Kohlenstoff

Isotop	NH	t_1/2	ZM	ZE M eV	ZP
¹⁰C	{syn.}	19,255 s	ε	3,648	¹⁰B
¹¹C	{syn.}	20,39 min	ε	1,982	¹¹B
¹²C	98,9 %	C ist stabil mit 6 Neutronen
¹³C	1,1 %	C ist stabil mit 7 Neutronen
¹⁴C	in Spuren	5730 a	β⁻	0,156	¹⁴N
¹⁵C	{syn.}	2,449 s	β⁻	9,772	¹⁵N
¹⁶C	{syn.}	0,747 s	β⁻	8,012	¹⁶N

NMR-Eigenschaften

	¹²C	¹³C
Kernspin	0	1⁄2
gamma / [ rad·T⁻¹·s⁻¹ ]	–	6,73 · 10⁷
Empfindlichkeit	–	–
Larmorfrequenz bei B = 11,74 T	–	125,72 M Hz

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet.
Wenn nicht anders vermerkt,
gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Kohlenstoff (von lat. carbo = Holzkohle und lat. carbonium = Kohlenstoff) ist ein chemisches Element. Es kommt in der Natur sowohl in gediegener Form als auch chemisch gebunden vor. Aufgrund seiner besonderen Elektronenkonfiguration (halbgefüllte L-Schale) besitzt es die Fähigkeit zur Bildung von komplexen Molekülen und weist von allen chemischen Elementen die größte Vielfalt an chemischen Verbindungen auf. Kohlenstoffverbindungen bilden die molekulare Grundlage allen irdischen Lebens.

== Modifikationen des Kohlenstoff ==,.öööäppppppppppppppppppp Elementarer Kohlenstoff ist nichtmetallisch und kommt in mehreren allotropen Modifikationen vor: Diamant, Graphit und Fullerene. Makroskopisch sind die Eigenschaften nahezu diametral.
Graphit ist ein guter elektrischer Leiter von tiefschwarzer Farbe. Dabei ist die Leitfähigkeit anisotrop: sehr gut entlang der Kristallebenen und schlecht senkrecht zu den Ebenen. Er ist leicht spaltbar und dient als Schmiermittel. Diamant hingegen ist ein sehr guter Isolator und transparent. Außerdem ist Diamant das härteste bekannte Material und wird als Schleifmittel eingesetzt. Alle Werkstoffe auf Kohlenstoff-Basis lassen sich auf diese beiden Grundtypen zurückführen (siehe unten).

Atommodell des Kohlenstoffs

Das Modell der Atom- und Molekülorbitale veranschaulicht, wie es zu der unterschiedlichen Ausprägung der Erscheinungsformen des Kohlenstoffs kommt.

Kohlenstoff besitzt sechs Elektronen. Nach dem Schalenmodell besetzen zwei Elektronen die innere 1s-Schale. Das 2s-Niveau der zweiten Schale nimmt ebenfalls zwei Elektronen auf, zwei weitere das 2px- und 2py- Niveau. Nur die vier äußeren Elektronen der zweiten Schale treten chemisch in Erscheinung. Die Aufenthaltswahrscheinlichkeit der Elektronen in einem s-Niveau ist kugelförmig. In einem p-Niveau ist sie anisotrop. Die Elektronen bevölkern einen tropfenförmigen Raum, jeweils einen Tropfen links und rechts vom Zentrum entlang der x-Achse, wenn man sich das Atom im Zentrum eines kartesischen Koordinatensystem plaziert vorstellt. Senkrecht dazu stehen das py- und pz-Orbital.

Diamant (sp³) Struktur

Vier sp3-Orbitale richten sich tetraedrisch in gleichem Winkel zueinander aus.

Die s und p Niveaus können hybridisieren und 4 energetisch gleichwertige sp³-Orbitale bilden. Orbitale besitzen eine langgestreckte Tropfenform an. War sie bei den p- Orbitalen spiegelsymmetrisch zum Mittelpunkt angeordnet, erscheinen sie jetzt keulenartig in eine Richtung verlängert. Das Bild veranschaulicht die Hauptkeulen, die Nebenkeulen wurden der Übersichtlichkeit wegen fortgelassen.
Die vier sp³-Orbitale sind symmetrisch zueinander im Raum orientiert, sie zeigen in die Ecken eines gedachten Tetraeders.

Überlappen sich die sp³-Orbitale von Atomen, können sie feste kovalente Bindungen bilden, die dann die tetraedrische Struktur widerspiegeln. Sie bilden das Grundgerüst des Diamantgitters (siehe Kristallstruktur dort.)

Graphit (sp²) Struktur

Drei sp²-Orbitale richten sich in einer Ebene symmetrisch (hexagonal) zueinander aus.

Sind nur 2 der p-Orbitale an der Hybridisierung beteiligt, entstehen die sog. sp²-Orbitale. Die sp²- Orbitale richten sich senkrecht zum übriggebliebenen p-Orbital aus. Steht beispielsweise das p-Orbital senkrecht auf der x-y-Ebene, liegen die sp²- Orbitale symmetrisch in der x-y-Ebene. Sie haben den gleichen Winkel von 120° zueinander. Das Bild links veranschaulicht die Situation. Das p-Orbital ist der Übersichtlichkeit wegen weggelassen.

sp²-Kohlenstoff-Atome können miteinander kovalente Bindungen bilden, die dann in einer Ebene liegen. Ihre Struktur ist hexagonal, d.i. die Grundstruktur der Planarebenen des Graphits (siehe Kristallgitterstruktur dort). Die übriggebliebenen p-Orbitale wechselwirken ebenfalls untereinander. Sie formen die pi-Bindungen mit deutlich geringeren Bindungsenergien als die sigma-Bindungen der sp² beziehungsweise sp³-Orbitale.
Chemisch sprechen wir von einer Doppelbindung. Die Schreibweise C=C vernachlässigt den unterschiedlichen Charakter beider Bindungen.
Die Bindungsenergie der diamantartigen tetraedrischen sp³-Einfachbindung 'C-C' liegt bei 350 kJ/mol, die der graphitartigen hexagonalen sp²-Doppelbindung C=C nur um 260 kJ/mol höher.
In einem Kohlenstoff-Ring mit sechs Kohlenstoff-Atomen stabilisiert sich die pi-Bindung durch Delokalisierung der Elektronen innerhalb des Rings (mehr dazu siehe Benzol).

Dreifach (sp¹) Bindung

Wenn nur ein p-Orbital mit dem s-Orbital hybridisiert, ergeben sich zwei linear angeordnete Bindungskeulen. Orientieren wir sie entlang der x-Achse, zeigen die verbliebenen p-Orbitale in y- und z-Richtung. Zwei sp-hybridisierte Atome können eine Kohlenstoff-Dreifachbindung formen. Ein Beispiel ist das Gas Ethin (Acetylen) HC ≡ CH. Während sp3-Bindungen dreidimendionale Strukturen formen und sp2 zweidimensionale, bilden sp1-Bindungen höchstens eindimensionale Ketten, wie zum Beispiel H-C≡C-C≡C-H.

Erscheinungsformen des Kohlenstoffs

Elementarer Kohlenstoff existiert in drei Modifikationen, basierend auf den Bindungsstrukturen sp3 und sp2: Diamant, Graphit und Fulleren. Neben diesen drei Modifikationen gibt es weitere unterschiedliche Formen elementaren Kohlenstoffs.

Modifikationen

Diamant

Siehe auch: Diamant
Die sp3-kovalent tetragonal gebundenen Kohlenstoff-Atome besitzen keine freien Elektronen. Das Material ist ein Isolator mit einer Bandlücke von 5.45 eV, der sichtbares Licht nicht absorbiert. Zugabe von Fremdatomen erzeugt Zustände in der Bandlücke und verändert somit die elektrischen und optischen Eigenschaften. So ist der gelbliche Ton vieler natürlicher Diamanten auf Stickstoff zurückzuführen wärend mit Bor dotierte Diamanten bläulich aussehen und halbleitend sind. Der Diamant wandelt sich unter Luftabschluß bei hohen Temperaturen in Graphit um. Er verbrennt bereits bei ca. 700–800 °C zu Kohlendioxid.

Diamant gilt unter normal Bedinungen (1 bar, 25 °C) gemeinhin als die metastabile Form des Kohlenstoffes. Aufgrund neuerer Forschung ist dies aber nicht mehr sicher, weil
1) die thermodynamische Stabilität zu niedrigen P-T-Bedingungen lediglich extrapoliert ist,
2) bei Gleichgewichtsuntersuchungen der Einfluß der Umgebung -geringe Spuren von Verunreinigungen, die unterhalb der heutigen Detektionsgrenze liegen, können bereits drastische Auswirkungen auf die Gleichgewichtslage einer Reaktion haben- nicht berücksichtigt wurde/wird (s.h. Carpenter, M.A: Thermodynamics of phase transitions in minerals: a macroscopic approach, in: Stability of Minerals, Chapman & Hall London, 1992 oder Salje, E.: Phase transitions in ferroelastic and coelastic Crystals, Cambridge University Press, Cambridge 1990)) und schließlich
3) Experimente chinesischer Wissenschaftler zeigen, daß in einer hydrothermalen Reaktion zwischen metallischem Natrium und Magnesiumcarbonat Kohlenstoff und Diamant stabil nebeneinander koexistieren.

Graphit

Siehe auch: Graphit
Die sp2-kovalent hexagonal gebundenen Kohlenstoff-Atome formen hochfeste Ebenen. Die Ebenen untereinander sind nur locker über Van-der-Waals-Kräfte gebunden. Makroskopisch dominiert die Spaltbarkeit entlang der Planarebenen. Da die Ebenen so dünn sind, tritt ihre außerordentliche Festigkeit bei Graphit nicht in Erscheinung.

Wegen dieser Struktur verhält sich Graphit sehr anisotrop: Entlang der Kristallebenen ist Graphit thermisch und elektrisch sehr leitfähig, die Leitung von Wärme oder Ladungen von Kristallebene zu Kristallebene ist dagegen relativ schlecht.

Fullerene

Siehe auch: Fulleren
Eine hexagonale Struktur ist planar. Ersetzt man einige Sechsecke durch Fünfecke, entsteht eine räumliche Struktur, die Fullerene. Die sp2-Bindungen liegen nicht mehr in einer Ebene, sondern bilden ein räumlich geschlossenes Gebilde. Die kleinste mögliche Struktur erfordert 60 Kohlenstoff-Atome und gleicht im Aufbau einem Fußball. Die Molekülkugeln untereinander binden sich über eine schwache Van-der-Waals-Wechselwirkung, genauso wie beim Graphit die Basalebenen. Die aus 60 bzw. 70 Atomen bestehenden Formen lassen sich isolieren und kristallisieren und können daher als Modifikation(en) gelten.

Weitere Formen des Kohlenstoffs

Graphen

Als Graphen bezeichnet man eine monoatomare Schicht von Kohlenstoff, die einer Basalebene entspricht. Wie bei Alkenen verweist die Endung en auf ungesättigte Doppelbindungen in den Kohlenstoff-Ringen (Betonung: Graph-én). Man versucht, Monolagen in makroskopischer Ausdehnung herzustellen, um die hohe Anisotropie der elektrischen Eigenschaften entlang und senkrecht zur Ebene für die Herstellung neuartiger Halbleiter zu nutzen. Streng genommen kann man Graphen nicht als Modifikation bezeichnen, da es sich praktisch um einen zweidimensionalen Kristall handelt.

Kohlenstoffnanoröhren

Siehe auch: Kohlenstoffnanoröhre
Eine weitere Form von Kohlenstoff sind zylindrisch angeordnete, sp2-gebundene Kohlenstoffatome. Ihre Geometrie entsteht aus einer planaren Schicht Graphit, die zu einem Zylinder aufgerollt wird. Die entstandene Röhre kann zusätzlich noch verdreht sein, wodurch sich die elektrischen Eigenschaften ändern. Es können mehrere einwandige Röhren konzentrisch ineinander liegen, so dass man von multiwalled carbon nanotubes (MWCNT) spricht, im Gegensatz zu single-walled carbon nanotubes (SWCNT). (siehe Kohlenstoffnanoröhren).

Kohlenstoffnanoschaum

Kohlenstoffnanoschaum ist eine zufällig orientierte, netzartige Anordnung von Kohlenstoff-Clustern, ähnlich der von Glaskohlenstoff, nur mit deutlich größeren Hohlräumen. Ihr durchschnittlicher Durchmesser liegt bei sechs bis neun Nanometern. Technisch gesprochen ist Kohlenstoffnanoschaum ein Aerogel mit einer Dichte von 0.2–1.0 Gramm⁄Kubikzentimeter. Teilweise werden noch niedrigere Dichten mit ungwöhnlichen magnetischen Eigenschaften beschrieben (siehe Diskussion:Kohlenstoff).

Kohlenstoff-Fasern

Siehe auch: Kohlenstofffaser

Kohlenstoff-Fasern bestehen aus graphitartig sp2-gebundenem Kohlenstoff. In einer Idealfaser liegen die Graphitlagen geordnet wie in einer langen Papierrolle vor, die Graphitebenen orientiert entlang der Faserachse. In Wirklichkeit sind die Ebenen stark gestört und bilden nur lokale Ordnungen aus. Das Maß der Störung beeinflusst die Festigkeit.

Kohlenstofffasern sind sehr zugfest und werden daher in Verbundwerkstoffen genutzt.

Ruß

Siehe auch: Ruß
Ruß besteht ebenfalls aus Kohlenstoff auf Graphitbasis. Je reiner der Ruß, desto deutlicher treten die Eigenschaften von Graphit hervor. Lampen- oder Kerzenruß ist stark mit organischen Verbindungen verunreinigt, die die Bildung größerer Graphit-Verbände verhindern.

Aktivkohle

Siehe auch Aktivkohle
Behutsames Graphitieren von organischen Materialien, wie zum Beispiel Kokosnuss-Schalen, führt zu einem porösen Kohlenstoff. Die Hohlräume stehen wie bei einem Schwamm miteinander in Verbindung und bilden eine sehr große innere Oberfläche. Aktivkohle filtert Feststoffe aus Flüssigkeiten und kann Gase adsorbieren.

Glaskohlenstoff

Glasartiger Kohlenstoff ist eine Kohlenstoffform mit ausgeprägter struktureller Fehlordnung und glasartigem Bruchbild. Die Kohlenstoffatome mit sp2-Bindung sind in ebenen Schichten mit hexagonaler Symmetrie angeordnet. Im Gegensatz zu Graphit sind diese Schichten bei glasartigem Kohlenstoff nicht regelmäßig über größere Bereiche hinweg geordnet. Bänder aus graphitisch geordneten, übereinander geschichteten Strukturen bilden eine polymerähnliche Knäuelstruktur. Glasartiger Kohlenstoff ist im Makrobereich porenfrei, zwischen den Graphitschichten sind aber zahlreiche Hohlräume vorhanden. Ähnlich wie bei Gläsern beträgt der Durchmesser etwa 1 bis 3 nm. Folgen der strukturellen Fehlordnung sind die geringe Dichte, die im Vergleich zu Graphit geringere elektrische und thermische Leitfähigkeit und die Isotropie des Werkstoffs. Trotz der aufgeweiteten Struktur beträgt die Helium-Permeabilität nach der Vakuumverfallsmethode nur 10–11 cm² s-1. Neben seiner isotropen Festigkeit verbindet glasartiger Kohlenstoff die guten Hochtemperatureigenschaften von Graphit. Er sublimiert im Vakuum oder Inertgas erst bei Temperaturen oberhalb 3000 °C und oxidiert an Luft bei etwa 600 °C. Er ist hitze- und kälteschockbeständig. Er ist nur mit Diamantwerkzeugen zu bearbeiten. Glaskohlenstoff bildet auf Grund der starken Fehlordnung keine Interkalationsverbindungen. Die Folge ist die außerordentlich hohe Korrosionsbeständigkeit gegen saure und alkalische Reagenzien und Schmelzen. Lediglich Sauerstoff über 600 °C und oxidierende Schmelzen greifen Glaskohlenstoff an. Die hohe Reinheit des Werkstoffs prädestiniert Ihn für Anwendungen in der Analytik, Elektrochemie (Elektroden), Halbleiter- und Reinststofftechnik. Da Gefäße aus glasartigem Kohlenstoff keine Memory-Effekte zeigen, ist das Material im Bereich der Ultraspurenanalytik vielseitig einsetzbar.

Röhrenförmige aggregierte Diamant-Nano-Röhrchen

Eine Sonderform des Diamanten sind ADNRs, röhrenförmige aggregierte Diamant-Nano-Röhrchen.

Amorpher Kohlenstoff

In amorphem Kohlenstoff (a-C) sind die Atome ohne langreichweitige Ordnung vernetzt. Das Material lässt sich mit nahezu beliebigen sp²:sp³ Hybridisierungsverhältnissen synthetisieren, wobei die Materialeigenschaften fließend von denen des Graphits zu denen des Diamants übergehen. Bei einem sp³ Hybridisierungsanteil >% 70 spricht man von tetraedrisch amorphen Kohlenstoff (ta-C). Dieses Material zeichnet sich durch hohen elektrischen Widerstand, extreme Härte und optische Transparenz aus. Die Synthese kann mittels PVD-Methoden erfolgen.

Kohlenstoff-Verbindungen

Beispiele einiger anorganischer chemischer Verbindungen, die Kohlenstoff enthalten:

Oxide des Kohlenstoffs: Kohlenstoffmonooxid (CO), Kohlenstoffdioxid (CO₂) und Kohlenstoffsuboxid (C₃O₂)
Kohlensäure (H₂CO₃) sowie ihre Salze, die Carbonate.
Kohlenstoffdisulfid (Schwefelkohlenstoff, CS₂).
Legierung aus Eisen und Kohlenstoff, Stahl.
Kohlenstoff-Stickstoff-Verbindung

Die gesamte lebende Natur basiert auf so genannten organischen Kohlenstoff-Verbindungen, hauptsächlich in Verbindung mit Wasserstoff, Sauerstoff und Stickstoff. Zwischen der Erde, ihren Ozeanen und der Erdatmosphäre findet ein kontinuierlicher Fluss von Kohlenstoff statt. Diesen Prozess nennt man Kohlenstoffzyklus.

Die organische Chemie umfasst, aufgrund der Fähigkeit des Kohlenstoffs, lange Ketten und kovalente Bindungen mit anderen Atomen zu bilden, mehr Verbindungen als die gesamte anorganische Chemie. Auch die Biochemie ist ein Teil der organischen Kohlenstoffchemie.

Rohstoffe für die Kohlenstoff-Gewinnung

Die Inkohlung erhöht den Kohlenstoffgehalt organischer Substanzen innerhalb geologischer Zeiträume. Dieser Prozess führte zur Entstehung von Braun- und Steinkohle aus Pflanzenmaterial des Karbons. Ein schnelleres Verfahren ist das Aufheizen unter Intertgas. Die Karbonisierung (bis ca. 1900 °C) und Graphitierung bzw. Graphitisierung (oberhalb 2000 °C) führen zu hohen Kohlenstoffanreicherungen, je nach Materialmenge in Minuten oder wenigen Tagen.

Kohlenstoffgehalt in Gew.-% einiger Rohstoffe für die Kohlenstoff-Gewinnung:

Anthrazit: >90 %
Holzkohle: 90 %
Steinkohle: 85–90 %
- Koks (durch Karbonisierung von Steinkohle): ?
Braunkohle: 60–75 %
Erdöl: 85–90 %
Erdgas: 85–95 %
Torf: 56 %
Holz: 45–50 %
- Holzkohle (durch Karbonisierung von Holz): 80–90 %

Weblinks

Wiktionary: Kohlenstoff – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

Commons: Kohlenstoff – Album mit Bildern, Videos und Audiodateien

Growth Mechanism and Structure of Carbon Nanotubes (in Englisch)
Kohlenstoff auf Chemieseite.de
Glaskohlenstoff

Siehe auch: organische Chemie, Radiokarbonmethode, Polymer, Kohlenstoff-Senke, Kohlendioxid