Сборник текстов на казахском, русском, английском

447 

-  For  example,  if  an  ideal  fuel  like  LPG  (high  calorific  value  and  relatively 

high  amounts  of  branched  hydrocarbons)  is  available,  a  sufficient  and  continuous 

supply  of  oxygen  should  be  maintained  to  burn  it.  If  the  ignition  spark  or  flame  is 

sufficient then the combustion is smooth and completes as follows. 

 

 

 

Most  of  the  carbon  compounds  like  the  hydrocarbons  when  burnt  in  air  or 

oxygen produce large amounts of heat, carbon dioxide and water vapor. Hence they 

are used as fuels. For example, methane burns with a blue flame in air. 

 

In a very limited supply of air methane gives carbon black. 

 

Some carbon compounds are very combustible and have an explosive reaction 

with  air,  e.g.,  alkenes.  They  burn  with  a  luminous  flame  to  produce  carbon  dioxide 

and water vapor. 

Some hydrocarbon compounds undergo cracking or thermal decomposition. In 

this  process,  substances  are  heated  to  high  temperatures  of  (500  -  8000C)  in  the 

absence  of  air,  and  they  decompose  into  a  mixture  of  saturated  and  unsaturated 

hydrocarbons and hydrogen. 

 

Allotrope of Carbon 

 

Back to Top 

An element, in different forms, having different physical properties but similar 

chemical  properties  is  known  as  allotropy.  Carbon  shows  allotropy.  Such  different 

forms  are  called  'allotrope'  of  an  element  or  allotropic  forms.  There  are  three  well 

known  allotropic  forms  of  carbon  and  they  are  amorphous  carbon,  diamond  and 

graphite.  The  fourth  allotropic  form  of  carbon  is  buckminsterfullerenes  which  is 

basically an artificial form of carbon and is made up of 60 C atoms. 

A few examples of pure carbons are as follows: 

Coal,  Coke,  Charcoal  (or  wood  charcoal),  Animal  Charcoal  (or  bone  black), 

Lamp black, Carbon black, 

Gas carbon and Petroleum coke 

Diamonds and graphite are two crystalline allotropes of carbon. Diamond and 

graphite both are covalent crystals. But, they differ considerably in their properties. 

448 

 

 

Comparison of the Properties of Diamond and Graphite 

Diamond 

Graphite  

It occurs naturally in free state. 

It  occurs  naturally  and  is  manufactured 

artificially. 

It is the hardest natural substance known.  It is soft and greasy to touch. 

It has high relative density (about 3.5).  

Its relative density is 2.3. 

It  is  transparent  and  has  high  refractive 

index (2.45). 

It is black in color and opaque. 

It is non-conductor of heat and electricity. 

Graphite  is  a  good  conductor  of  heat  and 

electricity. 

It burns in air at 900°C to give CO

2

. 

It burns in air at 700-800°C to give CO

2

. 

It occurs as octahedral crystals. 

It occurs as hexagonal crystals. 

It is insoluble in all solvents. 

It is insoluble in all ordinary solvents 

 

These differences in the properties of diamond and graphite are due to the difference 

in their structures. In diamond, each C atom is linked to its neighbors by four single 

covalent  bonds.  This  leads  to  a  three-dimensional  network  of  covalent  bonds.  In 

graphite, the carbon atoms are arranged in flat parallel layers as regular hexagons.  

Each  carbon  in  these  layers  is  bonded  to  three  others  by  covalent  bonds. 

Graphite thus acquires some double bond character. Each layer is bonded to adjacent 

layers by weak van der Waals forces. This allows each layer to slide over the other 

easily.  Due  to  this  type  of  structure  graphite  is  soft  and  slippery,  and  can  act  as  a 

lubricant. 

 

Biochemistry 

 

Biochemistry  is  the  branch  of  science  that  explores  the  chemical  processes 

within  and  related  to  living  organisms.  It  is  a  laboratory  based  science  that  brings 

together  biology  and  chemistry.  By  using  chemical  knowledge  and  techniques, 

biochemists can understand and solve biological problems. 

449 

 

 

Biochemistry  focuses  on  processes  happening  at  a  molecular  level.  It  focuses 

on  what’s  happening  inside  our  cells,  studying  components  like  proteins,  lipids  and 

organelles.  It  also  looks  at  how  cells  communicate  with  each  other,  for  example 

during  growth  or  fighting  illness.  Biochemists need to  understand how the structure 

of  a  molecule  relates  to  its  function,  allowing  them  to  predict  how  molecules  will 

interact. 

Biochemistry  covers  a  range  of  scientific  disciplines,  including  genetics, 

microbiology,  forensics,  plant  science  and  medicine.  Because  of  its  breadth, 

biochemistry is very important and advances in this field of science over the past 100 

years have been staggering. It’s a very exciting time to be part of this fascinating area 

of study. 

  

What do biochemists do? 

 

Provide new ideas and experiments to understand how life works 

Support our understanding of health and disease 

Contribute innovative information to the technology revolution 

Work  alongside  chemists,  physicists,  healthcare  professionals,  policy  makers, 

engineers and many more professionals 

Biochemistry,  study  of  the  chemical  substances  and  processes  that  occur  in 

plants,  animals,  and  microorganisms  and  of  the  changes  they  undergo  during 

development and life. It deals with the chemistry of life, and as such it draws on the 

techniques  of  analytical,  organic,  and  physical  chemistry,  as  well  as  those  of 

physiologists  concerned  with  the  molecular  basis  of  vital  processes.  All  chemical 

changes within the organism—either the degradation of substances, generally to gain 

necessary energy, or the buildup of complex molecules necessary for life processes—

are collectively termed metabolism. These chemical changes depend on the action of 

organic catalysts known as enzymes, and enzymes, in turn, depend for their existence 

on the genetic apparatus of the cell. It is not surprising, therefore, that biochemistry 

enters  into  the  investigation  of  chemical  changes  in  disease,  drug  action,  and  other 

aspects of medicine, as well as in nutrition, genetics, and agriculture. 

 

 

reading  

Atoms 

 

450 

We  have  now  seen  that  different  materials  have  different  properties.  Some 

materials  are  metals  and  some  are  non-metals;  some  are  electrical  or  thermal 

conductors, while others are not. Depending on the properties of these materials, they 

can be used in lots of useful applications. But what is it exactly that makes up these 

materials?  In  other  words,  if  we  were  to  break  down  a  material  into  the  parts  that 

make it up, what would we find? And how is it that a material’s microscopic structure 

is  able  to  give  it  all  these  different  properties?  The  answer  lies  in  the  smallest 

building block of matter: the atom. It is the type of atoms, and the way in which they 

are arranged in a material, that affects the properties of that substance. It is not often 

that substances are found in atomic form. Normally, atoms are bonded to other atoms 

to form compounds or molecules. It is only in the noble gases (e.g. helium, neon and 

argon) that atoms are found individually and are not bonded to other atoms. We will 

look at the reasons for this in a later chapter. 

 

The Atom 

 

We  have  now  looked  at  many  examples  of  the  types  of  matter  and  materials 

that  exist  around  us,  and  we  have  investigated  some  of  the  ways  that  materials  are 

classified. But what is it that makes up these materials? And what makes one material 

different from another? In order to understand this, we need to take a closer look at 

the building block of  matter, the atom. Atoms are the basis of all the structures and 

organisms  in  the  universe.  The  planets,  the  sun,  grass  and  trees,  the  air  we  breathe, 

and people are all made up of different combinations of atoms. 

Models of the Atom 

It is important to realise that a lot of what we know about the structure of atoms 

has been 

developed  over  a long period of time.  This  is often  how scientific  knowledge 

develops,  with  one  person  building  on  the  ideas  of  someone  else.  We  are  going  to 

look at how our modern understanding of the atom has evolved over time. 

The  idea  of  atoms  was  invented  by  two  Greek  philosophers,  Democritus  and 

Leucippus in the fifth century BC. The Greek word __o

μo_ (atom) means indivisible 

because they believed that atoms could not be broken into smaller pieces. 

Nowadays, we know that atoms are made up of a positively charged nucleus in 

the centre 

surrounded  by  negatively  charged  electrons.  However,  in  the  past,  before  the 

structure  of  the  atom  was  properly  understood,  scientists  came  up  with  lots  of 

different models or pictures to describe what atoms look like. 

How big is an atom? 

It is difficult sometimes to imagine the size of an atom, or its mass, because we 

cannot  see  them,  and  also  because  we  are  not  used  to  working  with  such  small 

measurements. How heavy is an atom? 

It  is  possible  to  determine  the  mass  of  a  single  atom  in  kilograms.  But  to  do 

this, you would need very modern mass spectrometers, and the values you would get 

would be very clumsy and difficult to use. The mass of a carbon atom, for example, is 

about  1.99  x 

10−26kg,  while  the  mass  of  an  atom  of  hydrogen  is  about  1.67  x 

451 

10−27kg.  Looking  at  these  very  small  numbers  makes  it  difficult  to  compare  how 

much bigger the mass of one atom is when compared to another. 

 

Molecules 

 

Definition: Molecule 

A molecule is a group of two or more atoms that are attracted to each other by 

relatively 

strong forces or bonds. 

Almost  everything  around  us  is  made  up  of  molecules.  Water  is  made  up  of 

molecules,  each  of  which  has  two  hydrogen  atoms  joined  to  one  oxygen  atom. 

Oxygen  is  a  molecule  that  is  made  up  of  two  oxygen  atoms  that  are  joined  to  one 

another.  Even  the  food  that  we  eat  is  made  up  of  molecules  that  contain  atoms  of 

elements  such  as  carbon,  hydrogen  and  oxygen  that  are  joined  to  one  another  in 

different  ways.  All  of  these  are  known  as  small  molecules  because  there  are  only  a 

few atoms in each molecule. Giant molecules are those where there may be millions 

of atoms per molecule. Examples of giant  molecules are diamonds, which are made 

up of millions of carbon atoms bonded to each other, and metals, which are made up 

of millions of metal atoms bonded to each other. 

Representing molecules 

The structure of a molecule can be shown in many different ways. Sometimes 

it is easiest to show what a molecule looks like by using different types of diagrams, 

but at other times, we may decide to simply represent a molecule using its chemical 

formula or its written name. 

Using formulae to show the structure of a molecule 

A  chemical  formula  is  an  abbreviated  (shortened)  way  of  describing  a 

molecule, or some 

other chemical substance. In chapter 1, we saw how chemical compounds can 

be repre- 

sented using element symbols from the Periodic Table. A chemical formula can 

also tell 

us the number of atoms of each element that are in a molecule, and their ratio 

in that 

molecule. 

For example, the chemical formula for a molecule of carbon dioxide is: CO2 

The  formula  above  is  called  the  molecular  formula  of  that  compound.  The 

formula tells 

us that in one molecule of carbon dioxide, there is one atom of carbon and two 

atoms of 

oxygen. The ratio of carbon atoms to oxygen atoms is 1:2. 

Definition: Molecular formula 

A  concise  way  of  expressing  information  about  the  atoms  that  make  up  a 

particular  chemical  compound.  The  molecular  formula  gives  the  exact  number  of 

each type of atom in the molecule. 

A molecule of glucose has the molecular formula: C6H12O6 

452 

In each glucose molecule, there are six carbon atoms, twelve hydrogen atoms 

and  six  oxygen  atoms.  The  ratio  of  carbon:  hydrogen:  oxygen  is  6:12:6.  We  can 

simplify  this  ratio  to  write  1:2:1,  or  if  we  were  to  use  the  element  symbols,  the 

formula  would  be  written  as  CH2O.  This  is  called  the  empirical  formula  of  the 

molecule. 

Definition: Empirical formula 

This  is  a  way  of  expressing  the  relative  number  of  each  type  of  atom  in  a 

chemical compound. 

In most cases, the empirical formula does not show the exact number of atoms, 

but rather 

the  simplest  ratio  of  the  atoms  in  the  compound.  The  empirical  formula  is 

useful when we want to write the formula for a giant molecule. Since giant molecules 

may consist of millions of atoms, it is impossible to say exactly how many atoms are 

in  each  molecule.  It  makes  sense  then  to  represent  these  molecules  using  their 

empirical formula. So, in the case of a metal such as copper, we would simply write 

Cu, or if we were to represent a molecule of sodium chloride, we would simply write 

NaCl. 

Chemical formulae therefore tell us something about the types of atoms that are 

in a 

molecule  and  the  ratio  in  which  these  atoms  occur  in  the  molecule,  but  they 

don’t give us 

any  idea  of  what  the  molecule  actually  looks  like,  in  other  words  its  shape. 

Another  useful  way  of  representing  molecules  is  to  use  diagrams.  Another  type  of 

formula that can be used to describe a molecule is its structural formula. A structural 

formula uses a graphical representation to show a molecule’s structure (figure 2.1). 

Using diagrams to show the structure of a molecule 

Diagrams  of  molecules  are  very  useful  because  they  give  us  an  idea  of  the 

space that is 

occupied by the molecule, and they also help us to picture how the atoms are 

arranged in 

the molecule. There are two types of diagrams that are commonly used: 

 

Figure  2.1:  Diagram  showing  (a)  the  molecular,  (b)  the  empirical  and  (c)  the 

structural formula of isobutane 

• Ball and stick models 

This  is  a  3-dimensional  molecular  model  that  uses  ’balls’  to  represent  atoms 

and sticks’ to represent the bonds between them. The centres of the atoms (the balls) 

are connected by straight lines which represent the bonds between them. A simplified 

example is shown in figure 2.2. 

453 

 

 

Figure 2.2: A ball and stick model of a water molecule 

• Space-filling model 

This  is  also  a  3-dimensional  molecular  model.  The  atoms  are  represented  by 

multi- 

coloured  spheres.  Space-filling  models  of  water  and  ammonia  are  shown  in 

figures 

2.3 and 2.4. 

Figures  2.3  and  2.4  are  some  examples  of  simple  molecules  that  are 

represented in different ways. 

 

Figure  2.3:  A space-filling  model  and  structural  formula of  a water  molecule. 

Each  molecule  is  made  up  of  two  hydrogen  atoms  that  are  attached  to  one  oxygen 

atom. This is a simple molecule. 

 

Ions 

 

In the previous section, we focused our attention on the electron configuration 

of neutral atoms. 

In  a  neutral  atom,  the  number  of  protons  is  the  same  as  the  number  of 

electrons. But what 

happens  if  an  atom  gains  or  loses  electrons?  Does  it  mean  that  the  atom  will 

still be part of the same element? 

A  change  in  the  number  of  electrons  of  an  atom  does  not  change  the  type  of 

atom that it is. However, the charge of the atom will change. If electrons are added, 

then the atom will become more negative. If electrons are taken away, then the atom 

will become more positive. The atom that is formed in either of these cases is called 

an ion. Put simply, an ion is a charged atom. 

Definition: Ion 

An ion is a charged atom. A positively charged ion is called a cation e.g. Na+, 

and a 

negatively charged ion is called an anion e.g. 

F−. The charge on an ion depends 

on the 

number of electrons that have been lost or gained. 

454 

Look at the following examples. Notice the number of valence electrons in the 

neutral atom, the number of electrons that are lost or gained, and the final charge of 

the ion that is formed. 

Lithium 

A lithium atoms loses one electrons to form a positive ion (figure 3.11). 

 

The arrangement of electrons in a lithium ion. 

In this example, the lithium atom loses an electron to form the cation Li+. 

Fluorine 

A fluorine atom gains one electron to form a negative ion 

 

 The arrangement of electrons in a fluorine ion. 

 

Atomic structure 

 

As a result of the models that we discussed in section 3.1, scientists now have a 

good idea of what an atom looks like. This knowledge is important because it helps 

us  to  understand  things  like  why  materials  have  different  properties  and  why  some 

materials bond with others. Let us now take a closer look at the microscopic structure 

of the atom. 

So  far,  we  have  discussed  that  atoms  are  made  up  of  a  positively  charged 

nucleus  surrounded  by  one  or  more  negatively  charged  electrons.  These  electrons 

orbit the nucleus. 

The Electron 

The electron is a very light particle. It has a mass of 9.11 x 

10−31 kg. Scientists 

believe  that  the  electron  can  be  treated  as  a  point  particle  or  elementary  particle 

meaning that it can’t be broken down into anything smaller. The electron also carries 

one unit of negative electric charge which is the same as 1.6 x 1

0−19 C (Coulombs). 

The Nucleus 

Unlike the electron, the nucleus can be broken up into smaller building blocks 

called protons and neutrons. Together, the protons and neutrons are called nucleons. 

The Proton 

Each  proton  carries  one  unit  of  positive  electric  charge.  Since  we  know  that 

atoms are electrically neutral, i.e. do not carry any extra charge, then the number of 

protons in an atom has to be the same as the number of electrons to balance out the 

positive and negative charge to zero. The total positive charge of a nucleus is equal to 

455 

the number  of  protons  in the nucleus.  The  proton  is  much  heavier  than the  electron 

(10 000 times heavier!) and has a mass of 1.6726 x 

10−27 kg. 

When we talk about the atomic mass of an atom, we are mostly referring to the 

combined mass of the protons and neutrons, i.e. the nucleons. 

The Neutron 

The  neutron  is  electrically  neutral  i.e.  it  carries  no  charge  at  all.  Like  the 

proton,  it  is  much  heavier  than  the  electron  and  its  mass  is  1.6749  x 

10−27  kg 

(slightly heavier than the proton). 

 

Rutherford predicted (in 1920) that another kind of particle must be present in 

the  nucleus  along  with  the  proton.  He  predicted  this  because  if  there  were  only 

positively charged protons in the nucleus, then it should break into bits because of the 

repulsive  forces  between  the  like-charged  protons!  Also,  if  protons  were  the  only 

particles  in  the  nucleus,  then  a  helium  nucleus  (atomic  number  2)  would  have  two 

protons and therefore only twice the mass of hydrogen. However, it is actually four 

times heavier than hydrogen. This suggested that there must be something else inside 

the  nucleus  as  well  as  the  protons.  To  make  sure  that  the  atom  stays  electrically 

neutral,  this  particle  would  have  to  be  neutral  itself.  In  1932  James  Chadwick 

discovered the neutron and measured its mass. 

 

 

1.3 Unlike the electron which is thought to be a point particle and unable to be 

broken up into smaller pieces, the proton and neutron can be divided. Protons 

and neutrons are built up of smaller particles called quarks. The proton and 

neutron are made up of 3 quarks each. 

 

жүктеу/скачать 8,9 Mb.

Достарыңызбен бөлісу: