Karbon

For den geologiske perioden med same namnet, sjå karbontida.

6 Bor ← Karbon → Nitrogen ↑ C ↓ Si Heile tabellen
Generelle eigenskapar
Namn, kjemisk symbol, atomnummer	Karbon, C, 6
Kjemisk serie	Ikkje-metall
Gruppe, periode, blokk	14, 2, p
Tettleik, hardleik	Grafitt / diamant: 2267 / 3510 kg/m3, 0,5 / 10,0 (ikkje SI)
Utsjånad	Grafitt: Svart Diamant: Fargelaus til blå
Atomeigenskapar
Atommasse	12,0107 u (ikkje SI)
Atomradius (berekna)	70 (67) pm
Kovalent radius	77 pm
Ioneradius	16 pm (ladning: +4)
van der Waals radius	170 pm
Elektronkonfigurasjon	[He]2s22p2
Elektron per energinivå	2, 4
Oksidasjonstrinn (oksid)	+2, +4 (CO2; svak syre)
Krystallstruktur	Heksagonal
Fysiske eigenskapar
Tilstandsform	Fast stoff
Smeltepunkt	3773 K (3500°C)
Kokepunkt	5100 K (4827°C)
Molart volum	5,29 cm3/mol
Fordampingsvarme	355,8 kJ/mol
Smeltevarme	n.a. (sublimasjon) kJ/mol
Damptrykk	0 Pa ved 3773 K
Ljodfart	18350 m/s ved °C
Diverse eigenskapar
Elektronegativitet	2,55 (Paulings skala)
Spesifikk varmekapasitet	710 J/(kg·K)
Elektrisk konduktivitet	Grafitt: 0,061 MS/m Diamant: 10-17 MS/m
Termisk konduktivitet	129 W/(m·K)
Ioniseringspotensial	1093 kJ/mol 2359 kJ/mol 4627 kJ/mol 6229 kJ/mol 37838 kJ/mol 47285 kJ/mol
Mest stabile isotopar
Iso- top Naturleg førekomst Halverings- tid (ikkje SI) NM NE MeV (ikkje SI) NP 11C (kunstig) 20 min β+ 11B 12C 98,9% (stabil) 13C 1,1% (stabil) 14C (spor) 5700 år β− 0,156 14N
SI-einingar og STP er brukt unntatt der det er avmerkt

Karbon, eldre òg kolstoff eller kol, er eit grunnstoff med atomnummer 6 og kjemisk symbol C. Karbon er i gruppe 14 i det periodiske systemet, og er eit ikkje-metall. Som dei andre grunnstoffa i denne gruppa, dannar det hovudsakleg tetravalente kovalente sambindingar. Det er tre naturlege isotopar av karbon. Den vanlegaste er C₁₂, med 98.0%, følgd av C₁₃ med 1.1%. I tillegg finst det spor av den radioaktive isotopen C₁₄, som har ei halveringstid på 5700 år. Karbon er eit av dei grunnstoffa som har vore kjent sidan antikken. Namnet karbon kjem frå det latinske ordet "carbo", som tyder kol.

Det er mange kjende allotropar av karbon. Dei best kjende er grafitt, diamant og amorft karbon. Dei fysiske eigenskapane til dei ulike allotropane til karbon er svært ulike. Grafitt er til dømes svart og mjukt nok til at ein kan bruke det i blyantar, mens diamant er svært hardt og gjennomsiktig. Amorft karbon er den forma ein finn i til dømes sot og trekol. I tillegg finst karbon i form av fullernar, som blant anna Buckminsterfulleren, som kjemisk er molekylet C₆₀, og karbonnanorør. Alle kjende allotropar av karbon er stabile faste stoff ved romtemperatur, og treng høg temperatur for å reagere sjølv med oksygen.

Den vanlegaste oksydasjonstilstanden til karbon er +4, men det er og sambindingar som har oksydasjonstilstanden +2. Karbonmonoksid er eit døme på eit slikt molekyl. Dei største kjeldene av uorganisk karbon er kalkstein, marmor, dolomitt og karbondioksid i atmosfæren og i havet. Organisk karbon kan ein finne i kol, olje, gass, torv, metanhydrat, og i alle levande organismar. Karbon har fleire kjende sambindingar enn noko anna grunnstoff, og fleire enn 10 millionar ulike typar karbonsambindingar er kjende, og langt fleire finst i teorien.

Karbon er det femtande meste vanlege grunnstoffet på jordoverflata, og det fjerde vanlegaste i universet etter hydrogen, helium og oksygen målt etter vekt. Det er den nest vanlegaste grunnstoffet i menneskekroppen etter oksygen, om lag 18.5% av vekta. Den unike emna karbon har til å lage komplekse kjemiske sambindingar gjer at karbon dannar basis for alt kjent liv.

Fysiske eigenskapar

Karbon er eit fast stoff, sjølv ved svært høge temperaturar. Ved atmosfærisk trykk har ikkje karbon eit smeltepunkt, men sublimerer (går direkte frå fast stoff til gassform) ved ca 3600 °C. Dette er høgare temperatur enn smeltepunktet til noko metall. Sjølv om karbon reagerer kraftig med oksygen, er karbon likevel i mindre grad utsett for oksydasjon enn veikare oksydasjonsmiddel, slik som jern og kopar. Ved romtemperatur vil ikkje karbon reagere med andre stoff bortsett frå dei sterkaste oksidasjonsmidla, og reagerer ikkje med sterke syrer og basar. Ved høge temperaturar vil karbon reagere med oksygen og danne karbondioksid. Karbon er eit svært kraftig reduksjonsmiddel ved høge temperaturar, og mange metall vert framstilt ved at malmen, som gjerne er eit oksid av metallet, vert redusert til fritt metall og karbonmonoksid og karbondioksid. Eit døme er framstilling av jern:

Fe₃O_4(s) + 4 C_(s) → 3 Fe_(s) + 4 CO_(g)

Allotropar

Rein karbon dannar ulike molekylære bindingar med andre karbonatom ved vanleg temperatur og trykk, og karbon finst i mange ulike former, eller allotropar. Dei tre vanlegaste i naturen er Amorf karbon, Grafitt, og diamant. I tillegg finst det fleire ulike fullerenar, nanokarbonrør og grafen.

Grafitt

Den mast stabile allotropen av karbon ved romtemperatur og atmosfærisk trykk er grafitt. Grafitt er eit svart mjukt stoff, som lett spaltar av materiale frå overflata ved kontakt. Dette gjer at grafitt er egna i blyantar og som smørjemiddel. Kjemisk sett er grafitt samansett av lag av heksagonale ringer, der det ikkje er kjemiske bindingar mellom laga, dei held seg saman ved hjelp av van der Waal bindingar, slik at ulike lag lett kan skiljast frå kvarandre. Bindingane i laga er π-bindingar som i aromatiske sambindingar. Sidan desse har delokaliserte elektron, kan elektron flytte seg fritt langs laga, og derfor leier grafitt elektrisk straum.

Amorf karbon

Amorf karbon er den forma ein kan finne i trekol og sot og aktivt kol, og har til vanleg form som eit svart pulver. I denne forma er karbonatoma bundne saman på ein irregulær måte, og manglar ein makroskopisk struktur slik som grafitt. Amorf karbon dannar seg ofte når meir komplekse karbonsambindingar blir brotne ned ved høg temperatur utan tilgang til eller nok tilgang på oksygen.

Diamant

Ved svært høgt trykk blir karbon omdanna til diamant, som er nesten dobbelt så tungt som grafitt. I diamant er karbonatoma bundne i ein tetrahedrisk form, som gir gjennomsiktige kubiske krystallar, som er lik krystallstrukturen til dei to neste grunnstoffa i gruppe 14, silisium og germanium På grunn av at karbon-karbon-banda er svært sterke og krystallstrukturen i diamant er svært regulær, er diamant det hardaste naturlege stoffet når det gjeld motstand mot riping.

Fullerener

Fullerenar har ein grafittliknande struktur, men til skilnad frå grafitt, har fullerener ikkje berre heksagonale ringar, men og pentagonale ringar, som får laga til å folde seg til kular, elipsoidar og sylindre. Den mest kjende fullerenet er buckminsterfulleren, som er eit kuleforma molekyl av 60 karbonatom. Buckminsterfulleren dannar ei kule organisert som heksagon og pentagon, og kan minne om ein tradisjonell fotball. Det finst og ei rekke elipseforma fullerenar med meir enn 60 karbonatom. Ein annan for for fulleren er karbonnanorør. Desse er forma som ein lang hol sylinder av karbonatom. Fullerenar er ein relativ nyoppdaga form for karbon, og var ikkje kjent før 1985. Det er forsett aktiv forsking på fullerenar, og alle eigenskapane er enda ikkje kjende.

Lonsdaleitt

Dette er ein krystallinsk form for karbon med mange likskapar med diamant. Londaleitt er gjennomsiktig og har harde krystallar slik som diamant, men har ei anna krystallstruktur. Diamant har ein tetrahedrisk krystallstruktur, medan lonsdaleitt har heksagonale ringar som i grafitt, men til skilnad frå grafitt er dei bundne saman med kjemisk bindingar, som gjer krystallane svært harde. Det er eit svært sjeldent mineral, og blir berre danna på jorda i den intense varmen og trykket i meteorittnedslag.

Kjemiske eigenskapar

Karbon kan danne svært komplekse sambindingar med seg sjølv og andre grunnstoff, og meir enn 10 millionar ulike karbonsambindingar er kjende. Alt liv på jorda baserer seg på denne eigenskapen til karbon. På grunn av dette er kjemi med karbonsambindingar kjent som organisk kjemi, og er ein av to hovudgreiner i kjemien, der uorganisk kjemi er den andre, og er kjemien for alle andre grunnstoff. Nokre enkle karbonsambindingar blir likevel rekna som uorganiske. Dette gjeld enkle korbonsambindingar som karbondioksid og karbonmonoksid, karbonat, karbidar, karbonylar og kjemien til dei ulike allotropane til reint karbon.

Uorganiske karbonsambindingar

[Karbondioksid] er ein fargelaus gass der to oksygenatom er bundne til eit karbonatom (formel CO₂. Karbondioksid finst naturleg i atmosfæren i ein konsentrasjon på om lag 0.03%, men ved høge konsentrasjonar klarar ikkje menneskekroppen å skilje ut CO₂ frå forbrenninga, så konsentrasjonar over om lag 6% vil føre til kveling. CO₂ løyser seg i vatn, og noko blir omdanna til karbonsyre(kolsyre) H₂CO₃. Saltar av karbonsyre er kjent som karbonat. Dei mest kjende er Natriumkarbonat (Na₂CO₃, soda), Natriumhydrogenkarbonat (NaHCO₃, natriumbikarbonat, natron), kaliumkarbonat (K₂CO₃, hovuddelen i treaske) og kalsiumkarbonat (CaCO₃, kalk). Kalk er viktigaste delen av mange mineral, slik som kalkstein, marmor, dolomitt og kritt.

[Karbonmonoksid] er ein luktfri, fargelaus og giftig gass med kjemisk formel CO. Han blir danna når karbonsambindingar brenn med utilstrekkeleg oksygentilførsle, og kan i seg sjølv brenne og dannar då CO₂. Karbonmonokisd kan reagere med nokre metall og danne uorganiske karbonylsambindingar. Eit døme på dette er nikkeltetrakarbonyl (Ni(CO)₄. Dette er ei svært giftig veske som fordampar lett. Nikkeltetrakarbonyl blir brukt til å foredle nikkel, og til fornikling av overflatar, sjølv om det siste bruksområdet er mindre vanleg på grunn av at nikkeltetrakarbonyl er så giftig.

karbidar er sambindingar mellom karbon og eit metall. Dette er ein gruppe stoff med svært ulike eigenskapar avhengig av metallet.

Bruk

Isotopen karbon 14 vert brukt til datering. Plantar tek opp karbondioksid, og får i seg både karbon-12 og karbon-14. Organismar sluttar han å ta opp karbon når dei døyr. Sidan karbon 14 er radioaktiv vil isotopen brytast ned. Forholdet mellom desse to isotopane i organisk materiale viser kor lenge det er sidan det var levande.

Sjå òg

• Organisk kjemi

Bakgrunnsstoff

• Om karbon
• Karbon frå www.molekult.no
• Karbon-14 datering
  Denne kjemiartikkelen er ei spire. Du kan hjelpe Nynorsk Wikipedia gjennom å utvide han.