(Lat. carbo), symbool C, atoomnr 6, atoomgew. 12.010, een zeer verspreid en vanouds bekend element. Het komt in zeer zuivere gekristalliseerde toestand voor als diamant en in een geheel andere gekristalliseerde toestand als grafiet.
Veel groter is echter de hoeveelheid koolstof, die aanwezig is in een meer of minder zuivere „amorphe” toestand (zie beneden) als anthraciet, steenkool, bruinkool enz., in fossiele afzettingen. In gebonden toestand komt koolstof zeer verspreid voor. Alle organische stoffen bevatten koolstof. Petroleum en aardgas zijn mengsels van koolwaterstoffen. Voorts is koolstof-dioxyde of koolzuur, C02, in vrije toestand een bestanddeel van de atmosfeer (0,03 pct, en in gebonden toestand komt het voor in de dikke krijt-, kalksteen- en dolomietlagen, die in wezen uit calcium- en magnesiumcarbonaat bestaan.Bij de verhitting van organische stoffen onder afsluiting van de lucht (droge destillatie) ontstaat een ontleding, waarbij min of meer zuivere kool achterblijft. Bekende producten zijn houtskool, suikerkool, beenderkool (beenzwart). Ook cokes ontstaat op dezelfde wijze uit steenkool. Belangrijk is ook gasroet of carbon black, koolstof in zeer zuivere, fijn verdeelde vorm. Het gewone roet is verontreinigd door teerachtige ontledingsproducten van de brandstof. Retortenkool is een zuivere koolsoort, gevormd in de retorten van de gasfabriek door ontleding van de gevormde koolwaterstoffen aan de wanden van de ovens. Adsorptiekool (z adsorptie) is geen speciale koolsoort, maar slechts een kool, waarbij door vorming bij lage temperatuur en soms nog door speciale chemische behandelingen een groot inwendig oppervlak van sterk adsorberend vermogen is verkregen; beenderkool is bijv. ook een goede adsorptiekool voor verschillende doeleinden. Al deze koolsoorten worden wel als amorphe kool betiteld. Uit het röntgenonderzoek is evenwel gebleken, dat deze kool eigenlijk uiterst fijn (submicroscopisch) verdeelde grafiet is, met deeltjes van 20-100 Ä, des te fijner, naarmate de vormingstemperatuur lager ligt.
De beide vormen van het element koolstof verschillen in kristalvorm als gevolg van verschil in de aard van de bindingen en daardoor is ook het grote verschil in eigenschappen te verklaren. In diamant is ieder koolstof-atoom volgens de tetraëderrichtingen door vier gelijke zeer sterke electronen-paarbindingen (z chemische binding) met de omliggende atomen verbonden (afstand 1,54 Ä), zodat een driedimensionaal coördinatie-rooster ontstaat, dat aldus ook een grote hardheid bezit. Deze binding komt overeen met die in de organische stoffen van de aliphatische groep. In grafiet is de binding analoog aan die van de aromatische moleculen, zoals benzol en naftaline. De atomen zijn in regelmatige aansluitende zeshoeken gerangschikt tot platen, gebonden door sterke bindingen (afstand 1,42 Ä). Tussen deze platen evenwel is de afstand, 3,35 Ä, vrij groot en de samenhang gering. Aldus is grafiet zeer zacht, doordat de plaatjes gemakkelijk over elkaar schuiven. Doordat bovendien een deel van de electronen zich vrij kan bewegen, is grafiet en dus ook de zgn. amorphe kool een geleider voor de electrische stroom en deze electronen zijn ook verantwoordelijk voorde lichtabsorptie,d.i. voor de zwarte kleur van koolstof in de grafietmodificatie.
De grafietmodificatie is bij alle temperaturen stabieler dan de diamant; deze laatste gaat dan ook bij hoge temperatuur over in grafiet, maar het omgekeerde is niet mogelijk. Slechts onder zeer hoge drukken zou diamant kunnen worden gevormd. Hoewel zeer vele pogingen zijn gedaan om diamant kunstmatig te verkrijgen, is dit nog steeds in feite mislukt. Wel verkreeg Moissan in 1897 door ijzer, waarin koolstof was opgelost, onder druk uit te laten kristalliseren microscopische kristalletjes, nadat het ijzer door zuur was opgelost, maar het moet thans niet zeker worden geacht of deze wel inderdaad van diamant en niet van een Carbide waren, die ook zeer hard en weinig aantastbaar zijn. Kunstmatige grafiet daarentegen is sedert vindingen van Acheson (1896) een belangrijk product van de industrie (z electrothermie en grafiet).
De toepassingen van kool zijn zeer menigvuldig. Het veelvuldigst wel wordt het als brandstof gebruikt. Cokes dient als reductiemiddel in de metallurgie, bijv. bij de bereiding van ijzer. Het dient ook als grondstof voor de bereiding van carborundum en van calciumcarbide. Grafiet dient voor electromotoren (koolborstels), electroden voor electrische ovens, potloden, als onaantastbaar constructiemateriaal voor chemische apparaten en buisleidingen, als smeermiddel enz. Amorphe kool dient voor ontkleuring van suikerstroop, als adsorbens in gasmaskers etc. Gasroet wordt in enorme hoeveelheden in rubber verwerkt. Roet, zwartsel e.d. dienen als pigment in schoensmeer en Oostindische inkt.
Zowel diamant als grafiet is zeer bestendig tegen chemische invloeden. Het is moeilijk om koolstof in deze vorm te verbranden, maar toch toonde reeds Lavoisier aan, dat diamant tot koolzuur verbrandt. Door zeer heftige oxydatie met kaliumchloraat en salpeterzuur ontstaat uit grafiet het grafietzuur, een waterhoudend oxyde van variabele samenstelling, waarin de samenhang van de grafietplaatjes behouden blijft en de zuurstof zich tussen de vlakken heeft gelegd. Met fluor, zwavelzuur en met kalium ontstaan op dezelfde wijze evenzo verbindingen in onbepaalde verhoudingen. De amorphe kool is wel reactiever, maar reageert toch pas bij hoge temperatuur, vaak pas boven 2000 gr. C. met waterstof, chloor, zuurstof, zwavel, stikstof, silicium, vele metalen enz. Alleen met fluor reageert het al bij kamertemperatuur. Het smeltpunt en kookpunt van grafiet zijn nog steeds niet met grote zekerheid bekend; zeker is, dat beide bij zeer hoge temperatuur liggen. Het sm.pt ligt waarschijnlijk niet bij ca 3500 gr., waarbij het wel reeds sterk verdampt, maar bij 4700 gr. C. en 200 atm. De dichtheid van diamant is 3,51, van grafiet 2,25.
Naast het koolstof-isotoop (z atoom) met atoomgewicht 12 komt er ook een kleine hoeveelheid, 1,1 pct, met atoomgewicht 13 voor. Het is gelukt verbindingen te bereiden, waarin dit percentage hoger is. Deze verbindingen met zgn. gemerkte koolstof (C13 als indicator) zijn van groot belang om bijv. na te gaan, dat en hoe zo een verbinding in een organisme wordt omgezet, bijv. koolzuur bij de assimilatie van groene planten door na te gaan in welke stoffen de C13 atomen terechtkomen. In nog veel geringere hoeveelheden komt een radioactief isotoop C14 voor dat bij bestraling door neutronen uit stikstof wordt gevormd. Aldus is het mogelijk de ouderdom van organisch materiaal te bepalen uit de mate van deze radioactiviteit van de koolstof.
Koolstofverbindingen zijn er wel een 800 000, veel meer dan die van alle andere elementen te zamen (50 000). Zij vormen het gebied van de organische chemie die beter chemie van de koolstofverbindingen kan heten, want reeds sedert Wöhler weten we dat deze koolstofverbindingen lang niet uitsluitend in de organische natuur worden opgebouwd. Dit grote aantal verbindingen vindt zijn grond in het gemak, waarmede koolstofatomen lange ketens en ringen vormen. Koolstof is bijna steeds vierwaardig; slechts in CO is het tweewaardig. Het is gebruikelijk enkele van de allereenvoudigste koolstofverbindingen bij de anorganische chemie te behandelen, zoals verbindingen met zuurstof, zwavel, stikstof en de halogenen; deze volgen hier.
Koolmonoxyde, CO, ontstaat bij de verbranding van koolstof met onvoldoende zuurstof (kolendamp). Het is een kleurloos, reukeloos gas, dat zeer vergiftig is (z koolmonoxydevergiftiging). Het lijkt in zijn physische eigenschappen veel op stikstof, dat ook eenzelfde aantal electronen bezit. Het kookpunt is -190 gr. G., sm.pt -207 gr. De dichtheid van de damp is 0,97 van die van lucht. Koolmonoxyde verbrandt met overmaat zuurstof met een bijna kleurloze blauwgezoomde vlam tot kooldioxyde. Het wordt technisch bereid in het generator- en watergas, in het laboratorium uit mierenzuur en sterk zwavelzuur. Het verbindt zich met sommige metalen, zoals nikkel, kobalt en ijzer, tot carbonylverbindingen. Met chloor verbindt het zich onder invloed van het licht tot phosgeen, COCl2. Met gesmolten loog ontstaat formiaat: CO + NaOH ->NaOOCH.
In gasmaskers (brandweermaskers) wordt het koolmonoxyde onschadelijk gemaakt door oxydatie met bijzondere gepraepareerde koolsoorten, die koperoxyde met zilver- en kobaltoxyde bevatten (hopcaliet).
Koolmonoxyde kan kwalitatief worden aangetoond door de zwarting van een papiertje, gedrenkt in palladiumchloride, kwantitatief wordt het bepaald door absorptie in een oplosssing van cuprochloride in ammoniak (z koper).
Koolstofsuboxyde, C302, ontstaat nimmer direct, maar bijv. door wateronttrekking met phosphorpentoxyde aan malonzuur. Het is een verstikkend gas, k.pt + 7 gr., dat gemakkelijk polymeriseert tot een rode amorphe stof.
Kooldioxyde of koolzuur (anhydride), CO2, is het productvande volledige verbranding van koolstof. Het is het anhydride van het niet in vrije toestand bekende eigenlijke koolzuur, H2C03, doch het wordt ook wel zelf zo genoemd. Het is een kleurloos gas met zwak prikkelende reuk, dat zich gemakkelijk onder druk vloeibaar laat maken, bij 20 gr. en 56,5 atm. Het vaste koolzuur ontstaat als sneeuw, wanneer men uit een cylinder met vloeibaar koolzuur dit probeert af te tappen ten gevolge van de sterke afkoeling door het expanderende gas. Het sublimatiepunt is -78,52 gr. Het tripelpunt ligt bij -56,60 gr. en 51,12 atm. Het critische punt (z gassen) ligt bij 31,3 gr. en 72,9 atm. Kooldioxyde lost vrij gemakkelijk in water op: bij één atm. is dit in 1 volume water bij o gr. 1,71 vol., bij 20 gr. 0,88 vol., bij hogere drukken nog meer.
Het gasvormige koolzuur komt in de atmosfeer voor in een gehalte van 0,03 pct. Het wordt opgenomen door de planten, die er onder de invloed van het licht en met water suikers uit opbouwen (z assimilatie). Op sommige plaatsen in en nabij vulkanen komt het in grotere hoeveelheden voor. Daar het gas aanzienlijk zwaarder is dan lucht, relatieve dichtheid 1,529, blijft het op de bodem van een ruimte hangen, zo bijv. in de bekende Hondsgrot in Napels en in de Dodenvallei op Java. Soms ook verzamelt het zich in beerputten en riolen en dit kan dodelijke ongevallen ten gevolge hebben, zo iemand daarin afdaalt. Een gasmasker is daarbij van geen nut en slechts met een zuurstofapparaat is men veilig. Op zichzelf prikkelt koolzuur de ademhaling, en zo wordt ook aan de zuurstof ter inademing door bewustelozen steeds koolzuur toegevoegd.
Tussen koolstof en de beide oxydes bestaat een reversibele overgang. Dit evenwicht C02+ C 2 CO ligt bij 450 gr. nog geheel aan de koolzuurkant, nl. bij 98 pct kooldioxyde, bij 750 gr. is echter nog maar 24 pct, bij 1000 gr. nog 1 pct koolzuur aanwezig; gloeiende kool reduceert dus koolzuur. Koolzuur wordt in het laboratorium bereid in een Kipp-apparaat uit stukjes marmer en zoutzuur. Technisch wordt het gewonnen bij het kalkbranden (z kalk),bij de biergisting. Kooldioxyde kan gemakkelijk worden aangetoond, doordat het in een oplossing van bariumhydroxyde (z barium), barytwater, een neerslag van bariumcarbonaat teweegbrengt.
Koolstofdisulfide, beter bekend als zwavelkoolstof CS2, is een kleurloze, in geheel zuivere toestand vrijwel reukeloze, meestal echter onaangenaam ruikende, zeer vluchtige vloeistof met hoge lichtbreking. Het kookpunt is 46,3 gr., sm.pt -108,6 gr., s.g. 1,26, brekingsindex 1,693 (Nan). Het is buitengewoon gemakkelijk ontvlambaar, ja dit geschiedt reeds bij aanraking van de damp met een voorwerp van 100 gr. De zware damp, 2,63 X zwaarder dan lucht, verspreidt zich gemakkelijk over tafels e.d., en zo kan brand ontstaan door ver verwijderde hete voorwerpen. Met lucht geeft de damp een explosief mengsel. Bij de verbranding ontstaat het verstikkende zwaveligzuur. Zwavelkoolstof wordt bereid door zwaveldamp over gloeiende houtskool of cokes te leiden en het gevormde CS2 te condenseren. Zwavelkoolstof wordt technisch gebruikt bij de vervaardiging van de viscosekunstzijde. Voorts soms nog als extractiemiddel voor oliën en vetten, zoals voor de extractie van de resten na de directe persing van olijven. Verder is het een zeer goed oplosmiddel voor rubber (rubbersolutie). Het is zowat de enige vloeistof, waarin zwavel goed oplost. Het dient ook nog voor de bereiding van een aantal plantenziektenbestrijdingsmiddelen, de carbamaten. Het is trouwens zelf giftig voor alle organismen en wordt wel gebruikt om in kleine voorwerpen in musea, herbaria e.d., insecten te doden door deze voorwerpen 1 à 2 dagen te plaatsen in een goed sluitende kist, waarin schaaltjes met zwavelkoolstof zijn geplaatst.
Koolstof monosulfide CS en -sub sulfide C3S2 zijn analoog gebouwd met de oxyden. Het eerste polymeriseert echter vrijwel direct.
Koolstofoxysulfide, COS of carbonylsulfide, is een brandbaar gas, k.pt -48 gr., sm.pt -138 gr. Het ontstaat door koolmonoxyde en zwaveldamp door een verhitte buis te leiden en voorts door ontleding van ammoniumthiocarbaminaat NH4H2.COS] met zuren, geheel overeenkomstig de koolzuurontwikkeling uit ammoniumcarbaminaat (z carbaminezuur). In water opgelost ontleedt het langzaam: COS + HzO —> COa + H2S.
Cyaan, (CN)2, is de enige gedefinieerde verbinding tussen beide; elementen (z cyaan).
Koolstofhalogeniden. Naast de eenvoudigste tetrahalogeniden met één koolstofatoom zijn er nog verschillende halogeniden met meer kooïsto fa tomen, zoals hexachlooraethaan, C2Cl6, hexachloorbenzeen C6Cl6.
Het koolstoftetrafluoride CF4 is een zeer vluchtig gas, k.pt -128 gr., dat wellicht een toepassing zou kunnen krijgen voor koelmachines voor uiterst lage temperaturen.
De chloorverbinding CCl4, telrachloorkoolstof of vaak tetra genoemd, is een veel gebruikt oplosmiddel, daar het niet brandbaar en chemisch weinig reactief is; bij de aanwezigheid van vocht corrodeert het ijzer en aluminium wel degelijk. Het wordt voorts gebruikt in handbrandblusapparaten, als vlekkenwater, als fumigatiemiddel tegen schadelijke organismen, en in gezuiverde toestand ook als wormmiddel en als anaestheticum. Het k.pt is 76,8, sm.pt -23,0 gr., s.g. 1,595; het is practisch onoplosbaar in water. Het word bereid door chlorering van zwavelkoolstof Cl2 + CS2 —> CCl4 + S2Cl2. Het eveneens gevormde chloorzwavel (z zwavel) kan als zodanig worden gebruikt of omgezet met meer zwavelkoolstof en katalysatoren in tetra en zwavel 2 S2Cl2 + CS2 -» CCl4 + 6 S.
Koolstoftetrabremide, CBr4, is een vaste stof, overgangspunt bij 48,4 gr., sm.pt 90,1 gr., k.pt 189,5 gr. C.
Koolstoftetrajodide, CJ4, vormt rode kristallen, die bij verhitting gemakkelijk ontleden onder vorming van CJ4, tetrajoodaethyleen en jodium. In deze reeks verbindingen neemt de stabiliteit sterk af met toenemende grootte van het halogeenatoom.
PROF. DR J. A. A. KETELAAR
Lit.: Kirk-Othmer, Ene. of Chemical Technology 2, 881; 3, i (1948) ; Thorpe’s Dict. of Applied Chemistry 2, 308 (1938); Calvin, Heidelberger c.s. Isotopic Carbon (New York 1949).
