Bölümler | Kategoriler | Konular | Üye Girişi | İletişim
Elementler
Periyodik cetvel ya da Periyodik tablo, kimyasal elementlerin sınıflandırılmasına yarayan tablodur. Ondan önce de bu yönde çalışmalar yapılmış olmakla birlikte, icadı genellikle Rus kimyager Dmitri Mendeleev’e maledilir. (1869) Mendeleev, tabloyu, atomların artan atom ağırlıklarına göre sıralandıklarında belli özelliklerin tekrarlanıyor olmasından hareketle oluşturdu.
De Chancourtois, “Elementlerin özellikleri sayıların özellikleri ile ilişkilidir” dedi ve her yedi elementte bir özelliklerin tekrarlandığının farkına vardı. Bu tablo kullanılarak birkaç metal oksidin stokiyometrisi önceden tanımlanabildi. Ne var ki bu cetvel üzerinde elementlerden başka bazı iyonlar ve elementler de yer alıyordu.
Elementlerin fiziksel ve kimyasal özelliklerindeki benzerliklerin araştırılması fizik ve kimyacıları ilgilendirmiştir. Gerçi benzer özelliklerdeki elementlerin sıralanabilmesi için bilinen elementlerin özelliklerinin öncelikle ortaya konulması gerekir. Altın, gümüş, kalay, bakır, kurşun ve cıva gibi elementler eski çağlardan beri biliniyordu. Bir elementin ilk bilimsel olarak bulunması 1649 yılında Henning Brand’ın fosforu bulmasıyla başlar. Bundan sonraki 200 yıl boyunca elementler ve onları bileşikleri hakkında kimyacılar tarafından pekçok bilgi elde edildi. Bununla beraber 1869 yılına kadar toplam 63 element bulunabilmişti. Bilinen elementlerin sayısı arttıkça, bilim adamları elementlerin özelliklerinin belli kalıplara oturduğunu anlamaya başladılar.
1817 yılında Johann Dobereiner benzer kimyasal özellikler sahip olan stronsiyum, kalsiyum ve baryuma bakarak, stronsiyumun atom ağırlığının kalsiyum ve baryum atom ağırlıklarının ortasında olduğuna dikkat çekti. 1829 yılında klor, brom ve iyot üçlüsünün de benzer özellikler gösterdiği bulundu. Yine benzer davranış lityum, sodyum ve potasyum için de gözleniyordu. 1829 ve 1858 yılları arasında bu konuda pek çok araştırma yapıldı. Bu sırada halojenler grubuna katıldı. Oksijen, kükürt, selenyum ve tellür bir grubun üyesi olarak düşünülürken azot, fosfor, arsenik, antimon ve bizmut başka bir grup içine yerleştirildiler.
İlk periyodik tabloyu oluşturma şerefi Fransız bilim adamı A. E. Beguyer de Chancourtois’e düştü. De Chancourtois, silindirin çevresine 16 kütle birimleri yerleştirerek elementleri buraya oturttu. Benzer özelliklerdeki elementler bu silindir üzerinde düşey satırlarda gruba ayırmıştı. Atom ağırlıkları sekizin katı kadar olan elementlerin özellikleri benzerdi. 1864 yılında yazılan bir yazıda Newlands bunu Oktav kanunu (Law of Octaves) olarak tanımladı. Bu kanuna göre herhangi bir element tablodaki sekizinci elementle benzerlikler gösteriyordu.
Dmitri İvanoviç MendeleevGenelde periyodik tablonun babası olarak Alman bilim adamı Lother Meyer ve Rus bilim adamı Dmitri Mendeleev kabul edilir. Her ikisi de birbirinden habersiz olarak dikkate değer benzer sonuçlar ürettiler. Mendeleev atomların artan atom ağırlıklarına göre sıralandıklarında belli özelliklerin tekrarlandığını görmüştür. Daha sonra elementleri tekrarlanan özelliklerine göre alt alta sıralayarak ilk iki periyodu yedişer, sonraki üç periyodu ise onyedişer element içeren bir periyodik sistem hazırlamıştır. Mendeleev’in hazırladığı periyodik sistemde bazı yerleri henüz keşfedilmemiş elementlerin olduğunu düşünerek boş bırakmıştır. Daha sonra bulunan skandiyum, galyum, germanyum elementleri tablodaki boşluklara yerleşmişlerdir.
1895 yılında Lord Rayleigh, kimyasal olarak inert yeni bir gazı (argon) keşfettiğini bildirdi. Bu element periyodik tabloda bilinen hiçbir yere oturtulamadı. 1898 yılında William Ramsey bu elementin klor ile potasyum arasında bir yere konulabileceğini önerdi. Helyumda aynı grubun bir üyesi olarak düşünüldü. Bu grup elementlerinin değerliklerinin sıfır olması nedeniyle sıfır grubu olarak adlandırıldı.
Mendeleev’in periyodik tablosu her ne kadar elementlerin periyodik özelliklerini gösterse de neden özelliklerin tekrarlandığı konusunda herhangi bir bilgi vermemektedir.
1911 de Ernest Rutherford atom çekirdekleri alfa parçacıklarının saçılması deneyiyle çekirdek yükünün belirlenebileceğini gösterdi. Rutherford’un gösterdiği diğer bir şey bir çekirdeğin yükünün atom ağırlığı ile orantılı olduğuydu. Yine 1911 de A. Van den Broek bir seri çalışmasıyla elementlerin atom ağırlıklarının atom üzerindeki yüke yaklaşık eşit olduğunu gösterdi. Bu yük daha sonra atom numarası olarak tanımlandı ve periyodik tablodaki elementleri yerleştirmede kullanıldı. 1913 de Henry Moseley bir grup elementin X-ışınlar spektrum çizgilerin dalga boylarını ölçerek, atom numarası ile elementlerin X-ışınları dalga boylarının ilişkili olduğunu gösterdi. Bu çalışma Mendeleev, Mayer ve diğerlerinin yaptığı gibi atom ağırlıklarını temel seçmedeki yanlışlığı gösteriyordu.
Fakat neden periyodik özellikler gözleniyor sorusunun yanıtı ise Niels Bohr un elementlerdeki elektronik yapıyı incelemesiyle başlar diyebilir.
Periyodik tablodaki en son büyük değişiklik, 20. yüzyılın ortalarında Glenn Seaborg’un çalışmasıyla ortaya çıktı. 1940 da plutonyumu bulmasıyla başlayan araştırması, 94 den 102 ye kadar olan tüm uranyum ötesi elementlerin bulmasıyla sürdü. Periyodik tablodaki lantanit serisinin altına aktinitler serisini yerleştirdi. 1951 de Seaborg bu çalışmaları ile kimyada Nobel ödülünü kazandı. 106 nolu element seaborgiyum (Sg) olarak adlandırıldı.
Periyodik özellikler
Bir periyotta soldan sağa doğru gidildikçe,
- Proton, nötron sayıları ve kütle numarası artar.
- Atom numarası artar.
- Değerlik elektron sayısı artar.
- Elektron alma isteği (ametalik karakter) artar.
- Yörünge sayısı değişmez.
- Atom hacmi ve çapı azalır.
Bir grupta yukarıdan aşağıya inildikçe,
- Proton, nötron sayıları ve kütle numarası artar.
- Atom numarası artar.
- Değerlik elektron sayısı değişmez (Bu nedenle aynı gruptaki elementlerin kimyasal özellikleri benzerdir).
- Elektron verme isteği(metalik karakter)artar.
- Yörünge sayısı artar.
- Atom hacmi ve çapı artar.
Elementlerin periyodik çizelgesi
Periyodik tabloda herbir yatay sıraya Periyot denir. Periyodik tabloda 7 tane periyot vardır. 1. periyot sadece 2 element içerir. Periyot numarası arttıkça periyottaki element sayısıda artar. Son periyot ise henüz tamamlanmamıştır. 2.ve 3. periyotlar 8, 4. ve 5. periyotlar 18 ,6. ve 7. periyotlar 32 elementlidir.
Elementlerin genel özellikleri
Aynı cins atomlardan meydana gelen saf maddelere element denir
Elementlerin özellikleri
Saf ve homojen maddelerdir
En küçük yapı taşları atomdur
Kimyasal ve fiziksel yollarla daha basit parçalara ayrıştırılamaz
Belirli erime ve kaynama noktaları vardır
Sabit öz kütleleri vardır
Homojendir
Elementler sembollerle gösterilir
Tabiatta oda sıcaklığında üç halde de bulunur
Elementlerin Sınıflandırılması
Metaller
Tabiatta atomik halde bulunur
Genellikle yüzeyi parlak görünüşlüdür
Levha ve tel haline getirilebilir
Isı ve elektrik akımını iletir
Oda sıcaklığında hepsi katıdır (cıva hariç)
Ametaller
Yüzeyleri parlak görünüşlü değil, mattır
Genellikle erime noktası düşüktür
Katı olan ametaller tel ve levha hâline getirilemez Kırılgandır
Tabiatta oda sıcaklığında üç halde de bulunur (Klor gaz, brom sıvı, iyot katıdır)
Elektrik akımını iletmez (Karbonun bir allotropu olan grafit hariç)
Soy gazlar
He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn elementleri soy gazdır
Soy gazlar son yörüngesinde maksimum sayıda elektron bulundurur Bu sayı helyum için 2, diğer beş soy gaz için 8 dir
Soy gazlar nötr atomlar olarak kalmayı tercih ederler Elektron almaz, vermez ve ortaklaşmazlar
“Hidrojen” kelimesi Yunanca’da “su oluşturan” manasına gelir. (“su” anlamına gelen “hydro”, ve “oluşturan” anlamına gelen “genes”) 1776’da Henry Cavendish tarafından izole edilmiştir. 1784’de su buharını kızdırılmış metal veya kömür üzerinden geçirerek hidrojen ve oksijenine ayıran Antoine Laurent de Lavoisier tarafından da isimlendirilmiştir.
Hidrojen evrende en fazla ve en yaygın bulunan elementtir. Diğer bütün elementler başlangıçtaki Hidrojenden veya daha sonra ondan türemiş diğer elementlerden yapılmıştır. Hidrojen evrendeki atomların % 90’dan fazlasını, toplam kütlenin dörtte üçünü oluşturur. Yıldızları oluşturan temel elementtir. Buradaki füzyon prosesiyle birleşerek Helyum atomlarının çekirdeklerini oluşturan Hidrojen atomları büyük miktarda enerji açığa çıkarır.
Hidrojen atmosfer’de çok az bulunan bir gazdır. O kadar hafiftir ki, diğer gazlarla çarpıştığında büyük bir hız kazanır ve süratle Atmosfer’den dışarı fırlar. Hidrojen yeryüzünde esas olarak oksijen ile su bünyesinde bileşik yapar, fakat canlı bitkiler, petrol, kömür gibi organik maddelerde de bulunur. Atmosfer’de serbest element olarak mevcuttur, fakat sadece hacimde 1 ppm’den daha az miktarda. Bütün gazların en hafifi olan hidrojen diğer elementlerle bileşikler oluşturmak üzere birleşir.
Hidrojen yeryüzünde okyanus, göl ve nehirlerde su formunda bol miktarda bulunur. Bünyesinde depolanmış enerjinin birim üretiminde en ucuz sentetik yakıttır. Neredeyse tamamen temizdir, veya bütün sentetik yakıtlar içinde en az kirletici olandır. Karbon dioksid üretmemektedir. Son otuz yıl zarfında, hidrojen enerji sisteminin çeşitli yanları ve uygulamaları giderek daha fazla araştırılmıştır.
Hidrojenin Fiziksel Özellikleri
· Renksiz
· Kokusuz
· Doğadaki en basit atom yapısına sahip
· -252.77°C'da sıvı hale getirilebilir
· Havadan 14.4 kez daha hafif, yoğunluğu havanın 1/14 ü, doğal gazın ise 1/9 u, sıvı halede benzinin 1/10 dur.
· Sıvı hidrojenin hacmi gaz halindeki hacminin sadece 1/700'ü kadardır.
· Hidrojen bilinen tüm yakıtlar içerisinde birim kütle başına en yüksek enerji içeriğine sahiptir.
· 1 kg hidrojen 2.1 kg doğal gaz veya 2.8 kg petrolün sahip olduğu enerjiye sahiptir.
· Hidrojen petrol yakıtlarına göre ortalama 1.33 kat daha verimli bir yakıttır.
Hidrojenin Kimyasal Özellikleri
· Hidrojen doğada serbest halde bulunmaz, bileşikler halinde bulunur.
· Yakıt olarak kullanıldığında atmosfere atılan ürün sadece su ve/veya su buharı olmaktadır.
· Hidrojenin çekirdeğinde bir proton ve çevresinde yalnız bir elektron bulunur.
· 5000 hidrojen atomunun birinin çekirdeğinde birde nötron bulunur.(döteryum)
· Çekirdeğinde iki nötron bulunan izotopu (tridyum) hidrojen bombası yapımında kullanılır.
Hidrojenin Elde Edilme Yöntemleri
· Isıtılmış karbon üzerinden su buharı geçirilerek,
· Bazı hidrokarbonların ısı altında dekompozisyonuyla,
· Sodyum veya potasyum hidroksidin alüminyum üzerindeki etkisiyle,
· Suyun elektroliziyle,
· Bazı metaller kullanılarak asitlerden uzaklaştırma yoluyla
· Madenlerden, petrolden, gaz kuyularından elde edilir.
Hidrojen Bağı
Bazı hidrojen içeren bileşiklerde moleküller arası çekim kuvvetleri olağan üstü yüksektir. Bu çekim kuvvetleri, hidrojenin atom çapı küçük ve çok elektronegatif olan elementlere kovalent bağlı olduğu bileşiklerde görülür. Bu bileşiklerde elektronegatif element bağ elektronlarını öyle kuvvetlice çeker ki hidrojen önemli miktarda kısmi + yük kazanır. Aslında, hidrojen elementinin perdeleyici elektronları olmadığından burada hidrojen hemen hemen çıplak bir protondur.
Bir molekülün hidrojen atomu ve diğer bir molekülün elektronegatif elementinde bulunan paylaşılmamış elektron çifti birbirini çekerek hidrojen bağını oluşturur. Her hidrojen atomu küçük boyutlu olduğundan ancak bir hidrojen bağı yapabilir.
Ayrıca hidrojen bağı canlı sistemlerdeki moleküllerin yapılarının ve özelliklerinin saptanmasında önemli rol oynar. Örneğin : DNA yapısında bulunan hidrojen bağları buna en güzel örnektir.
Helyum periyodik cetvelinin birinci peryot 2A grubunda yer alan bir Gaz olmakla birlikte Hidrojenden sonra en hafif gazdır. Renksiz, kokusuz olmakla beraber soygaz olduğu için tepkimeye girmez ve bu yüzden eylemsizdir. Soygazların son yörüngelerindeki Elektron sayısı o yörüngenin maksimum elektron bulundurma kapasitesi kadardır, yani o yörünge ne kadar elektron alabiliyorsa o kadar olur. Helyum'un Atom numarası ikidir (2), her elementte de olduğu gibi, helyumda da ilk elektron yörüngesinin maksimum alabildiği elektron 2'dir. Bu doğrultuda helyum, soygazlar kuralına uyan bir gazdır. Bağıl atom kütlesi ise 4,00260'tır. Oda sıcaklığında gazdır ve gaz dışında başka hallerde görmek doğal koşullarda çok zordur; çünkü erime noktası -272,05°C'dir ve kaynama noktası -268,785°C'dir. Yani ancak laboratuar koşullarında sağlanabilen sıcaklıklarda katı ve Sıvı halinde görebiliriz. Bu Sıcaklıklar mutlak sıfır'a çok yakın olduklarından dolayı laboratuvar koşullarında sağlamak bile çok zordur. Yoğunluğu ise 0,1785 g/L'dir, yani havadan daha hafiftir, bu yüzden de Sıcak Hava balonlarında ve zeplinlerde kullanılmaktadır. Hidrojenden daha ağırdır, ancak Hidrojen yanıcı bir Madde olduğu için artık pek kullanmılmamakta, ve yerini Helyum'a bırakmaktadır.Atom çapı 0,49 Å 'dur. Elektronegatifliği (Elektronegatiflik) yoktur ve elektron dizilimi 1s(kare) dir. Yükseltgenme basamağı sayısı sıfırdır
18 Ağustos 1869’da güneş tutulması esnasında dünyanın farklı bölgelerinde araştırma yapan 6 araştırmacı tarafından, güneşin etrafındaki gaz atmosferlerinde parlak sarı bir spektrum çizgisi keşfedildi. Bu spektrumu veren maddenin güneşe has bir element olduğu zannedildi ve bu yüzden güneş manasına olan Helias kelimesinden Helyum ismi verildi. Daha sonra 1895’te William Ramses bazı uranyum filizlerinin yakınındaki gazlar arasında bu elemente rastladı. Böylece helyumun bir element olduğu ortaya çıktı. Yine aynı tarihlerde havada mevcut olduğu da keşfedildi. Helyum, kuru havanın hacimce milyonda 5,24 kısmını teşkil eder. Kuru havada helyumun ağırlıkca yüzdesi ise 3,9.10-5tir. Radyoaktif mineraller içinde az miktarda bulunur. Amerika’daki tabii gaz kuyularından büyük ölçüde elde edilir. Ayrıca Güney Afrika’daki ve Rusya’daki tabii gazlardan da elde edilir. Dünya üzerindeki helyum üretiminin çok az bir kısmı da havadan elde edilir. Genellikle tabii gazlardaki helyumun menşeinin arz içindeki radyoaktivite olduğu sanılmaktadır. Fakat halen bu hususta cevabı verilmemiş sualler vardır. Mesela dünyanın kabuğunun geniş bir bölümünde radyoaktif madde yayılmış olarak bulunduğu halde, helyumun neden bazı tabii gazlarda toplanmış halde olduğuna cevap verilememektedir. Kullanıldığı yerler: Hidrojenden sonra en hafif gaz olması sebebiyle uçuş balonları ve yükseklerde meteoroloji gözlemleri yapan balonların doldurulmasında kullanılır. Reaksiyona girme kabiliyeti (yanma vb.) olmadığından hidrojen yerine tercih edilmektedir. Deniz dibinde araştırma yapanların hava tüpünde, azot yerine helyum bulunur. Böylece dalgıcın azot vurgununa uğramasının önüne geçilir. Helyum, bilhassa makinaların geliştirilmesi ve tecrübe esnasında roketlerde yakıtları basınç altında tutmak için kullanılır. Tıpta solunum yollarının kısmi tıkanma ve daralmalarında, özellikle astım krizinde tercih edilir. Helyum, ayrıca ameliyatlarda narkoz için çok kullanılan siklopropan ve diğer anestezilerin seyretilmesinde, hafif metallerin kaynak yapılmasında kullanır. Kırılma indeksi düşük olduğu için bir seri olarak hazırlanmış optik merceklerin arasındaki boşlukların doldurulmasında kullanılır. Yeraltındaki jeolojik yapılarda petrol ve gaz gücünü tayin etmekte de helyumdan istifade edilir.
Helyum Neden İnsanın Sesini İnceltir?
Sagda solda, televizyonda, surda burda görüyoruz. Icine helyum çeken kisilerin sesleri çok komik bir sekilde ince çikiyor. Bunun arkasinda yatan sebep nedir?
Bu durum, sesin helyum icinde daha hizli hareket etmesinden kaynaklaniyor. Bunun sebebi de gazlar icindeki sesin hizinin, gazin yogunlugu ile ters orantili olmasidir (Aslinda, karakoku ile ters orantili). Helyum da havadan cok daha az yogun bir gaz olmasindan dolayi (uçan balonlari düsünün), helyum icinde sesin hizi havadakine göre birkaç kat daha fazladir. Ses tellerini hava yerine helyumun titresmesi ve sesin helyum içinde daha hizli ilerlemesi nedeniyle, insan sesi daha tiz bir sekilde çikar. Zaten, alinan helyum, tekrar verildikten sonra bu ses incelmesi hemen etkisini kaybeder.
Benzer sekilde, yine inert ve zehirsiz olan SF6 gazini solumaniz durumunda ise, bu kez bu gazin havadan yaklasik 6 kat daha yogun olmasi ve bu nedenle sesin SF6 icinde havadakinden cok daha yavas ilerlemesinden dolayi, bu kez insan sesi kalin cikmaktadir.
Ancak bunu denemek isterseniz, sonrasinda yapmaniz gereken onemli birsey var ki, SF6'nin havadan yaklasik 5 kat daha yogun olmasindan dolayi, cigerlerde kalmamasi icin derin derin nefes alip vermek gerekir (Helyuma gore ses degisikliginin daha uzun sürmesinin nedeni de bu). Unutmayin, CO2 de zehirli degil ama oksijen yerine baska bir gaz solumak, zehirli olmasa da bu kez oksijensizlikten dolayi rahatsiz olmaniza neden olabilir.
Son olarak da havanın, helyumun ve SF6'nin yogunluklarini verelim karşılastırabilmeniz için:
Helyum : 0.1786 g/L (0 °C ve deniz seviyesinde)
Hava : 1.2929 g/ L (0 °C ve deniz seviyesinde)
SF6 : 6.164 g/L ((0 °C ve deniz seviyesinde))
Lityum ilk olarak 1817 yılında Johann Arvedson tarafından keşfedilmiştir. İlk saf olarak izolasyonu ise W.T. Brande ve Humphrey Davy tarafından lityum oksitten elektroliz yolu ile gerçekleştirilmiştir
Lityum sembolü Li atom numarası 3 olan kimyasal elementtir. Periyodik tabloda 1. grupta alkali metal olarak bulunur ve yoğunluğu en düşük olan metaldir.
Bulunuşu: Lityum, yer kabuğunun yaklaşık olarak % 0.0065’ini meydana getirir. Kayaların çoğunda eser miktarda bulunur. Spodumen LiAl (SiO3)2 en önemli Lityum cevheridir. Ticarî önemi olan cevheri bir de Lepidahttir (Li,K,Mg)2Al2(F,OH)2(SiO3)3. Diğer cevherleri ise ambligonit, trifilit ve petalittir.
Fiziksel Özellikleri
Yoğunluğu: 0.535 g/ml
Erime noktası: 180.54 °C (453.69K)
Kaynama noktası: 1342°C (1615K)
Molar hacmi: 13.02 ml/mol
Mineral Sertliği: 0.6
Isı iletkenliği(300K): 0.85 W cm-1 K-1
Özgül ısı: 3.582 J g-1 K-1
Buharlaşma Entalpisi: 147 kJ mol-1
Atomlaşma Entalpisi: 159 kJ mol-1
Kimyasal Özellikler
Elektronik konfigürasyonu: [He].2s1
Kabuk yapısı: 2.1
Elektron ilgisi: 59.6 kJmol-1
Elektronegatiflik: 0.98 (Pauling birimine göre)
0.89 (Sanderson elektronegatifliğine göre)
Atomik Yarıçapı: 145 pm (167 pm hesaplama ile)
Lityum doğada saf halde bulunmaz. Yumuşak ve gümüşümsü beyaz metaldir. Havada bulunan oksijenle reaksiyona giren lityum, lityum oksit (Li2O) oluşturur. Bu oksitlenme reaksiyonunu engellemek için yağ içinde saklanır. Hava ve su tarafından hızlı bir şekilde oksitlenip kararır ve lekelenir.
Hava ile Reaksiyonu
Lityum metali bıçak ile kesilebilecek kadar yumuşak bir metaldir. Yüzeyi parlaktır . Fakat havadaki oksijen ve nem ile teması sonucunda matlaşır. Havada yandığı zaman lityum oksit bazende lityum peroksit bileşiğini oluşturur.
Su ile Reaksiyonu
Lityum metalinin su ile yavaş reaksiyonunun sonucunda renksiz lityum hidroksit çözeltisi ve hidrojen gazı oluşturur. Bu çözelti baziktir. Bu reaksiyon ekzotermik bir reaksiyondur. Bu nedenle dikkatli olunmalıdır.
Asit ile Reaksiyonu
Seyreltik sülfürik asit ile hızlı bir şekilde reaksiyona girerek hidrojen gazı ve sulu Li(I) çözeltisini oluşturur.
Baz ile Reaksiyonu
Lityum metalinin su ile yavaş reaksiyonunun sonucunda renksiz lityum hidroksit çözeltisi ve hidrojen gazı oluşturur. Bu çözelti çözünmüş hidroksit nedeni ile baziktir. Bu reaksiyon ekzotermik bir reaksiyondur. Reaksiyon devam ederken hidroksit konsantrasyonu artar
Kullanım Alanları
Yağlayıcı ve alaşım sertleştirici maddelerin bileşiminde,
Alaşımları organik bileşiklerin sentezinde ve nükleer uygulamalarda
Lityum hidroksit deniz araçlarında ve denizaltılarında havadaki karbondioksiti absorbe etmek amacı ile,
Alüminyum, bakır, mangan,ve kadmiyum ile olan alaşımları hava taşıtlarında,
Seramik ve cam yapımında,
Pil üretiminde,
Bazı lityum bileşikleri beyin ve psikolojik hastalıkların tedavisinde,
Tritium eldesinde,
Lityum tuzları desikant olarak kullanılmaktadır
Berilyum, periyodik tablonun IIa grubunda yeralan toprak alkali grubundan element. Berilyum ender elementlerdendir. Yerkabuğunda ancak %0,0006 oranında bulunur. Zengin yatakları bulunmadığından, berilden elde edilir. Fransız kimyacısı Nicolas Vaquelin tarafından 1798'de oksit halinde bulunmuş, 1828'de, birbirlerinden bağımsız olarak, Friedrich Wöhler ve Antoine Bussy tarafından elde edilmiştir.
Alüminyumdan daha hafif, ama daha sert, ergime noktası da yüksek bir element olan beril, metalurjide kullanılır. Ama alüminyumdan 200 kat pahalıya mal olması nedeniyle, kullanımı bilgisayar parçaları ve jiroskop yapımı, uzay teknolojisi gibi birkaç özel alanla sınırlıdır.
Alaşımları
En önemli berilyum alaşımı berilyumlu bakırdır. Berilyum oksitin bakırla eritilmesi ve indirgeyici etmen olarak karbon kullanılmasıyla elde edilir. Beriyumlu bakır aşınmaya dirençli yaylarda, elektrik bağlantılarında ve kıvılcım sıçramasını önleyen aletlerde kullanılır.berilyum berilin uzatılmış ismidir demir de demircinin kısaltılmış ismidir.
Bileşikleri
Bileşikleri genellikle renksiz ve oldukça tatlıdır. Çözelti, kuru toz ya da buhar halinde çözünür, bileşikleri ise zehirlidir.
En önemli berilyum bileşiği berilyum oksittir (BeO). Ana madde olarak seramik eşya ve özel tip camlar yapmada, floresan tüplerinde, nükleer reaktörlerde kullanılır. Son derece zehirlidir.
İzotoplar
Berilyumun doğada bulunan tek kararlı izotopu berilyum-9'dur. Yarı ömrü 2,700,000 yıl olan berilyum-10 ve 10-15 saniyeden daha kısa sürede kendiliğinden iki alfa parçacığına bölünen berilyum-8 gibi yapay izotoplarıda üretilmiştir.
Fiziksel Özellikleri
Yoğunluğu: 1.848 g/ml
Erime noktası: 1287 °C (1560K)
Kaynama noktası: 2469°C (27.42K)
Molar hacmi: 4.85 ml/mol
Mineral Sertliği: 5.5
Elektrik iletkenliği(298K): 0.313 106 cm-1 Ohm-1
Isı iletkenliği(300K): 2.0 W cm-1 K-1
Özgül ısı: 1.82 J g-1 K-1
Buharlaşma Entalpisi: 292.4 kJ mol-1
Reaksiyonları
Hava ile Reaksiyonu
Berilyum gümüşümsü beyaz bir metaldir. Yüzeyi ince bir tabaka şeklinde oksitlenerek metalin hava ile etkileşmesine engel olur. 600°C’ ye kadar oksitlenmez. Berilyum tozunun havada yanması ile berilyum oksit (BeO) ve berilyum nitrür (Be3N2) oluşur. Berilyum karbonatın ısıtılması ilede berilyum oksit elde edilir.
2Be(k) + O2(g) à 2BeO(k)
3Be(k) + N2(g) à Be3N2(k)
Su ile Reaksiyonu
Berilyum su ve su buharı ile hiç bir şeklide reaksiyon vermez
Halojenler ile Reaksiyonu
Be(k) + Cl2(g) à BeCl2(k)
Be(k) + Br2(g) à BeBr2(k)
Asit ile Reaksiyonu
Berilyumun yüzeyini kaplayan oksit tabakası metali asitten korur. Fakat toz berilyum seyreltik sülfürik, nitrik ve hidroklorik asit ile reaksiyon verir.
Be(k) + H2SO4(aq) à Be2+(aq) + SO42-(aq) + H2(g)
Baz ile Reaksiyonu
Berilyum metali seyreltik bazik çözelti ile reaksiyona girerek Be(II) kompleksi ve hidrojen gazı oluşturur.
Kullanım Alanı
Bakır- berilyum alaşımında alaşım oluşturma ajanı olarak kullanılır. Çünkü berilyum ısıyı çok iyi absorbe eder. Bu alaşım bir çok sektörde elektrik ve ısı iletkenlerinin çok iyi olması, manyetik olmaması, sert olması nedeniyle tercih edilir.
X-ray ışık geçirgenliğinin çok iyi olması nedeniyle X-Ray pencerelerinde,
Seramik yapımında,
Oksitleri nükleer endüstrisinde,
Berilyum bileşikleri floresans ışıkların tüplerinde,
Alaşımları uçak ve uzay araçları yapımında kullanılır
Bor elementi, periyodik sistemin 3. grubunun başında yer alır. Elmastan sonra en sert madde olan ametal bor gri-siyah kristalin veya amorf mikrokristalin, yeşilimsi sarı renkli bir yapıda olup başlıca özellikleri aşağıdaki gibidir.
Periyodik Sırası : 5
Atom ağırlığı : 10.82
Izotopları -B10 : % 19.57 -B11 : % 80.43 Termik nötron absorbsiyon kesidi -B10 : 40.10 Barn -B11 : 07.5
Barn Kristal Yapısı : Tetragonal-Hekzagonal
Yoğunluğu -Kristalin : 2.33 g/cm -Amorf : 2.34 g/cm
Erime Noktası : 2190 °C (-20 °C)
Sertliği : 9.3 Mohs
Grup IIIA elementlerinden sadece bor bir ametaldir. Bu gruptaki diğer elementler; alüminyum, galyum, indiyum ve talyumdur. Bor, gruptaki diğer elementlerden çok daha küçük bir atomdur. Bu durum, ametal bor ve metal özellikteki diğer grup elemanları arasında belirli farklılıklara neden olur.
Çok yüksek sıcaklıkta (2000°C) bor birçok metalle raksiyona girerek borürler oluşturur. Bu madde çok serttir, kimyasal olarak stabildir ve metalik iletkenliği gelişmiştir. Bazı metalik borürlerin kristallerinde bor atomları aralıklıdır, diğerlerinde zincirler veya bor atomu katmanları (tabakaları) mevcuttur. Magnezyum borür (MgB2), diğer borürlerden farklı olarak bor hidrür karışımları üretecek şekilde hidrolize formda mevcuttur.
Bor, amonyak veya nitrojen ile yüksek sıcaklıklarda bor nitrür (BN) oluşturacak şekilde reaksiyona girer. Bu malzeme karbonla izoelektroniktir ve grafite benzerdir, fakat farklı olarak bor ve nitrür atomları içeren kristal bir yapısı vardır. Çok yüksek sıcaklık ve basınçta BN’ün bu modifikasyonu elmas türü kafes (latis) formuna dönüşür ve elmas kadar serttir.
Bor bitki gelişmesi için gerekli bir madde iken, yüksek konsantrasyonda bor içeren toprak bitkiler için toksik olabilir. Canlı vücudunda çok az bulunan borun, farelerin ve diğer memelilerin sağlıklı yaşamasında rolü olduğu sanılmaktadır.
Kahverengi amorf bor belli reaksiyonlar sonucu üretilirken, birbirleriyle gelişi güzel düzensiz bağlanan bor atomlarından oluşur. Kristalin bor ise, çok sağlam, yüksek erime noktasına sahip siyah bir materyaldir. Bor kıristallerinin optiksel karakateristik özelliklerinden biri kızılötesi ışık yaymalarıdır. Borun oda sıcaklığında elektirik iletkenliği çok az olduğu halde, yüksek sıcaklıklarda iyi bir iletken olarak davranır.
Bor elementi boş bir p orbitaline sahip olduğu için kimyasal olarak elektronca fakirdir. Bu nedenle genelde lewis asidi olarak davranır, başka bir deyişler elektron zengini bileşiklerle kolayca baglanarak elektron ihtiyacını giderir. Ayrıca bor, metal olmayan elementler arasında en düşük elektronegativiteye sahip olduğunda reaksiyonlarda genelde elektronlarını kaybeder, başka bir deyişle yükseltgenir.
Tarihçesi
En yaygın bilinen türevi olan "boraks", Araplarca "tinkal" olarak da adlandırılırdı, 16. yüzyılda eritme işlemlerinde kullanılırdı. Yaygın uygulama alanı bulunan borik asit ilk kez 1808’de Homberg tarafından hazırlanmıştır. Ayrıca 1808’de Davy borik asit elektrolizinden amorf bor elde etmiş ve 1856’da Wöhler ve Sainte-Claire Deville tarafından kristalin modifikasyonu tarif edilmiştir.
Kullanım yerleri
Bor mineralleri, sanayide sayısız denicek kadar çok çeşitli işlerde kullanılmaktadır. Bor minerallerinden elde edilen boraks ve asit borik; özellikle nükleer alanda, jet ve roket yakıtı, sabun, deterjan, lehim, fotoğrafçılık, tekstil boyaları, cam elyafı ve kâğıt sanayinde kullanılmaktadır. çok mükemmel bir kristaldir
Üretim için kullanılan diğer bir yöntem de şudur. A.B.D. Kaliforniya'da bazı tuzlu su çözeltilerinde % 1,5 kadar boraks bulunur. Borakslı göllerden itibaren sadece bir kristallendirme işlemiyle elde edilen üründe, sodalı su ile yapılan tekrar kristallendirmeler yardımıyla saf hale getirilir. (Borik asitin zayıf bir asit olması nedeniyle boraks, su etkisiyle kısmen hidrolize uğrar; olayısıyla meydana gelen boraks kristallerinin bir kısmının hidrolizini önlemek için, boraksın sodyum karbonat eşliğinde kristallendirilmesi gerekir) (3-5).
Türkiye'de büyük çapta boraks üretimi, 1968'de Bandırma'da Etibank Boraks ve asitborik fabrikalarında önce kolemanitten başlayarak yapılmıştır. Öğütülmüş kalsine kolemanit, Na2CO3 ve NaHCO3 ile reaksiyona sokulur, tepkime sonucu oluşan CaCO3 çamurunun süzülmesiyle geriye kalan ana çözelti kristallendirilir, ayrılan kristaller kurutulur ve torbalanır.
2(2CaO.3B2O3) + 4NaHCO3 + Na2CO3 + 28H2O › 3Na2B4O7.10H2O + 4CaCO3 + CO
Türkiye'de bor maden yatakları [değiştir]Bor mineralleri, dünyanın sayılı bir kaç ülkesinde bulunur. Bunlar içinde %72 oranı ile en zengin ülke, Türkiye’dir. [1] Ancak üretimin ve ihracatın sınırlı olması nedeniyle bu maden, yurt ekonomisinde önemli bir yer tutmamaktadır.
Başlıca bor yatakları; Balıkesir, Kütahya, Bursa ve Eskişehir’de bulunmaktadır. Bor minerallerini işletmek için Kırka, Emet, Bigadiç, ve Kestelek'te tesisler bulunmaktadır.
Kimyasal Özellikler
Elektronik konfigürasyonu: [He].2s2.2p2
Kabuk yapısı: 2.4
Elektronegatiflik: 2.55 (Pauling birimine göre)
2.75(Sanderson elektronegatifliğine göre)
Elektron ilgisi: 153.9 kj / mol
Atomik yarıçap: 70 pm (hesaplanan 67 pm)
Özellikleri
Simgesi C, atom sayısı 6, atom ağırlığı 12,011 olan karbon, periyodik çizelgenin IVA grubunda silisyum, germanyum, kalay ve kurşun elementleriyle birlikte yeralir. Bu elementlerin en hafifi ve en az metalik olanıdır. Periyodik çizelgedeki başka birçok grubun tersine, IVA grubu elementleri, kimyasal bakımdan birbirinden çok farklıdır; grubu temsil edici davranışı en az gösteren de karbondur. Karbonun en bol bulunan izotopu, doğal karbonun % 98,89'unu oluşturan karbon-12'dir. Tam olarak 12 dalton (atom kütlesi birimi) değerinde olan bu izotop, atom ağırlığı konusunda uluslararası standart olarak kullanılır. Doğal karbonun % 1,11'ini oluşturan kar-bon-13, ikinci kararlı izotoptur. Karbonun beş radyoaktif izotopu bilinmektedir; bunlardan karbon-14 (yarılanma süresi 5 730 yıl) en kararlı ve en yararlı olanıdır. Bağlar. Serbest karbon atomunun 1s kabuğunda iki elektron, 2s ve 2p kabuklarındaysa bağ oluşturmaya hazır dört değerlik elektronu bulunur. Metallerden ve ametallerin birçoğundan farklı olarak, karbonda bağ oluşumu genellikle iyonik değil, kovalent (ortaklaşa) niteliktedir. Bunun nedenlerinden biri, karbonun atom sayısının küçük olması, bu nedenle de, atom çekirdeğine yakın olan değerlik elektronlarını çok sıkı tutmasıdır. Ayrıca, bir karbon atomunun kararlı bir iyon haline gelmesi için dört elektron alması ya da yitirmesi gerekir: Bu da oldukça büyük enerji isteyen bir olaydır. Ortaklaşa bağlanmada, her karbon atomu, değerlik elektronlarını karşılıklı olarak başka atomlarla paylaşır. Karbon bileşiklerinin çoğunda, bitişik bir atom, 1 -3 arasında elektron verir; buna karşılık karbon da eşit sayıda elektron katkısı yapar ve tek, çift ya da üçlü bağ oluşur.
Odunkömürü
Odunkömürü hafif, gözenekli siyah ya da koyu gri renkli bir maddedir; odunun havasız ortamda yakılmasıyla elde edilir. (Karbonun bir başka allotropu olan odun kömürüne ilişkin ayrıntılı bilgi kömür maddesinde verilmiştir.)
Kemik kömürü
Odunkömürünün katışıklı bir türü de, yalnızca yüzde 10 oranında karbon içeren kemik kömürüdür. Kemik kömürü, hayvan kemiklerinin iyice kırılıp havasız ortamda yakılmasıyla elde edilir. Kemik kömürü herhangi bir sıvı ile ısıtıldığında, sıvını rengini yok eder, bu nedenle sanayide renk giderici olarak kullanılır. Örneğin, şeker bu yolla arıtılır. Çay kemik kömürü ile kaynatıldığında tamamen renksiz hale gelir.
Karbon karası
Karbon karası ise gazyağı, terebentin, benzen ya da mum gibi maddelerin havasız az ortamlarda yandıklarında çıkardıkları istir. Karbon karası katışıksız, yumuşak, siyah renkli bir tozdur; yağla karıştırılarak matbaa mürekkebi, boya ve ayakkabı cilasında kullanılır. Ayrıca otomobil ve bisiklet lastiklerinin yapımında, aşınmaya karşı daha dayanıklı kılmak amacıyla karbon karasından yararlanılır.
Kokkömürü
Kokkömürü, kömürün havasız ortamda, yüksek sıcaklıklarda yakılmasıyla elde edilir. Kokkömüründeki karbon oranı yaklaşık yüzde 90'dır. Karbon gerek kömür, antrasit ve kokkömürü olarak, gerek bileşik halde bulunduğu ağaç ve petrol olarak çok önemli bir yakıttır. Karbon ve oksijen bileşikleri birbirleriyle çok kolay birleşir. Çinko, demir, kalay ya da kurşun oksitler gibi metal oksitleri karbon ile birlikte ısıtıldığında, karbon metal oksitteki oksijenle birleşir ve geriye katışıksız metal kalır. Bu indirgenme tepkimesinden sanayide yararlanılır.
Karbon Allotropları
Aynı maddenin değişik kristal biçimlerine allotrop denir; allotrop sözcüğü değişik biçim anlamında Yunanca iki sözcükten gelir. Elmas ve grafit, karbonun allotroplarıdır. Elmasta her karbon atomu, dört başka karbon atomuna bağlanarak üç boyutlu katı bir yapı oluşturur; grafitte ise karbon atomları, üst üste yığılmış geniş, yassı levhalar oluşturacak biçimde, iki boyutlu düzlemde birbirlerine bağlanmıştır. Bu levhalar birbirlerinin üzerinden kolayca kayar; grafitin iyi bir yağlayıcı olma özelliği de bundan kaynaklanır. Grafitin kağıt üzerinde iz bırakmasının nedeni de, bu ince atom levhalarının grafitten ayrılarak kağıdın üzerinde birikmesidir. Elmas ve grafit dışında karbonun ayrıca altıgen elmas gibi doğal, camsı karbon, fullerenler kümelenmiş elmas nanoçubukları, karbon nanoköpüğü, doğrusal asetilenik karbon (LAC) gibi yapay allotropları da vardır. Karbonun belirgin, kendilerine özgü bir yapısı ya da biçimi olmayan allotropuna amorf karbon denir. Kömür bu biçimdedir.
Elmas
Arı elmas, bilinen en sert doğal maddedir. Renksiz ve saydam olmasına karşın, başka minerallerle arılığı bozulduğu zaman, pastel renklerden mat siyaha kadar uzanan çeşitli renklerde bulunabilir. Elmas, kimyasal bakımdan eylemsizdir; ama yüksek sıcaklıklarda havada yanması sağlanabilir. Isıyı iyi iletmez ve elektrik yalıtkanıdır. 1955'e kadar, yanardağ kökenli doğal yataklar tek elmas kaynağıyken, o tarihten bu yana aletlerde ve pikap iğnelerinde kullanılan elmaslar, grafitin yüksek basınçlara ve sıcaklıklara uğratılmasıyla yapay olarak üretilmektedir (mücevher niteliğinde elmaslar bu yolla elde edilemez).
Elmasın özellikleri, bütünüyle birbirine kenetlenmiş dörtyüzlü karbon atomlarının oluşturduğu kristal yapısından kaynaklanır; bu atomların her biri, en yakın dört komşusuna ortaklaşa bağlanmıştır. Karbon-karbon bağının olağanüstü dayanıklılığı ve ortaklaşa bağlarla kenetlenmiş yapısı, elmasın sert ve eylemsiz olmasını sağlayan nedenlerdir.
Grafit
Grafit, karbonun yaygın bir allotropudur. Yumuşak, yağlı, kağıtta iz bırakan, siyah renkli bir katı maddedir. Grafitte her bir karbon atomu aynı düzlemde bulunan diğer üç atoma altıgen halkalar oluşturacak şekilde bağlanır. Oluşan ağ iki boyutludur ve bu şekilde meydana gelen tabakalar birbirine zayıf Van der Waals kuvveti ile bağlanır. Bu yüzden, tabakala birbirlerinin üzerinde kolayca kayar. Grafit, yağ haline getirilip makinelerde, çalışan parçaların birbirine sürtünürken aşılmasını azaltmak ya da engellemek amacıyla yağlayıcı olarak kullanılır. Kurşun kalemlerin içindeki uç da, içine kil katılarak biraz sertleştirilmiş grafittir. Grafitin elde edildiği başlıca yerler Sri Lanka, Sibirya, Kuzey Amerika ve Meksika'dır. Grafit, kokömürünün çok yüksek sıcaklıklarda işlenmesiyle yapay olarak da üretilebilir. Grafit çok yüksek sıcaklıklara dayanabilir, ayrıca çok iyi bir elektrik iletkenidir. Bu nedenle, çamaşır makinesi ve elektrikli süpürge gibi aygıtlardaki elektrik motorlarının fırçaları grafitten yapılır. Son dönemlerde, uzay kapsüllerinin ısı kalkanlarının yapımında da grafitten yararlanılmaya başlanmıştır.
Fullerenler
Karbonun yapay allotropları olan Fullerenler, grafit benzeri yapılara sahiptir fakat grafit gibi saf altıgen değil, aynı zamanda beşgen ve hatta bazan yedigen kristaller de içerir. Bu yapı, altıgen kristallerden oluşan ana düzlemin kıvrılarak küreler, elipsoidler ve silindirler oluşturmasına yol açar. Fullerenlerin yapıları ve özellikleri nanomalzemeler alanında dev bir araştırma konusudur. "Fullerene" adı, bazı fullerenlerin benzediği jeodezik kubbeler tasarlayan Amerikalı mimar Richard Buckminster Fuller'e ithafen verilmiştir. Buckyball denen yapılar, üçgen karbon yapılarının küresel biçimlerde kapanmasından oluşan oldukça büyük moleküllerdir. En çok bilinen en basit buckyball molekülü, futbol topu benzeri yapısıyla C60 buckminsterfullerenedir. Karbon nanotüpler boş silindir şeklinde bir yapıya sahiptir. Nanotomurcuklar ise, buckyball yapıların nanotüplerin dış duvarına kovalent bağla bağlanmasından
oluşan nanotüp/buckyball melez yapısında malzemelerdir.
Karbon bileşikleri
Doğada en bol bulunan karbon bileşikleri, karbon dioksit, tebeşir (kalsiyum karbonat) gibi metal karbonatları ve karbonun hidrojenle birleşerek oluşturduğu hidrokarbonlardır.
Hidrokarbonlar
En basit hidrokarbon, bataklık gazı da denilen metan gazıdır; bu maddenin temel yapısı, ortadaki bir karbon atomunu çevreleyen dört hidrojen atomundan oluşur. Sibirya'da ya da Kuzey Denizi'nde yeraltından çıkarılan doğal gazın başlıca bileşiği metan gazıdır. Metanın kimyasal formülü CH4 biçimindedir. Eğer dört karbon atomu birbirine bağlanırsa bütan gazı oluşur. Bütanın kimyasal formülü de C4H10'dur. Mutfaklarda kullanılan tüp gaz, bütan gazıdır. Metandaki hidrojen atomlarının yerine klor atomları geçirilirse, bir zamanlar önemli bir anestezik olan kloroform bileşikleri ve değerli bir kimyasal çözücü olan karbon tetraklorür oluşur. Metan molekülüne bir oksijen atomu bağlanırsa, ortaya bir tür alkol çıkar.
Karbon ile oksijenin oluşturduğu iki basit bileşik vardır: Karbon dioksit (CO2) ve karbon monoksit (CO). Her ikisi de gaz halindedir; ilki havada bulunur ikincisi ise çok zehirlidir.
Dünyanın pek çok yerindeki petrol yataklarından çıkarılan ham petrol, rafineriler de işlenerek, değişik uzunluktaki karbon zincirinden oluşan maddeler elde edilir; bu maddelere petrol türevleri denir. Ağır, kalın ya da ince bütün yağlar hidrokarbondur.
Karbon atomlarının hidrojenle doyurulmamış, yani tümüyle doldurulmamış olduğu hidrokarbon dizileri de vardır. bu dizilerin birinde karbon atomları birbirine çift bağ ile bağlanmıştır; bu tür hidrokarbonların en basit örneği etilen'dir. Üç bağlı karbon atomlarını içeren doymamış hidrokarbonlar dizisinin ilk üyesi de asetilen gazıdır.
Kömürün damıtılmasıyla elde edilen kalın, siyah renkli bir sıvı olan kömür katranından da önemli bir hidrokarbon dizisi oluşturulur. Bu dizinin ilk ve en basit üyesi benzen'dir. Benzen, bir halka biçiminde birbirine bağlanmış altı karbon atomu içerir. Bu dizide bulunan pek çok hidrokarbon, bitkilerden salınanlara benzeyen kokular yaydıklarından aromatik hidrokarbonlar olarak adlandırılırlar. Parfümler, en aza bir benzen halkası içerir. Güvelere karşı kullanılan naftalin, birbiriyle birleşmiş iki halkadan oluşur.
Reaksiyonları
Hava ile Reaksiyonu
Grafitin 600-800°C ‘de yanması ile karbon dioksit (CO2) oluşur
C(k) + O2(g) -----> CO2(g)
Karbonun sınırlı hava veya oksijen ile eksik yanması sonucunda karbon monoksit (CO) oluşur.
2C(k) + O2(g) ----->2CO(g)
Su ile Reaksiyonu
Garfit ve elmas normal koşullar altında su ile reaksiyon vermez.
Endüstride sıcak kok kömürüne su püskürtülmesi ile elde edilen gaza su gazı denir ve bu bileşik 50% hidrojen (H2), 40% karbon monoksit (CO), 5% karbon dioksit (CO2), 5% azot ve metan (N2 + CH4) içerir . Bu gaz kimya endüstrisi için çok önemlidir.
C + H2O -----> CO + H2
Halojenler ile Reaksiyonu
Grafit florür ile yüksek sıcaklıklarda reaksiyon vererek karbon tetraflorürü (CF4) oluşturur. Yan ürün olarak C2F6 ve C5F12 verir.
C(k) + fazla F2(g) -----> CF4(g) + C2F6 + C5F12
Oda sıcaklığında ise stokiyometresi tam olarak bilinmeyen grafit florürü CFx
(0.68 < x < 1) oluşturur. Bu bileşik x değerinin düşük olduğu zamanlarsa siyah, x= 0.9 ise gümüşümsü, x yaklaşık 1 civarında ise renksik bir bileşik oluşturur.
Diğer halojenlerle reaksiyon vermez.
Asit ile Reaksiyonu
Grafit sıcak konsantre nitrik asit ile reaksiyona girerek melitik asidi C6(CO2H)6 oluşturur.
Kullanım Alanları
-Karbon, demire eklenerek çelik yapımında
-Nükleer reaktörlerdeki kontrol denetim çubuğunun yapımında
-Elmas mücevher yapımı ve cam gibi çok sert maddelerin kesim işleminde
-Grafit yüksek erime noktası, bilinen çözücülerde çözünmeme ve iyi elektrik iletkenliğine sahip olma gibi özellikleri nedeni ile kalıplanarak elektroliz kaplarında elektrot olarak, elektrik motorlarında ise kollektör olarak ve kurşun kalem üretiminde
-Kömür, enerji üretiminde
-Organik maddelerin havasız bir ortamda ısıtılması ile elde edilen aktif kömür, geniş yüzeye sahip olduğundan adsorpsiyonu fazladır ve bu nedenle de gazları, kokuyu ve rengi adsorplama özelliğine sahip olduğundan bu tür uygulamalarda kullanılmaktadır.