Karbon

Fra Ikkepedia
Gå til: navigasjon, søk

Karbon er et stoff som brukes for å danne kull. I Kina er det noen idioter som lager maskiner for å få mer kull som de brenner og lager strøm av. Når de prøver å selge strømmen, men får de ikke solgt den og bruker den til å drepe turister i stedenfor. Mange turister som drar til kina har ofte et dødsønske, de vil gjerne bli hakket opp i biter av små kinesiske dverger og skutt, etter denne prossen blir de slaktet og solg som hestekjøtt i Norge.

Karbon har en nabo som har en ven som henter Bob :) bare køder han heter nassenøff. Neida.... joda


korbon er ikke bra. det er ikke bra forde det er bare det. fun fuckt alle karbon greier kommer fra planter, en te fun fuckt planter kommer fra jora og har fæleser. når du spiser de får de vondt din jævla veganer ja fuck u.


«Karbon» har flere betydninger. Karbon C-TableImage.svg Basisdata Navn Karbon Symbol C Atomnummer 6 Utseende svart (grafitt) fargeløs (diamant) Plass i periodesystemet Gruppe 14 Periode 2 Blokk p Kjemisk serie ikke-metaller Atomegenskaper


karbon Store norske leksikon Realfag Kjemi Grunnstoffer, stabile Innhold

C-C-BINDINGER STOFFER SOM BARE BESTÅR AV KARBON KARBONFORBINDELSER MED ANDRE GRUNNSTOFFER KJEMISKE EGENSKAPER FOREKOMST KARBONISOTOPER DIAMANT EGENSKAPER BRUK GRAFITT EGENSKAPER TYPER FREMSTILLING BRUK KARBON FORFATTER AV ARTIKKELEN


Bjørn Pedersen Universitetet i Oslo UTTALE karbˈon ETYMOLOGI av lat. 'kull' OGSÅ KJENT SOM Atomsymbol C atomnummer 6 carbon (eng.)

Utsnitt av strukturen av diamant. Alle kulene er et karbonatom. av Bjørn Pedersen. Gjengitt med tillatelse 
Strukturen av grafitt. Alle kulene er karbonatomer. av Bjørn Pedersen. Gjengitt med tillatelse 
Buckminsterfulleren og en fotball av Bjørn Pedersen. Gjengitt med tillatelse 

Karbon er et ikke-metall som tidligere ble kalt kullstoff på norsk da det er det grunnstoffet det er mest av i kull.

Karbon står først i gruppe 14 i periodesystemet.

Grafitt, kull og diamant er former av karbon som finnes i naturen og som har vært kjent siden oldtiden. Petroleum (råolje og naturgass) består av hydrokarboner. Karbonforbindelser er også sentrale i alle livsvitenskapene.

C-C-bindinger Karbonatomer kan danne kjeder og ringer hvor hvert karbonatom er bundet til to andre karbonatomer, plane nett hvor hvert karbonatom er bundet til tre karbonatomer og tredimensjonale strukturer hvor hvert karbonatom er bundet til fire karbonatomer

Forklaringen på hvorfor karbon kan danne så mange forskjellige bindinger ligger i hvordan ytterelektronene i et karbonatom er fordelt. Det er fire ytterelektroner i et karbonatom, og de ligger i et elektronskall som er halvfullt.

STOFFER SOM BARE BESTÅR AV KARBON I grafén er karbonatomene bundet i et todimensjonalt plant nett. (En makroskopisk analog er hønsenetting.) Grafén ble først fremstilt i 2004 og har vist seg å ha mange interessante egenskaper både mekanisk og elektronisk. De som fremstilte grafén be tildelt Nobelprisen i fysikk i 2010.

I grafitt er disse nettene stablet opp på hverandre (se bilde 2).

I diamant er hvert karbonatom bundet til fire andre karbonatomer (se bilde 1).

sot (carbon black) er en amorf form av karbon. Fra sot kan man fremstille molekylforbindelser av karbon. De kalles fullerener. Det enkleste er C60, buckminsterfulleren, som har form som en europeisk fotball (se bilde 3). De som fremstilte de første fullerenene ble tildelt Nobelprisen i kjemi i 1996. For mer detaljer om disse molekylforbindelsene av karbon se fullerener.

En mellomform mellom grafén og fulleren er nanorør fremstilt første gang i 1991. Også kjegler av karbonatomer kan fremstilles.

KARBONFORBINDELSER MED ANDRE GRUNNSTOFFER Karbon har elektronegativitet 2,5 som er midt mellom de minst elektronegative grunnstoffene (alkalimetallene) som har elektronegativitet 1,0 og de mest elektronegative grunnstoffene (halogenene) som har elektronegativitet 4,0.

Karbonatomer danner bindinger til de fleste grunnstoffatomer. Det er flere forbindelser av karbon enn av noe annet grunnstoff unntatt hydrogen.

Karbon løses i mange metaller (f.eks. jern og titan) i fast tilstand, samt i metallsmelter.

Binære forbindelser av karbon kalles karbider. Det mest kjente eksemplet er kalsiumkarbid, CaC2,som reagerer med vann og gir acetylen.

Med mere elektronegative grunnstoffer som silisium danner karbon silisiumkarbid SiC som ikke reagerer med vann, er meget hardt og har et høyt smeltepunkt.

Forbindelser hvor en eller flere karbonatomer er bundet til hydrogenatomer er sentrale i organisk kjemi.

Mulige oksidasjonstall for karbon er +II, +IV og –IV. I uorganiske forbindelser som karbonater er +IV det vanligste. Med de mest elektropositive grunnstoffer danner karbon karbider med oksidasjonstall –IV.

Kjemiske egenskaper Ren grafitt og diamant er uten lukt og smak og er uløselig i alle vanlige løsemidler, f.eks. vann, bensin, alkohol, fortynnede syrer og baser. Fullerenene er derimot løselige i f.eks. heksan og toluen.

Karbon er lite reaktivt ved vanlige temperaturer, men reagerer med de fleste andre grunnstoffer ved høye temperaturer. Med oksygen dannes, avhengig av oksygenmengde og temperatur, enten karbonmonoksid, CO, eller karbondioksid, CO2. Karbonets tendens til å danne oksider gjør karbon til et godt reduksjonsmiddel av metalloksider.

Karbon anvendes i form av kull og koks til å fremstille metaller som jern, kobber, bly, sink, m.fl. ved reduksjon av de respektive oksider. Ved disse reaksjonene dannes først karbonmonoksid. Karbon reagerer med vanndamp under dannelse av karbonmonoksid, karbondioksid og hydrogengass:

C(s) + H2O(g) ⇋ CO(g) + H2 (g)

eller

CO(g) + H2O(g) ⇋ CO2(g)+ H2(g)

Forekomst

En bit kull. av Bjørn Pedersen. Gjengitt med tillatelse Karbon forekommer i naturen som diamant, grafitt og i kosmos trolig også i form av fulleren-varianter. Kull av forskjellig slag (antrasitt, steinkull, brunkull) består også hovedsakelig av karbon. I petroleum (råolje og naturgass) foreligger karbon kjemisk bundet, hovedsakelig med hydrogen. Petroleum og kull er dannet av planter og marine dyr ved langsom forråtnelse og opphetning uten lufttilførsel, se petroleum.

I plante- og dyreriket er karbon en vesentlig bestanddel av alle organismer og finnes der i form av tallrike organiske forbindelser (karbohydrater, proteiner, fett m.fl.). Mennesket består av ca. 17 vektprosent karbon.

Det totale karboninnholdet i planter og dyr anslås til 270 milliarder tonn. Karbon inngår også i flere mineraler, for det meste karbonater (f.eks. kalkstein, CaCO3). Til sammen utgjør karbon 0,032 vektprosent av jordskorpen. Luft inneholder 0,04 volumprosent CO2 og innholdet er økende.

Vann løser store mengder karbondioksid, i form av CO2 og HCO3–. Det gjennomsnittlige karboninnholdet i havvann er 0,005 vektprosent, svarende til et totalt karboninnhold på 27 000 milliarder tonn.

Karbonisotoper Naturlig forekommende karbon består av to stabile isotoper 12C (98,89 %) og 13C (1,11 %) 12C) og en radioaktiv isotop (14C (10–10 %). Massen av isotopen 12C er satt nøyaktig lik 12,0000 og massen av alle andre isotoper er gitt i forhold til denne massen.

Det er kjent 9 fremstilte, radioaktive isotoper. Isotopen 14C med halveringstid 5736 år er av særlig interesse pga. sin bruk som radioaktivt sporgrunnstoff og for aldersbestemmelse av karbonholdig materiale. 14C dannes i den øvre delen av atmosfæren ved at nøytroner fra kosmisk stråling bombarderer nitrogenatomer:

14N + 1n = 14C + 1H

Ved reaksjon med oksygen danner isotopen 14C 14CO2. Innholdet av slik merket karbondioksid opptas av planter og trær og ved å bestemme hvor stort innholdet er kan alderen av plantene og trærne bestemmes. For flere detaljer se aldersbestemmelse.

DIAMANT Egenskaper Diamant er det hardeste av alle kjente materialer og har høyest smeltepunkt (≈ 4000 °C) og termisk konduktans (ledningsevne) av alle grunnstoffer. Tettheten. 3,51 g/mL er betydelig større enn for grafitt (2,22 g/mL). Fargeløse, vannklare diamanter med høy glans og brytningsevne er rent karbon. Små mengder av andre stoffer gjør at diamanter kan ha forskjellige farger.

Ved oppvarming i luft til over 800 °C brenner diamant langsomt til CO2. Ved normale trykk og temperaturbetingelser er diamant metastabil i forhold til grafitt. Siden krystallstrukturene er så forskjellige, kreves oppvarming til over 1200 °C (i fravær av luft) for å omdanne diamant til grafitt. Diamant er imidlertid stabil ved høye trykk, og små, kunstige diamanter kan fremstilles industrielt ved å utsette grafitt for høy temperatur (ca. 1750–2000 °C) og høyt trykk (ca. 100 000 atm).

Bruk Ca. 5 % av diamantene som finnes i naturen egner seg som smykkestener. Andre diamanter fra naturen og fremstilte diamanter anvendes som slipemiddel, borspisser, skjæreverktøy, dysemateriale o.a. Se også diamant.

GRAFITT Egenskaper Grafitt leder godt elektrisitet og varme innen lagene. Det er noe mer reaktivt enn diamant, og oksiderer langsomt i luft ved temperaturer over 450 °C. Grafitt brukes som smøremiddel.

Typer Det meste av den grafitten som brukes, er fremstilt kunstig. Alt etter utgangsmaterialer og fremstillingstemperatur fås ulike sorter grafitt: sot, glanskarbon, retortegrafitt, kunstig og pyrolytisk grafitt. Disse finkrystallinske formene av grafitt skiller seg fra hverandre ved partiklenes størrelse og form, krystallenes orientering og grad av ordning mellom de todimensjonale lagene.

Pyrolytisk grafitt fremstilles ved å spalte lavmolekylære hydrokarboner (metan, etan, benzen) ved en grafittoverflate under lave trykk ved ca. 2000 °C. Også den står naturlig grafitt meget nær. I fiberform fås grafitt ved kontrollert forkulling av organiske fiberprodukter etterfulgt av oppvarming til ca. 2500 °C. Pyrolytisk grafitt og fibergrafitt brukes som karbonfibrer.

Retortegrafitt utskilles ved fremstilling av lysgass og koks som tette, faste masser dannet ved spalting av karbonholdige gasser fra oppvarmet steinkull (ca. 1500 °C). Retortegrafitten er meget hard, men har som grafitt, god elektrisk konduktans. Anvendes til elektroder for galvaniske elementer og som kullstifter for lysbuelamper.

Glanskarbon fremstilles ved å la en lysgass- eller metanflamme brenne mot glatte overflater, f.eks. glasert porselen eller metall som er oppvarmet til ca. 800 °C. Dette gir en metallisk glinsende, meget sprø og kjemisk motstandsdyktig form for karbon som er nesten like hard som diamant. Grafitten består av ytterst små, sammenfiltrede grafittkrystaller med gjennomsnittlig diameter 2 nm.

Sot dannes når karbonforbindelser i gassfase forbrenner under utilstrekkelig lufttilførsel. De dannede karbonpartiklene utskilles ved å kjøle flammen mot vannkjølte metallplater o.l. Foruten karbon inneholder sot ofte hydrogen, oksygen og litt svovel. Teknisk viktig er kjønrøk, som fås ved ufullstendig forbrenning av harpiksrike trær, oljesot fra oljelamper (lampesot), naftalensot (av naftalen C10H8), antracensot (av antracen C14H10), acetylensot (av acetylen C2H2). Videre fremstilles sot, ofte kalt carbon black, ved ufullstendig forbrenning av petroleum. Carbon black anvendes i store mengder til fremstilling av trykksverte, tusj, til farging av lakklær og annet, ved overflatebehandling av stål, i LP-plater (grammofonplater) og som fyllstoff for gummi, f.eks. i bilringer. Ca. 40 % av et bildekks gummimasse er sot. Sotens kvalitet er viktig for dekkets slitestyrke. Ca. 95 % av sotproduksjonen går til gummiindustrien.

En mindre ren form for grafitt er aktivt kull. Dette fås ved forholdsvis svak oppvarming av organiske stoffer, som tre, torv, kull, koks, dyriske avfallsstoffer, rørsukker m.m., i nærvær av stoffer som forhindrer sammensintring til grovere partikler, og som dessuten bidrar til å fjerne dannede tjæreprodukter. Det ferdige produkt er porøst med en meget stor «indre overflate». Takket være denne store overflaten har aktivt kull meget stor adsorpsjonsevne. De viktigste anvendelsesområdene er gjenvinning og rensning av gasser og damper, avfargning og fjerning av forurensninger fra løsninger, fjerning av uønsket lukt og smak, i gassmasker, rensing av vann, og i medisinen, sårbehandling og fjerning av skadelige stoffskifteprodukter fra fordøyelseskanalen (se aktivkull).Koks er likeledes et karbonrikt produkt.

Fremstilling Grafittprodukter fremstilles generelt ved spaltning av karbonholdige forbindelser. Hvis dette skjer ved lave temperaturer (ca. 400 °C), blir grafitten utskilt i finfordelt form, med vilkårlig orientering av de små krystallittene og en høyst uordnet grafittstruktur. Dette er særlig tilfellet for sot, trekull o.l. Høyere temperaturer (ca. 800 °C og mer) fører til større krystallitter, fastere sammenfiltring samt til økt ordning av karbonlagene. Ved ca. 1500 °C fås tette, men fremdeles fullstendig uregelmessig orienterte aggregater av større krystaller (retortegrafitt). Ved enda høyere temperaturer (ca. 2500 °C) fås større krystaller (kunstig grafitt) med tiltagende orientering der strukturen skiller seg lite fra naturlig grafitt. Fremstillingen av kunstig grafitt skjer nå ved opphetning av koks (petrolkoks) eller antrasitt i form av bakte elektroder i elektriske ovner ved ca. 2700 °C.

Bruk Naturlig og kunstig grafitt anvendes til mange tekniske formål. Pga. bestandighet overfor varme og temperaturforandringer og god elektrisk og termisk konduktans anvendes grafitt til fremstilling av digler for smeltning av metaller, som elektroder i elektriske bueovner, ved elektrolytiske prosesser og til andre formål i elektrokjemisk, elektrotermisk og kjemisk industri. Oildag og aquadag er suspensjoner av grafitt i olje, henholdsvis i vann og blir brukt som smøremidler. Grafitt blir også brukt som moderator og reflektor i kjernereaktorer. Se også grafitt.

Karbon Kjemisk symbol C Atomnummer 6 Atomvekt 12,011 Smeltepunkt 3400 °C (grafitt, subl.pkt.) Kokepunkt - Tetthet 2,22 g/mL(grafitt) Oksidasjonstall -IV, II, VI Elektronkonfigurasjon [He]2s22p2 sitér denne artikkelen FRI gjenbruk.

SKREVET AV: Bjørn Pedersen (UiO) SIST OPPDATERT: 19. september 2017 SE ALLE ENDRINGER FAGANSVARLIG FOR GRUNNSTOFFER, STABILE

Bjørn Pedersen professor i kjemi, Universitetet i Oslo Atomvekt 12,0107 u Empirisk atomradius 70 pm Kalkulert atomradius 67 pm Kovalent atomradius 77 pm Elektronkonfigurasjon [He] 2s2 2p2 Elektroner per energinivå 2, 4 Oksidasjonstilstander 4, 2 Krystallstruktur heksagonal Fysiske egenskaper Stofftilstand fast stoff Smeltepunkt 3 500°C Kokepunkt 4 827 °C Molart volum 5,29 · 10-6 m³/mol Tetthet 2 267 kg/m³ (grafitt) 3 513 kg/m³ (diamant) Hardhet 0,5 (grafitt) 10 (diamant) (Mohs skala) Fordampningsvarme 355,8 kJ/mol Smeltevarme 100 kJ/mol (grafitt) 120 kJ/mol (diamant) Damptrykk 0 Pa Lydfart 18 350 m/s (diamant) Diverse Elektronegativitet etter Pauling-skalaen 2,55 Spesifikk varmekapasitet 710 J/(kg•K) Elektrisk ledningsevne Grafitt: 3 · 106 S/m Diamant: 1 · 10-4 S/m Termisk ledningsevne Grafitt: 119–165 W/(m · K) Diamant: 900–1300 W/(m · K) Første ionisasjonspotensiale 1 086,5 kJ/mol Andre ionisasjonspotensiale 2 352,6 kJ/mol Tredje ionisasjonspotensiale 4 620,5 kJ/mol SI-enheter & STP er brukt, hvis ikke annet er nevnt. MV = Manglende verdi – legg gjerne inn. Karbon eller kullstoff er et ikke-metallisk grunnstoff med kjemisk symbol C og atomnummer 6. Fra naturens side er det tre ulike isotoper, hvor 12C og 13C er stabile, mens 14C er radioaktivt, med en halveringstid på om lag 5730 år.[1] Karbon er et av få grunnstoffer som har vært kjent siden oldtiden.[2]

Karbon forekommer i flere ulike allotropiske tilstander, hvor de best kjente er grafitt, diamant og amorft karbon. De fysiske egenskapene for karbonet i dets ulike allotropiske tilstander er meget ulike: for eksempel er diamant i høy grad transparent, mens grafitt har høy opasitet, og er sort; diamant er et av de hardeste materialene man kjenner, grafitt er bløtt nok til å danne streker på papir (derav dets navn, som er avledet fra det greske ordet for «å skrive»); diamant har lav elektrisk ledningsevne, grafitt er en utmerket elektrisk leder. Under normale forhold har diamant den høyeste varmeledningsevnen av alle kjente materialer.

Karbon er det 15. mest vanlige grunnstoffet i jordskorpen, og det fjerde mest vanlige grunnstoffet i universet målt i masse, etter hydrogen, helium og oksygen. Karbon eksisterer i alle kjente livsformer, og er det grunnstoffet man finner nest mest av i menneskekroppen målt i masse (om lag 18,5 %), etter oksygen.[3]

Innhold [skjul] 1 Historie 2 Egenskaper 2.1 Allotroper 2.2 Isotoper 3 Forekomst 4 Anvendelse 5 Referanser 6 Se også 7 Eksterne lenker Historie[rediger | rediger kilde] Karbon (fra latin carbonum som betyr kull) har vært kjent siden de tidligste sivilisasjoner i form av sot og kull. Diamanter var trolig kjent i Kina 2 500 år før Kristi fødsel, mens trekull ble fremstilt i romertiden med samme metoder som brukes i dag.

I 1722 viste René A. F. de Réaumur at jern kunne styrkes og bli til stål ved absorpsjon av et stoff, nå kjent som karbon. I 1772 kunne Antoine Lavoisier demonstrere at diamanter er en form for karbon da han brente prøver av diamant og kull, og viste at ingen av dem avga vann, og begge frigjorde samme mengde karbondioksid (CO2) pr. gram. Carl Wilhelm Scheele oppdaget at grafitt, som inntil da hadde vært ansett for å være en form for bly, i virkeligheten var en form for karbon. De franske forskerne Claude Louis Berthollet, Gaspard Monge og C. A. Vandermonde viste i 1786 at grafitt var rent karbon, og i sin rapport foreslo de navnet «carbone» (fra latin carbonum) på grunnstoffet.

En ny allotropisk form av karbon ble oppdaget i 1985, og ga oppdagerne Nobelprisen i kjemi i 1996.


Karbonatomets elektronskall Egenskaper[rediger | rediger kilde] Karbon er plassert i p-blokken i det periodiske system. Karbon har bemerkelsesverdige egenskaper, noen er et paradoks. De forskjellige allotropiske formene (se under) inkluderer det hardeste naturlige materialet (diamant) men også et av de mykeste (grafitt).

Karbon har lett for å binde seg med andre små atomer, inkludert andre karbon-atomer, og kan danne stabile kovalente bindinger med disse atomene. På grunn av disse egenskapene er karbon til stede i nesten ti millioner[4] forskjellige stoffer, størstedelen av de kjente kjemiske forbindelsene.

Karbon er grunnleggende i alt organisk materiale. Læren om karbonets kjemi har derfor fått navnet organisk kjemi. «Hvis det ikke var for karbon, ville livet slik vi kjenner det, ikke vært mulig», skriver Paul Davies. Det er det femtende mest vanlige grunnstoffet, men karbonatomene utgjør ingen stor del av oss. Av 200 atomer i en menneskekropp, vil 126 være hydrogen, 51 vil være oksygen og bare 19 karbon.[5]

Allotroper[rediger | rediger kilde] Karbon har flere allotroper, det vil si varianter eller grunnstrukturer:


Rådiamant Diamant (karbon 13-diamantene) er det hardeste kjente mineralet. Struktur: Hvert atom er tetraedrisk bundet til fire andre karbonatomer, og danner en tredimensjonal kovalent nettverkstruktur. Diamant er en elektrisk isolator, men har svært god evne til å lede varme. Årsaken er at molekylet holdes sammen at et nettverk av kovalente bindinger som tillater lite bevegelse til individuelle karbonatomer. Derfor vil all tilført varme overføres som molekylær bevegelse gjennom diamanten. Grafitt er en myk forbindelse. Struktur: Hvert atom er trigonalt, planart bundet til tre andre karbonatomer slik at det dannes lag av karbonatomer ordnet i bikubemønster. Bindingsavstanden mellom karbonatomene i lagene er 141 pm. Avstanden mellom lagene er 335 pm, noe som gir svake krefter mellom lagene. Fullerener har følgende struktur: Store molekyler bestående av karbonatomer som er trigonalt, men ikke-planart bundet slik at de danner sfæriske molekyler. Lonsdaleitt er et mineral[6] som kan bli dannet når grafittholdige meteoritter treffer bakken. Struktur: Som diamant, men danner heksagonalt krystallgitter.[7] Karbonnanorør er små rør bestående av karbon. Struktur: Hvert karbonatom er trigonalt bundet i et kurvet ark som danner en hul sylinder. Mer enn 95 prosent av alle kjente stoffer inneholder karbon, dette kommer av at karbon lett inngår kjemiske forbindelser med andre grunnstoffer.

Isotoper[rediger | rediger kilde] Naturlig forekommende karbon består av 2 stabile isotoper: 12C (98,93%) og 13C (1,07%). I tillegg finnes det små mengder av den ustabile, og dermed radioaktive 14C (0.0000000001%). 14C blir dannet høyt oppe i atmosfæren. Dette skjer ved at kosmisk stråling danner nøytroner som igjen reagerer med nitrogenatomer slik at man får 14C. Reaksjonen ser slik ut.

1n + 14N → 14C + 1H Det finnes også 12 kunstig fremstilte isotoper . Den mest stabile er 11C med halveringstid 20,39 minutter. Alle de resterende isotopene har halveringstider kortere enn 20 sekunder, og de fleste kortere enn 1 sekund.[8]

CAS-nummer: 7440-44-0

Forekomst[rediger | rediger kilde] Karbon er det fjerde mest utbredte grunnstoffet i universet målt i masse, etter hydrogen, helium og oksygen. Man finner karbon i solen, stjerner, kometer, samt i de fleste planeters atmosfærer. Enkelte meteoritter inneholder mikroskopiske diamanter, dannet da solsystemet enda var en protoplanetarisk skive. Mikroskopiske diamanter kan også dannes under intenst trykk og ved høye temperaturer på nedslagssteder etter meteorittnedslag.[9]

I kombinasjon med oksygen, i den kjemiske forbindelsen karbondioksid, finner man karbon i jordens atmosfære (anslagsvis 810 gigatonn med karbon) og oppløst i vann i alle typer vannlegemer, som i hav, innsjøer og elver (anslagsvis 36 000 gigatonn med karbon, om lag 1900 gigatonn karbon befinner seg i biosfæren. Hydrokarboner, som kull, olje og naturgass, inneholder også karbon.

Karbon forekommer naturlig i ren form (diamant og grafitt), og finnes i mange mineraler og i utallige kjemiske forbindelser.

Anvendelse[rediger | rediger kilde]

Grafitt Naturlige diamanter brukes som smykkestein på grunn av sitt vakre fargespill. Til en viss grad brukes også kunstige diamanter, men disse er ikke så høyt ansett og er vesentlig billigere. Kunstige diamanter samt små, naturlige diamanter og diamantstøv brukes i bore-, slipe- og skjæreverktøy på grunn av sin hardhet. Grafitt kombinert med leire brukes som skriveredskap i blyanter. Kull blir brukt i smedkunsten, som varmekilde. Grafitt brukes som nøytronmoderator i kjernereaktorer. Den radioaktive isotopen karbon-14 brukes i datering av dødt organisk materiale (dyr, planter, trevirke osv.) Diamantstøv brukes i datamaskiner, som kjølesystem, pga sin unike evne til å lede varme. Referanser[rediger | rediger kilde] ^ «Carbon – Naturally occurring isotopes». WebElements Periodic Table. Besøkt 9. oktober 2008. (en) ^ «Periodic Table: Date of Discovery». Chemical Elements.com. Besøkt 13. mars 2007. (en) ^ «Biological Abundance of Elements». The Internet Encyclopedia of Science. Besøkt 9. oktober 2008. (en) ^ Los Alamos National Labs Arkivert 13 september 2008 hos Wayback Machine. ^ Bill Bryson: En kort historie om nesten alt, forlaget Gyldendal, Oslo 2005, ISBN 82-05-33391-2 ^ Mindat.org – Lonsdaleite ^ Technion – Israel Institute of Technology – Lonsdaleite ^ Lawrence Berkeley National Laboratory – Isotoptabell for karbon Arkivert 1 juni 2008 hos Wayback Machine. ^ Mark, Kathleen (1987). Meteorite Craters. University of Arizona Press. ISBN 0-8165-0902-6. (en)

Periodesystemet
H   He
Li Be   B C N O F Ne
Na Mg   Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc   Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y   Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo

Liste over grunnstoffer
¨