karbon – grunnstoff

karbon – grunnstoff, i gruppe 14 i grunnstoffenes periodesystem, kjemisk symbol C, atomnummer 6. C-atomet har elektronkonfigurasjon [He]2s²2p² dvs at det ytterste elektronskallet er halvfullt. Det forklarer at et karbonatom kan danne opp til fire bindinger til andre atomer. 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. Et karbonatom kan danne fire enkeltbindinger, en dobbelt- og to enkelte bindinger , to dobbeltbindinger (=C=) eller en trippel- og en enkeltbinding .

Rent karbon eksisterer i flere krystallinske karbonmodifikasjoner (allotroper). Nettverksforbindelsene grafitt og diamant – mineral, har vært kjent siden oldtiden. Strukturen av dem er vist nedenfor. sot (carbon black) er en amorf form av karbon.

I de senere år har det vært fremstilt molekylforbindelser av karbon kalt fullerener. Det enkleste er C₆₀, buckminsterfulleren, som har form som en europeisk fotball. En siste karbonmodifikasjon som har blitt fremstilt har fått navnet grafén hvor karbonatomene er bundet i et todimensjonalt plant nett med struktur som i grafitt. (En makroskopisk analog er hønsenetting.) Grafén ble først fremstilt i 2004 og har vist seg å ha mange interessante egenskaper både mekanisk og elektronisk. Det er derfor et nytt spennende materiale. De som fremstilte de første fullerenene ble tildelt Nobelprisen i kjemi i 1996, og de som fremstilte grafén be tildelt Nobelprisen i fysikk i 2010. En mellomform mellom grafén og fuleren er nanorør fremstilt første gang i 1991. Også kjegler av karbonatomer kan fremstilles. I ettertid er mange av disse formene av karbon funnet i sot.

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

Karbon kan også danne bindinger til andre grunnstoffatomer. Forbindelser hvor en eller flere karbonatomer er bundet til hydrogenatomer er sentrale i organisk kjemi. Det er flere forbindelser av karbon enn av noe annet grunnstoff unntatt hydrogen.

Mulige oksidasjonstall for karbon er +II, +IV og –IV, i uorganiske forbindelser er +IV det vanligste. Med de mest elektropositive grunnstoffer dannes 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 relativt høye temperaturer. Med oksygen dannes, avhengig av oksygenmengde og temperatur, enten karbonmonoksid, CO, eller karbondioksid, CO₂. Karbonets store 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) og CO(g) + H₂O(g) ⇋ CO₂(g)+ H₂(g)

Karbon

Forekomst

Tilnærmet rent 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 0,03 volumprosent CO₂. Atmosfærens innhold av karbon utgjør 600 milliarder tonn. Vann løser betydelig 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. Disse anslagene er i de senere år sterkt omdiskutert, en debatt som er aktualisert pga. relasjonen til den såkalte drivhuseffekten.

Naturlig forekommende karbon består av to stabile isotoper ¹²C (98,89 %) og ¹³C (1,11 %) ¹²C), samt av radioaktiv ¹⁴C (10^–10 %). Isotopen ¹²C danner basis for grunnstoffenes relative atommasser ved at dens relative atommasse er satt nøyaktig lik 12,0000. Det er videre kjent 9 kunstig 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 vil isotopen ¹⁴C og oksygen danne ¹⁴CO₂, som opptas av plantene og andre karbonholdige materialer. (Se aldersbestemmelse.)

Allotroper

Diamant, grafitt, fullerener og nanorør består av karbonatomer bundet sammen i nettverk med kovalente bindinger. I diamantstrukturen er hvert karbonatom tetraedrisk omgitt av fire andre karbonatomer med avstand på 0,154 nm (enkeltbinding).

Diamant

karbon (Diamant) (krystallstruktur) (bilde)

Egenskaper

Diamant er det hardeste av alle kjente materialer og har høyest smeltepunkt (≈ 4000 °C) og termisk konduktans (ledningsevne) av alle grunnstoffer. Densiteten 3,51 g/cm³ er betydelig større enn for grafitt (2,22 g/cm³). Fargeløse, vannklare diamanter med høy glans og brytningsevne er rent karbon. Pga. forurensninger kan naturlige diamanter 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 sterkt 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 kunstig fremstilte diamanter anvendes som slipemiddel, borspisser, skjæreverktøy, dysemateriale o.a. Se også diamant.

Grafitt

karbon (Grafitt) (krystallstruktur) (bilde)

Grafitt har en typisk lagdelt krystalltruktur. Innenfor hvert av lagene er karbonatomene ordnet i regulære sekskanter. Karbon–karbon-avstanden er 0,142 nm, mens avstanden mellom lagene er 0,355 nm. De svake kreftene mellom lagene medfører at grafitt er relativt mykt og spaltes lett i flak. Grafitt brukes av den grunn som smøremiddel.

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.

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. Koks, trekull o.l. er mindre rene sorter av grafitt.

Pyrolytisk grafitt fremstilles ved at man spalter 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.

Fullerener

karbon (Fullerener) (krystallstruktur, C60) (bilde)

Fullerener er hule, bur- eller kulelignende molekyler av karbon bygd opp av karbonringer med fem eller seks karbonatomer i hver ring. Det mest symmetriske fullerenmolekylet, C₆₀, består av 60 karbonatomer, og strukturen er trill rund som en fotball.

Matematisk kan det vises at en slik lukket overflate av en sfæroid må bestå av 12 pentagoner, mens antallet heksagoner kan variere innen vide grenser. C₆₀ inneholder i så måte 20 heksagoner, mens fullerenmolekylet med 70 karbonatomer, C₇₀, har 25 heksagoner. C₇₀ har en oval form og ligner på en rugbyball. I tillegg til disse molekylene er det fremstilt en rekke fullerener hvor antallet av karbonatomer kan variere fra 32 til mange hundre. Fullerenene forventes på lengre sikt å finne betydelige anvendelser, i første omgang innen mikroelektronikk.

Egenskaper

Fullerenene er svært stabile, noe som skyldes deres symmetri, delokalisering av p-bindingselektroner i tre dimensjoner og at valensene til karbonatomene er mettet. Bindingslengden er 0,1401 nm for 6–6-bindingen og 0,1456 for 6–5-bindingen.

Fullerenene kan danne forbindelser med andre atomer. Eksempelvis danner kalium og C₆₀ en ny metallisk fase hvor kaliumatomene sitter på hulrommene mellom C₆₀-ballene. K₃C₆₀ har f.eks. vist seg å være en superleder ved temperaturer lavere enn 18 K. En rekke andre forbindelser har blitt fremstilt, og mange nye forbindelser vil etter all sannsynlighet se dagens lys i den videre forskning. For fremstilling, anvendelse og historikk, se fullerener.

Nanorør