrik is.
- Berillium oksied is nuttig in baie aanwendings wat 'n uitstekende geleier van warmte verg met 'n hoë sterkte en hardheid en 'n baie hoë smeltpunt en wat as 'n elektriese isoleerder kan dien.
- Berillium verbindings was eens gebruik vir fluoreserende ligbuise, maar die gebruik is gestaak weens die voorkoms van berilliose in die werkers wat die buise vervaardig het (sien hieronder).
- Dit word verwag dat die James Webb Space Telescope 'n berilliumspieël sal hê. As gevolg van die feit dat die JWST aan temperature van so laag as -240 grade Celsius (30 Kelvin)
blootgestel gaan word sal die spieël van berillium gemaak word wat die uiterste koue beter kan hanteer as glas. Berilium krimp heelwat minder en vervorm minder as glas — en bly dus meer eenvormig — by sulke temperature.
Geskiedenis
Die naam berillium kom van die Griekse woord beryllos vir beril. Eens was berillium ook glucinium (van Griekse woord glykys vir soet) vanweë die soet smaak van sy soute.
Die element is in 1798 ontdek in die oksiedvorm in beril en in smarag deur Louis Vauquelin. Friedrich Wöhler en A.A.Bussy het die metaal onafhanklik van mekaar geïsoleer in 1828 deur kalium met Berillium chloried te
reageer.
Voorkoms
Berillium word gevind in 30 verskillende minerale, die belangrikste waaronder bertrandiet, beril, chrysoberil en phenasiet tel. Edelgesteentes van beril is akwamaryn en smarag. Die belangrikste kommersiële bronne van van berillium en sy
verbindings is beril en bertrandiet. Huidiglik word die grootste hoeveelheid van die metaal geproduseer deur berillium fluoried te reduseer met magnesium. Berillium metaal het eers teen 1957 geredelik beskikbaar geword.
Isolering
:
Isotope
Berillium het slegs een stabiele isotoop, Be-9. Kosmogenies word berillium (Be-10) geskep in die aarde se atmosfeer deur splitsing van suurstof en stikstof deur kosmiese strale. Aangesien berillium geneig is om op te los by pH vlakke van ongeveer 5.5 (reënwater se pH is tipies minder as 5), sal dit na die aarde se oppervlak gevoer word deur die reënwater. Aangesien die water vinnig alkalies word wanneer oor die oppervlak vloei,
presipiteer dit vinnig uit die oplossing. Kosmogeniese Be-10 akkumuleer sodoende op die grond oppervlak, waar sy relatiewe lang halfleeftyd (1.5 miljoen jaar]] 'n lang retensietyd verseker alvorens dit na B-10 (Boor verval. Be-10 en
mede-produkte is al gebruik om gronderosie, grond formasie en rotsvorming te bestudeer. 'n Prentjie van kan ook gevorm word van die sonvlek aktiwiteit in die verlede asook van die ouderdom van yskerne.
Die feit dat Be-7 en Be-8 onstabiel is het verreikende kosmologiese gevolge aangesien dit beteken dat elemente swaarder as berillium nie geproduseer kon word deur kernfusie tydens die Groot knal nie. Verder is die kern energie vlakke van berillium-8 sodanig dat koolstof geproduseer kan word binne in sterre wat lewe moontlik maak. (Sien trippel-alfa proses en groot knal nukleoonsintese.
Voorsorgmaatreëls
groot knal nukleoonsintese
Berillium en sy soute is giftige verbindings en is potensieël karsinogenies. Kroniese berilliose is 'n long- en sistemiese granulomasiekte wat veroorsaak word deur blootstelling aan berillium. Akute berilliumsiektes in die vorm van chemiese longontsteking is die eerste keer in 1933 in Europa waargeneem en in die Verenigde State in 1943. Gevalle van kroniese berilliose is vir die eerste keer omvattend beskryf in 1946 toe werkers in 'n aanleg wat
fluoreserende lampe in Massachusetts vervaardig het daarmee gediagnoseer is. Kroniese berilliose se simptome is baie soortgelyk aan sarkoidose en dit is dus moeilik om te onderskei tussen die twee kwale.
Ten spyte van die feit dat berilliumverbindings in fluoroserende ligbuise gestaak is in 1949, bestaan die risiko van blootstelling aan berillium nog steeds in die kern en lug- en ruimtevaart industrieë asook tydens die raffinering van berillium metaal en die smelt van berillium
bevattende legerings, die vervaardiging van elektroniese toestelle en die hantering van ander berillium bevattende materiale.
Vroeëre navorsers het berillium en sy verskeie verbindings geproe vir soetheid om die teenwoordigheid daarvan te bevestig. Moderne analitiese toerustig maak dit onnodig om hierdie onveilige te gebruik en daar moet geensins gepoog word om die stof in te neem nie. Berillium en sy verbindings moet met groot sorg gehanteer word wanneer aktiwiteite onderneem word wat tot die vorming van berillium stof kan lei (longkanker is 'n moontlike gevolg van langdurige blootstelling aan berillium belaaide stof).
Die stof kan veilig gehanteer word solank as sekere prosedures gevolg word. Geen poging moet aangewend word om met berillium te werk alvorens daar vereenselwig is met die hanteringsprosedures nie.
Gesondheidsuitwerking
Berillium kan skadelik wees wanneer dit ingeasem word. Die uitwerking daarvan hang af van die tydperk van blootstelling. As berilliumvlakke in die lug hoog genoeg is (> 1000 μg/m³), kan 'n akute toestand ontwikkel genaamd akute berillium siekte, wat baie ooreenkoms toon met
longontsteking. Bedryfs- en gemeenskapstandaarde vir lugkwaliteit is effektief in die voorkoming van akute longskade.
Sommige mense (1-15%) raak sensitief vir berilium. Hierdie individue mag ook ontstekings reaksies ontwikkel in die asemhalingstelsel. Die toestand word kroniese berillium siekte genoem en kan eers baie jare na blootstelling aan hoër as normale vlakke berillium (groter as 0.2
μg/m³) voorkom. Die siekte veroorsaak moegheid, swakheid en swaar asemhaling. Dit kan lei tot anoreksie, gewigsverlies en mag ook lei tot die vergroting van die regterkant van die hart in gevorderde gevalle. Sommige mense wat gesensiteer is vir berillium mag nie die simptome toon nie. Dit is onwaarskynlik dat die algemene bevolking akute of kroniese berillium siekte sal ontwikkel aangesien berillium vlakke in die lug normaalweg baie laag is (0.00003-0.0002 μg/m³).
Die insluk van berillium het nog geen uitwerking getoon op mense nie aangesien baie min berillium vanuit die maag en ingewande geabsorbeer word. Maagswere is waargeneem in honde met 'n berillium bevattende dieet. Berilliumkontak met vel wat skraap- of snymerke het mag 'n uitslag of swere tot gevolg hê.
Langtermyn blootstelling aan berillium vergroot die risiko om longkanker te ontwikkel. Die Verenigde State se Department of Health and Human Services (DHHS) en die Internasionale Agentskap vir kankernavorsing (IARC) het bepaal dat berillium 'n karsinogeniese stof is. Die Verenigde State se Environmental Protection Agency (EPA) het bepaal dat berillium 'n moontlike
menslike karsinogeen is. Volgens die EPA kan 'n leeftydlange blootstelling van 0.04 μg/m³ berillium lei tot 'n een in duisend kans om longkanker te ontwikkel.
Daar is geen studies om die gesondheidsuitwerking op kinders wat aan berillium blootgestel is, gedoen nie. Dit is waarskynlik dat die uitwerking soortgelyk sal wees as dié op volwassenes.
Berillium kan gemeet word in die urine en bloed. Die hoeveelheid berillium in bloed of urine kan aandui hoe lank en hoeveel die blootstelling was. Berilliumvlakke kan ook gemeet word in long- en velmonsters.
Vlakke waartoe industrieë tipies toegelaat word om in die lug te laat is tipies in die orde van 0.01 μg/m³, oor 'n gemiddeld van 'n 30-dae periode, of 2 μg/m³ in 'n werkskamer vir 'n agt ure skof periode.
Verwysings
- [http://periodic.lanl.gov/elements/4.html Los Alamos National Laboratory – Beryllium]
Eksterne skakels
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Be/index.html WebElements.com – Beryllium]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Be.html EnvironmentalChemistry.com – Beryllium]
- [http://education.jlab.org/itselemental/ele004.html It's Elemental – Beryllium]
Category:Chemiese element
ja:ベリリウム
ko:베릴륨
ms:Berilium
simple:Beryllium
th:เบริลเลียม
Koolstof
Koolstof is 'n chemiese element in die periodieke tabel met die simbool C en atoomgetal van 6. Die nie-metaalagtige, tetravalente element kom algemeen voor en het verskeie allotropiese vorms:
- diamant (die hardste mineraal bekend). Verbindingstruktuur: 4 elektrone in sogenaamde 3-dimensionele sp3 orbitale.
- grafiet (een van die sagste stowwe). Verbindingstruktuur: 3 elektrone in 2-dimensionele sp2-orbitale en 1 elektron in 'n s-orbitaal.
- Kovalent verbinde sp1 orbitale is van chemiese belang alleenlik.
Fullerene is nanometer-skaal molekules. In die eenvoudigste vorm daarvan bestaan uit 60 koolstof atome in 'n grafietlaag wat gebuig is om 'n driedimensionele struktuur te gee wat baie soos 'n sokkerbal lyk.
Lampswart bestaan uit klein grafietagtige areas. Die areas kom lukraak verspreid voor dus is die hele struktuur isotropies.
Sogenaamde 'glasagtige koolstof' is isotropies en net so sterk soos glas. Anders as in normale grafiet, is die grafietagtige lae nie gerangskik soos in die bladsye van 'n boek nie maar is gevrommel soos wanneer 'n mens papier vrommel.
Koolstofvesels is soortgelyk aan glasagtige koolstof. Onder spesiale behandeling (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 nie-metaal het ook die interessante eienskap dat dit met atome van sy eie soort kan verbindings vorm asook met 'n groot verskeidenheid ander elemente, soveel so dat daar bykans 10 miljoen 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 istotoop koolstof-14 word algemeen gebruik in radioaktiewe datering.
Kenmerkende eienskappe
Koolstof is vir baie redes 'n merkwaardige element. Sy verskillende vorme sluit een van die sagste (grafiet) en een van die hardste (diamant) stowwe aan die mens bekend in. Meerendeels het dit 'n sterk neiging om verbingings te vorm met ander klein atome, insluitende ander koolstof atome 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 tien miljoen bekende chemiese stowwe kan vorm. Koolstof verbindings vorm die basis van alle lewe op aarde en die koolstof-stikstof siklus 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 'n driedubbele botsings van alfa partikels (helium kerne) vereis om geproduseer te kan word. Die heelal het aanvanklik uitgesit en ook te vinnig afgekoel vir dit om te gebeur. Dit word egter in die binnekant van sterre gevorm omdat die botsingsproses skynbaar daar moontlik is.
Aanwendings
Koolstof is 'n noodsaaklike komponent van alle lewende stelsels en sonder dit sou lewe soos ons dit ken nie kon bestaan nie.
Die hoof ekonomiese 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 rou-materiaal vir vele sintetiese stowwe waaronder die plastieke ook tel.
Ander gebruike
- Die isotoop 14C, wat op 27 Februarie 1940 ontdek is, word gebruik om radiokoolstof datering te doen.
- Sommige rookverklikkers gebruik klein hoeveelhede radioaktiewe koolstof isotoop as bron van ioniserende bestraling (Die meeste rookverklikkers van die tipe gebruik egter 'n isotoop van Amerikium).
- Grafiet word gekombineer met kleie om die 'lood' te maak wat in potlode gebruik word.
- Diamant word vir versieringsdoeleindes gebruik en ook om boorpunte en vir ander eienskappe waar van sy hoë hardheid gebruik gemaak word.
- Koolstof word by yster gevoeg om staal te maak.
- Koolstof word ook gebruik vir die beheerstawe in kernreaktore.
- Grafiet koolstof in 'n verpoeierde, koek vorm word gebruik as houtskool om mee te kook, vir kunswerk en ander gebruike.
- Houtskool word gebruik in pil of poeier vorm om toksiese stowwe of giwwe in die spysverteringskanaal te adsorbeer.
- Die chemiese en strukturele eienskappe van fullerene, in die vorm van koolstof nanobuise het belowende potensiële gebruike in die ontluikende veld van nanotegnologie.
Geskiedenis
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 (houtskool). Diamante is ook lank bekend as edelgesteente al was mense nie bewus van die verbintenis met houtskool nie. Die mees onlangste allotroop wat ontdek is
fullerene is ontdek as 'n neweproduk van molekulêre bundel eksperimente van die 1980's.
Allotrope
Vier allotrope van koolstof is bekend: amorfe, grafiet, diamant en fullerene. Die ontdekking van 'n vyfde vorm is onlangs op 22 Maart 2004 bekend gemaak.
In sy amorfe vorm is koolstof eintlik basies grafiet maar word nie saamgebind in 'n kristallyne makrostruktuur nie. Dit kom eerder voor as 'n poeier wat die hoofbestandeel is van stowwe soos houtskool en lampswart (roet).
Teen normale drukke neem koolstof die vorm van grafiet aan, waar elke atoom gebonde is aan drie ander 'n vlak wat bestaan uit versmelte heksagonale ringe, soortgelyk aan diè in aromatiese koolwaterstowwe. Die twee bekende vorms van grafiet, alfa (heksagonaal) en beta (aromatiese koolwaterstowwe vanweë die delokalisering van die pi-wolk. Die materiaal is sag en die blaadjies van die lae word slegs deur Van der Waalskragte aanmekaar gehou wat beteken dat hulle maklik oormekaar gly.
Teen baie hoë drukke het koolstof 'n allotroop wat diamant genoem word waar elke atoom verbind is aan vier ander koolstof atome. Diamant het dieselfde kubiese struktuur 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 koolstof atome 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 nanoskuim allotroop is ook onlangs ontdek.
Voorkoms
Daar bestaan byna tien miljoen koolstof verbindings 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 in die son, sterre, komete en in die atmosfeer van baie planete.
Sommige meteoriete bevat mikroskopies klein diamante wat gevorm is toe die sonnestelsel slegs 'n protoplanetêre skyf was. Koolstof kan 'n 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 natuurlike gas wat koolwaterstowwe genoem word.
Grafiet word in groot hoeveelhede in New York en Texas in die V.S.A; Rusland; Mexiko; Groenland; en Indië aangetref.
Natuurlike diamante kom voor in die mineraal kimberliet wat gevind kan word in antieke vulkaniese nekke en pype. 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.
Anorganies verbindings
(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 koolstof monoksied, CO, en die seldsame koolstof suboksied, 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 hemoglobien
molekules te bind en dit dus 'n hoogs giftige 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 elektronegatiwiteite van 2 en 5 verkies om kovalente verbindings te vorm. 'n Paar karbiede het kovalente roosterstrukture wat baie soos die van diamant lyk.
Koolstofkettings
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.
Koolstofsiklus
Die voortdurende proses van verbinding en vrystelling van koolstof en suurstof met die daarmee gepaardgaande stoor en vrystelling van energie.
katabolisme + anabolisme = metabolisme. Sien koolstofsiklus.
Isotopes
In 1961 het die Internasionale Unie van Suiwer en Toegepaste Chemie die koolstof-12 isotoop aanvaar as die basis vir die bepaling van atoomgewigte.
- Koolstof-14 is 'n radio-isotoop met 'n halfleeftyd van 5715 jaar en is baie gebruik vir die radiokoolstof datering van hout en ander monsters vanaf argeologiese terreine.
Koolstof het twee stabiele isotope wat natuurlik voorkom: C-12 (98.89%) en C-13(1.11%).
Voorsorgmaatreëls
Verbindings van koolstof het 'n wye verskeidenheid toksiese werkinge. Koolstof monoksied (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.
Eksterne skakels
- [http://periodic.lanl.gov/elements/6.html Los Alamos Nasionale Laboratorium in die V.S.A – Koolstof]
- [http://www.nature.com/NSU/040322/040322-5.html][http://www.nature.com/nsu/040322/040322-5.html]
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/C/index.html WebElements.com – Koolstof]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/C.html EnvironmentalChemistry.com – Kooltsof]
- [http://education.jlab.org/itselemental/ele006.html It's Elemental – Koolstof]
- [http://www.vincentherr.com/cf/ – Koolstof Fullerene en ander Allotrope] modelle deur Vincent Herr
Category:Chemiese elemente
ja:炭素
ko:탄소
ms:Karbon
simple:Carbon
th:คาร์บอน
Stikstof
Stikstof is die chemiese element in die periodieke tabel met die simbool N en atoomgetal 7. 'n Normaalweg 'n kleurlose, reuklose, smaaklose en meestal inerte diatomiese nie-metaal gas. Stikstof beslaan ongeveer 78 persent van die Aarde se atmosfeer en is 'n bousteen van alle lewende weefsels. Stikstof vorm baie belangrike verbindings soos ammoniak, salpetersuur en sianiede.
Kenmerkende eienskappe
Stikstof is 'n nie-metaal met 'n elektronnegatiwiteit van 3.0. Dit het vyf elektrone in sy buitenste skil en kom dus in die trivalente vorm voor in die meeste verbindings. Suiwer stikstof is 'n onreaktiewe kleurlose diatomiese gas by kamertemperatuur en beslaan ongeveer 78.08% van die Aarde se atmosfeer. Dit kondenseer by 77 K en vries teen 63 K. Vloeibare stikstof is 'n algemene kriogeen.
Aanwendings
Die grootste enkele kommersiële gebruik van stikstof is as 'n komponent in die vervaardiging van ammoniak deur middel van die Haber proses. Ammoniak word op sy beurt gebruik vir kunsmis vervaardiging en om salpetersuur te vervaardig. Stikstof word gebruik as inerte atmosfeer in stoortenke wat brandbare vloeistowwe bevat waar 'n plofbare lug en damp mengsel bo die vloeistofoppervlak kan voorkom en word ook gebruik in die vervaardiging van vlekvrye staal.
Vloeibare stikstof word gebruik as verkoelingsmiddel vir die vir die dompelvries en vervoer van voedselprodukte, vir die bewaring van lyke en voortplantingselle (sperm en eier), en vir die stabiele stoor van | | |
