Въглерод

Във вид на дървени въглища, дим и сажди, въглеродът е бил известен на човечеството още в праисторията от около 100 хил. години пр. Хр. и името му е свързано с високото му съдържание във въглищата^[14] Горенето на съдържащите въглерод вещества е един от първите химични процеси, заинтригували човека.^[14]

Диамантите са открити в средата на 3 хилядолетие пр.н.е. в Китай, а в Древен Рим дървени въглища вече се произвеждат масово.^[18][19]

През 1722 г. Рене-Антоан Реомюр показва, че желязото се превръща в стомана чрез поглъщането на веществото, известно днес като въглерод.^[20] През 1772 г. Антоан Лавоазие демонстрира, че диамантите са форма на въглерода, като изгаря проби от въглерод и диамант и установява, че и в двата случая не се получава вода, но се отделя еднакво количество въглероден диоксид от едно и също количество изходен материал. По-късно Карл Вилхелм Шееле установява, че графитът, смятан дотогава за форма на оловото, също е разновидност на въглерода.^[21]

Елементарната природа на въглерода е установена от Лавоазие в края на 1780 г., а през 1787 г. в химичната номенклатура се появява наименованието „carbone“, от латинското „carbo“ – въглища. През 1791 г. английският химик Смитсън Тенант първи получил свободен въглерод, пропускайки фосфорни пари над нагрят тебешир.^[14] Получили се фосфат на калция и въглерод.^[14]

Фулерените, друга алотропна форма на въглерода, открита през 1985 г.,^[22] включва няколко разновидности, сред които и въглеродните нанотръби.^[23] Това откритие предизвиква нов интерес към въглерода и през следващите години са открити нови алотропи, като стъкловъглерода, и е установено, че структурата на аморфния въглерод в действителност не е напълно аморфна.^[24]

Въглеродът е с най-висока температура на топене и температура на сублимация от всички елементи. Той не се топи при атмосферно налягане, тъй като тройната му точка е при 10,8 ± 0,2 MPa и 4600 ± 300 K,^[4][5] така че той сублимира при около 3900 K.^[25][26]

При запалване на електрическа дъга температурата на графитните електроди се повишава до около 5800 K и те сублимират. Тоест, независимо от алотропната си форма въглеродът остава в твърдо агрегатно състояние и при най-високите температури, при които започват да се топят волфрамът или реният.

Към 2009 г. графенът изглежда като най-здравият познат материал.^[27] За да може обаче да бъде използван на практика, е необходимо да се развие технологията по получаването му.^[28]

Алотропни форми

Въглеродът съществува в природата основно под три алотропни форми – графит, диамант и аморфен въглерод.

Групата на алотропните форми на въглерода покрива доста крайности в свойствата:

• Диамант (елмаз). Той е рядък скъпоценен камък, най-твърдото естествено вещество. Получава се при високо налягане в природата. Има кубична стереоцентрирана атомна кристална решетка (триизмерен полимер), в която всеки въглероден атом е свързани със здрави ковалентни връзки с четири други атома в тетраедри, всеки от които на разстояние от 1,5 Å.^[29] Това определя висока твърдост и лоша електропроводимост.^[29] Координационното число на въглеродните атоми е 4, дължащо се на sp³-хибридизация.^[30] Здравата въглерод-въглеродна връзка в тези тетраедри определя голямата твърдост на надраскване – той е най-твърдото познато вещество в природата. Чистият диамант е безцветен прозрачен кристал със свойството да пречупва силно светлината. Повечето диаманти са оцветени в различни цветове, като е възможно да са дори черни в зависимост от примесите. Диамантът не е електропроводим, но е добър проводник на топлината.^[14] При температура над 1000 °C в инертна атмосфера или вакуум диамантът започва да се превръща в графит, без да се топи, отделяйки топлина. В кислородна среда изгаря до CO₂ при 1500 °C. В химично отношение има силно изразена инертност. Не взаимодейства с киселини, основи и метали. Разрушава се само от силни окислители – перхлорати, перманганати, бихромати и др.^[29] Синтез на диамант е постигнат след 1953 г. при Р = 300 000 атм., t° = 5000 °C, като за изходен материал е употребен графит.^[29]
• Графит. При обикновени условия това е по-стабилната алотропна форма.^[29] Противоположно на диаманта, графитът се намира в големи количества в природата. Полимерният порядък се разпространява в две направления – плоскост, вместо в триизмерно пространство.^[14] Въглеродът има тази форма при нормални налягания. Всеки въглероден атом е свързан с три други в хексагонална атомна кристална решетка, като формират правилни хексагонални пръстени подобно на ароматните въглеводороди и са разположени на слоеве. Между слоевете има слаби междумолекулни сили, а в рамките на слоевете – делокализирана ковалентна химична връзка. Разстоянието между въглеродните атоми в шестоъгълника е 1,43 Å, а между плоскостите – 3,35 Å.^[29] Тази структура определя свойствата на графита: мек и лесно цепещ се материал поради приплъзването на отделните слоеве. Делокализираната връзка определя добрата проводимост на електрически ток успоредно на слоевете, тъй като електроните образуват облак. Разположението на съседните слоеве е такова, че върховете на шестоъгълниците от един от тях са срещу центровете на шестоъгълниците от двата съседни слоя, като така разположението на слоевете се повтаря през един.^[14] На външен вид графитът е сиво-черно непрозрачно вещество със слаб метален блясък. Много мек, мазен на пипане, трудно топим. При слабо триене върху хартията оставя тъмносива следа. Известна е и трислойна модификация на графита, като тук разположението на слоевете се повтаря през два.^[14] Физичните и химичните свойства на двете модификации са много близки.^[14] Трислойният графит (при някои природни образци съдържанието му достига до 30%), при нагряване от 2000 – 3000 °C преминава в двуслойна структура.^[14] При раздробяване на графит трислойната му структура се увелича с до 15%.^[14] Температурата на топене на графита при повишено налягане е 3527 °C.^[14] При обикновено налягане той сублимира.^[14] Плътността на графита е 2,267 g/cm³. В химично отношение е малко по-реактивоспособен от диаманта.^[29] Изгаря по-лесно до CO₂ и образува карбиди.^[29] При окислението му с концентрирана HNO₃ като краен продукт се получава мелитова киселина C₆(COOH)₆.^[29]

Алотропните форми графит и диамант могат взаимно да се превръщат една в друга.

• Двумерен вариант на графита се нарича графен, но той се получава по изкуствен път. Състои се от стабилни и здрави двуизмерни структури, разположени в правилни шестоъгълници на хексагонална система.^[14] Разтоянието между атомите е 0,142^[14] нанометра, а хексагоналната клетка има площ от 0,052^[14] квадратни нанометра. Графенът има дебелина 1 атом и изключителни механични и физични свойства. Структурата на паралелните графенови слоеве е същата, като пластовете на графита. Тези графитени структури са били за първи път изолирани до графен с помощта на „скоч“-лента.^[14] Това са успели да направят от учени начело с Андре Гейм и Константин Новосьолов от Университета в Манчестър, Англия, съвместно с Института по микроелектроника в Черноголовка в Русия.^[14] Те изолирали, идентифицирали и изследвали графена. За публикацията си в списание Science през 2004 г. Гейм и Новоселов получават Нобелова награда по физика през 2010 г.^[14] Графенът е 100 пъти по-здрав от стоманата и притежава химична свръхрезистентност, свръхстабилност и свръхпроводимост. Поради тези и други негови свойства, графенът е материал на бъдещето, който може да замени силициевите чипове в електрониката и те да бъдат по-бързи.^[14] Тъй като е електропроводим и прозрачен, графенът е подходящ за производство на дактилни дисплеи, осветителни панели и соларни клетки.^[14] Графенови електронни елементи могат да бъдат вградени в тънки, гъвкави, устойчиви, еластични и леки пластмаси.^[14]
• Аморфният въглерод представлява съвкупност от въглеродни атоми, които не са подредени в кристална решетка, а по-скоро наподобяват стъкло. На практика това е графит под формата на много дребни кристали с множество дефекти и съдържащи примеси.^[14] Под формата на пудра той е основен компонент на материали като дървени въглища, сажди и активен въглен. По-рано аморфният въглерод е смятан за третата алотропна (полиморфна)^[29] форма на въглерода, днес рентгеноструктрно е доказано, че това са само много ситни и неправилно сраснали графитови кристалчета.^[29] Добива се по изкуствен начин.^[29] Важни видове аморфен въглерод са саждите, коксът, дървените и животинските въглища.^[29] Всяка от тези разновидности има своите особености и приложение. Аморфният въглерод е химически най-активен.^[29]

Другите форми на въглерода се получават по изкуствен път.

• Преди 80-те години на 20 век е теоретично доказано и впоследствие наблюдавано, че при температури над 1000 К па́рите на всеки химичен елемент, освен въглерода, са или едноатомни, или двуатомни, а само въглеродът образува клъстери C_n с размери в нанометровия диапазон, образувайки куха молекула. При температура 3000– 4000 °C е значителен броят на клъстерите с n около 15.^[14] До 1986 г. никой не се е стремял да получи клъстери с n > 20.^[14] През 1985 г. американците Ричард Смоли и Робърт Кърл и британецът Харолд Крото създават заедно нова техника за изследване на въглеродните клъстери, както и метод за получаване на високоплътни клъстерни потоци със свръхзвукова скорост в струя на хелий и лазерно изпарение на въглерода.^[14] В резултат на изследването станало ясно, че при определени условия на експеримента интензитетът на клъстера C₆₀ се получава хиляди пъти по-голям от всички останали.^[14] Оказало се, че C₆₀ е затворена куха фигура, приличаща на футболна топка, голяма 1 нанометър, чиято повърхност се образува от 12 петоъгълника, като около всеки един от тях има по пет шестоъгълника (общо 20 фигури), а около всеки шестоъгълник се редуват петоъгълник и шестоъгълник, а на всеки всеки връх на многоъгълниците има по един въглероден атом. Петоъгълниците са образувани от единични връзки, а при шестоъгълниците се редуват прости и двойни връзки. Молекулата на C₆₀ във вид на сфероидални клетки, състоящи се от шестоъгълници и несъседни петоъгълници, образуват икосаедри (двайсетстенници). Получили са названието си „фулерени“ по името на американския архитект Р. Бъкминстър Фулър, който използвал конструкция с петоъгълници и шестоъгълници, за да затвори сферичната форма на купола на ЕКСПО-60 в Монреал САЩ.^[14]

В спектъра по маси са получени и други структури с „магически числа“ 70, 50 и 28 и „полумагически числа“ 20, 24, 32, 36, но всички те са значително по-нестабилни от C₆₀. За своето откритие тримата учени – Ричард Смоли, Робърт Кърл и Харолд Крото, получават Нобелова награда по химия през 1996 г.^[14]

Фулерените се смятат като най-стабилна форма на въглерода, тъй като там атомите са в sp³-хибридно състояние.^[30]

Някои учени твърдят, че са изолирали отделни фулерени от обикновени сажди. Предполага се, че в околното пространство на въглеродните звезди в Космоса съществуват фулерени и линейни образувания от въглеродни атоми.^[14]

Ако при създаването на фулерени към въглеродните атоми се добавят няколко процента друг елемент, например никел или кобалт, включването на такива атоми възпрепятства образуването на седмия, осмия и деветия петоъгълник на фулерена. При подходящи температура и скорост на реакцията, условията са енергийно изгодни за израстване на въглеродни нанотръбички с един отворен край, а другият съдържа половин фулерен. Те имат диаметър от един до няколко нанометра. Тръбичките са навити във вид на цилиндър, а въглеродните атоми образуват шестоъгълници, подобно на пластовете на графита. Откритието на стабилни фулерени и нанотръби слага началото на нова област на научни изследвания и твърдотелни нанотехнологии с широко практическо приложение.^[14]

Считани някога за екзотика, днес фулерените се синтезират рутинно и се използват широко в науката и нанотехнологиите. Сред тях са т.нар. buckyballs,^[23][31] въглеродните нанотръби,^[32] въглеродни нанопъпки^[33] и въглеродни нановлакна.^[34][35] Други по-екзотични алотропни форми на въглерода са лонсдейлит,^[36] стъкловъглерод,^[24] въглеродна нанопяна^[37] и линеен ацетиленов въглерод или карбин.^[38]

• Карбинът се получава при каталитично окисление на етен.^[30] Известни са два вида – α-карбин – с редуващи се единични и тройни връзки; и β-карбин – само с двойни връзки.^[30] В малки количества той е намерен и в природата. Орбиталната му хибридизация е sp и всеки два въглеродни атома са свързани чрез 2σ- и 2π-връзки. Притежава хексагонална решетка и полупроводникови свойства. Структурата и свойствата на карбина не са добре изучени. Преминава в графит над 2000 °C.
• Стъкловъглеродът се получава чрез термично разлагане на богати на въглерод вещества. Състои се от хаотично свързани фрагнемти с диамантена и графитна структура, и е известен също като „въглеродно стъкло“.^[30] То е меко, механически издръжливо, термоустойчиво, електропроводно и не пропуска газове. Притежава химическа инертност.

Изотопи

Изотопите на въглеродния атом съдържат 6 протона и различен брой неутрони. Природният въглерод се състои от два стабилни изотопа – въглерод-12 (¹²С) (98,93% – горене на хелия^[14]) и въглерод-13 (¹³С) (1,07% – горене на водорода^[14]). Концентрацията на въглерод-12 в живите организми е по-голяма, защото биохимичните реакции протичат предимно с този изотоп.^[39] През 1961 г. IUPAC (на английски: International Union of Pure and Applied Chemistry) приема изотопа въглерод-12 като основа за определяне на атомната маса.^[40] При изследвания по метода на ядрен магнитен резонанс (NMR) се използва изотопът ¹³C.

Получени и изследвани са 13 радиоактивни изотопа на въглерода.

Изотопът въглерод-14 (¹⁴С, β-излъчвател, период на полуразпад Т_½= 5730 ±40 години), е най-важният от изотопите. В природата се среща само като следи (0,0000000001%) и е концентриран в атмосферата и в горната част на земната кора, особено в органичните материали и торфа.^[41] Поради краткото си време на полуразпад той не се среща в древните скали, но постоянно се образува в долните слоеве на стратосферата на височина от 9 до 15 km в резултат на взаимодействието на неутроните от космическите лъчи с ядрата на азота от въздуха според реакциитеː

${\displaystyle {\ce {^14N + n -> ^14C + p}}}$ или ${\displaystyle {\ce {^13C + d -> ^14C + p}}}$ .

Полученият радиоактивен въглерод се разпределя равномерно във въздуха под формата на ¹⁴CO₂. Радиоактивният въглерод-14 чрез β^–-разпад (с максимална енергия на β^–-частиците 155 keV) и електронно антинеутрино преминава отново в стабилен азот-14.^[14]

От средата на 50-те години въглерод-14 се получава и в резултат от работата на атомните електростанции и на изпитванията на водородни бомби. Наличието на въглерод-14 е почти постоянно в атмосферата и в живите организми, а след смъртта им намалява по предсказуем начин. Именно образуването и разпадането на ¹⁴С са основа на създадения през 1949 г. метод за радиовъглеродно датиране на находки в археологията и геологията за определяне на възраст на артефакти до около 40 000 години.

От останалите радиоактивни изотопи на въглерода най-дълго живеещ е въглерод-11 с период на полуразпад 20,334 секунди и вид β⁺-разпад.^[14]

Електронната конфигурация на въглеродния атом е 1s²2s²2p², което му позволява от -4 до +4 степени на окисление, с преобладаващо четиривалентно състояние.^[14] Лесно преминава във възбудено състояние 1s²2s¹2p³. Това позволява и хибридизацията – sp, sp² и sp³. Свързва се с други атоми и образува стабилни ковалентни връзки.

Във всички свои алотропни форми въглеродът е инертен при обикновена температура. Не се разтваря в органични и неорганични разтворители (изключение правят фулерените), не му действат киселини и основи. Единствено гореща концентрирана азотна и сярна киселина го окисляват до CO₂:^[30]

${\displaystyle {\ce {C + 2 kH2SO4 ->[\Delta] CO2 ^ + 2SO2 ^ + 2H2O}}}$ ,

${\displaystyle {\ce {C + 4 kHNO3 ->[\Delta] CO2 ^ + 2NO2 ^ + 2H2O}}}$ .

Макар че е податлив на окисление, той е по-устойчив от желязото или медта. Въглеродът е силен химичен редуктор и затова се използва в металургията:

${\displaystyle {\ce {C + 2PbO -> 2Pb + CO2 ^}}}$ .

Реагира с H₂, F₂, Cl₂, O₂, сяра, метали, водна пара и метални оксиди при нагряване:

${\displaystyle {\ce {C + 2H2 ->[\Delta] CH4}}}$ ,${\displaystyle {\ce {C + 2Cl2 ->[\Delta] CCl4}}}$ ,${\displaystyle {\ce {C + O2 ->[\Delta] CO2}}}$ ,${\displaystyle {\ce {2C + Ca ->[\Delta] CaC2}}}$ .

Неорганични съединения

Карбиди

Графитът реагира с флуор при 400 – 500 °C, при което се получават съединения с променлив състав CF_x. При х = 0,7 съединението е сиво-черно, при х = 0,9 е сребристосиво, а при х = 1 става безцветна прозрачна маса. Над 600 °C реакцията протича с взрив и с получават газообразни флуориди.^[30] Не се получават аналогични съединения с другите халогени. При взаимодействие на графит със суспензия на KClO₄ в нитрирна смес се получава графитен оксид.^[30] Той е нестабилно съединение, което се разлага бавно при 70 °C, а при 200 °C изгаря до смес от въглеродни оксиди и сажди. Графитът дава голям брой съединения с включване на атоми и цели молекули между графитените слоеве, наречени графитиди.

Известни са съединения на фулерените с алкалните метали – K₃C₆₀, KRb₂C₆₀, Na₂CsC₆₀, наречени фулериди. Те са перспективни материали при разрешаване на проблемите на високотемпературната свърхпроводност. Заедно с фулерените, могат да бъдат използвани като смазочни материали, катализатори, производство на лекарства и др.^[30]

Карбидите са бинерните съединения на въглерода с металите, B и Si. Според химичната връзка карбидите се делят на 3 групи: с предимно йонна (солеобразни карбиди); с ковалентна и с йонно-ковалента връзка. С активните метали образува солеобразни карбиди: Na₂C₂, CaC₂, Mg₄C₃, Al₄C₃.^[14] Карбидите са изолатори, почти безцветни и хидролизират до въглеводороди. Някои карбиди имат ковалентна кристална решетка, например силициевият карбид (карборунд, SiC), който наподобява диамант.

Оксиди

Въглеродът образува два оксида – монооксид (CO) и диоксид (CO₂).

Въглеродният оксид (CO) се образува при изгаряне на графит. Реакцията на водна пара с червено нагрят кокс също получава монооксид. Тази смес от CO и H, наречена „воден газ“, се използва за индустриално гориво. В лабораторни условия въглероден моноксид може да се получи при нагряване на HCOOH или H₂C₂O₄ в присъствието на сярна киселина. При нормални условия въглеродният оксид е безцветен инертен отровен газ. При нагряване става добър редуктор, поради се използва в металургията за редукция на метални оксиди до чист метал. От кислорода на въздуха се окислява при висока температура (около 700 °C), но гори лесно със синкав пламък.^[14][29] При облъчване или с катализатор реагира с хлора до фосген. Фосгенът е газ, силно дразнещ лигавиците.^[29]

Молекулите му съдържат тройна връзка и са доста полярни, което обяснява способността му да свързва желязото от хемоглобина в кръвта и да блокира транспорта на кислород и определя неговата токсичност.^[42][43] Цианидът (CN^–) има подобна структура, но поведението е псевдохалоген йон.

Вълеродният диоксид' е безцветен газ, 1,5 пъти^[14] по-тежък от въздуха, кисел на вкус.^[29] Не е токсичен, но при големи концентрации е възможно задушаване от недостиг на кислород. В палеонтологиното минало е бил основен компонент на атмосферата на Земята, но днес е сред второстепенните компоненти.^[44] Разтворен във вода, образува въглена киселина (H₂CO₃), която е нестабилна и същуствува само във воден разтвор.^[45] При нагряване карбонатите освобождават CO₂:

${\displaystyle {\ce {CaCO3 ->[\Delta] CaO + CO2}}}$

Има и други въглеродни оксиди: C₂O₃, (CO₃),^[46][47] (C₅O₅),^[48] (C₆O₆),^[48] и (C₁₂O₉).

Киселини

Въглеродната киселина (H₂CO₃) е нетрайна и съществува само във воден разтвор. Нейните соли, карбонати и хидрогенкарбонати, са стабилни. Всичките хидрогенкарбонати са разтворими във вода, а от разтворими карбонати са (NH₄)₂CO₃ и алкалните.^[29] Карбонатите реагират с повечето неорганични киселини, както и с някои органични киселини^[29]:

${\displaystyle {\ce {CaCO3 + H2SO4 -> CaSO4 + H2CO3 -> CaSO4 + H2O + CO2 ^}}}$

${\displaystyle {\ce {CaCO3 + 2 CH3COOH -> Ca(CH3COO)2 + H2CO3 -> Ca(CH3COO)2 + H2O + CO2 ^}}}$ .

Карбонати се образуват при взаимодействие на метален оксид с CO₂:

${\displaystyle {\ce {Na2O + CO2 -> Na2CO3}}}$ .

При недостиг е възможно и образуването на хидрокарбонати:

${\displaystyle {\ce {2Na + 2H2CO3 -> 2NaHCO3 + H2}}}$ .

Съединения на въглерода с азота и сярата

Серовъглеродът (CS₂) се получава при прекарване на серни пàри през нажежени въглища:^[29]

${\displaystyle {\ce {C + 2S -> CS2_{(lq)}}}}$ .

Представлява течност и има неприятна миризма. Почти неразтворим във вода е, но е добър разтворител на сяра, йод, фосфор, смоли и восъци.^[29] Лесно се запалва и изгаря до CO₂ и SO₂.^[29]

Органични съединения

 Основна статия: Органично съединение

Въглеродът лесно образува дълги и стабилни въглеродни вериги, на което се дължи огромния брой органични съединения. Най-простите органични съединения са въглеводородите. Те се използват като хладилни агенти, смазки, разтворители, суровина при производството на пластмаси, петролни продукти и горива.

Въглеродът е четвъртият най-изобилен химически елемент, срещан в природата, след водорода, хелия и кислорода. Той се среща в Слънцето, звездите, кометите и атмосферите на повечето от планетите. Някои метеорити съдържат микроскопични диаманти, които са били формирани още при зараждането на Слънчевата система. Подобни микроскопични диаманти се образуват и на местата на стълкновение на метеорити със Земята поради високата температура и налягане.^[49]

Заема около 4,8.10 – 2% от масата на земната кора, което му отрежда 15-то място от всички химични елементи.^[14]

Формиращ заедно с кислорода въглероден диоксид, въглеродът в атмосферата се оценява на около 810 гигатона, а разтворен във всички водни басейни – на около 36 000 гигатона. В биосферата се съдържат около 1900 гигатона. Въглеводородите (като например въглища, нефт и природен газ) също съдържат въглерод – запасите от въглища се оценяват на около 900 гигатона, а запасите от нефт на около 150 гигатона.

Карбонатната група минерали е сред най-големите и най-разпространените, което определя широкото разпространение на въглерод в земната кора. Най-голямата от този въглерод се съдържа в два минерала^[14] – варовик (CaCO₃) и доломит (CaCO₃•MgCO₃). Въглеродът влиза в състава на десетки други минерали, като мрамор, калцит и др. – CaCO₃, малахит – Cu₂(OH)₂CO₃, в главния минерал на цинка, смитсонит – ZnCO₃, магнезит – MgCO₃, сидерит – FeCO₃,^[29] церусит – PbCO₃ и др. В природните води се съдържат разтворими хидрогенкарбонати, напр. Ca(HCO₃)₂.^[29]

Въглищата са значителен източник на минерален въглерод и преди всичко антрацитните, съдържащи 92 – 98% въглерод,^[50] както и най-големият източник на въглерод във форма, годна за гориво.^[51]

Големи залежи на графит има в САЩ, Русия, Мексико, Гренландия и Индия.

Естествени находища на диаманти има в кимберлитовите скали, срещащи се в „гърлата“ на вулканите. Най-много залежи на диаманти има в Африка, главно в Южна Африка, Намибия, Ботсвана, Република Конго и Сиера Леоне. Срещат се също така и в Арканзас, Канада, арктическите райони на Русия, Бразилия и в Северна и Западна Австралия.

Кръговрат на въглерода

На Земята превръщането на един елемент в друг е много рядко и затова количеството въглерод е постоянно на практика. Но химичните процеси, които включват въглерод, трябва да го черпят отнякъде и да отлагат другаде продуктите. Кръговратът на въглерода е описан от Лавоазие и Пристли и популяризиран от Хъмфри Дейви. Той е най-интензивният между всички биогеохимични цикли. Въглеродът циркулира с висока скорост както между различните неорганични (абиотични) среди, така и посредством хранителните мрежи, създадени вътре в съобществата от живи организми. Например при фотосинтезата растенията поглъщат въглероден диоксид от околната среда и създават биомаса, което представлява процес на фиксация на въглерода. Тази биомаса служи за храна на животните, а те издишат въглероден диоксид. Но кръговратът на въглерода може да бъде значително по-сложен: например, известно количество въглероден диоксид се разтваря в океаните, измрели растения и животни с течение на времето могат да се превърнат в петрол или въглища и могат да горят, освобождавайки въглерод.

В редица страни в света е усвоено промишленото производство на изкуствени диаманти. За получаването им изходен продукт се явява графита, както и други богати на въглерод материали, които се подлагат на високо налягане (повече от 5000 атмосфери) и температура над 1200 °C. Важно условие за получаването на диаманти е наличието на катализатори, като желязо, никел, титан, платинови материали и др.

По-големите и прозрачни кристали на естествените диаманти (елмази)^[14] след оформянето и шлифоването, се наричат „брилянти“ и се използват за изработване на бижутерийни изделия. Големината на брилянтите се определя от извънсистемната единица „карат“, като 1 карат е 0,2 грама.

Около 80 – 85%^[14] от добитите диаманти се използва в техниката, предимно в металообработващата промишленост за изработка на инструменти за пробиване, рязане и шлифовка на особено твърди материали. Диамантени свредла се използват също при прокопаването на тунели в твърди скали, както и за изготвяне на сонди, триони^[29] и особено точни прибори и инструменти.

Използването на графита от художниците започва едва през 17 век. Тогава графитни детайли са били включвани в скици, по-често в пейзажната живопис на датски художници. Графитът е бил използван и при правене на предварителни скици за рисунки, но рисунки в завършен вид е било рядкост. В края на 18 век е конструиран предшественикът на модерния молив във форма на пръчка от натурален графит, поставена в кух дървен цилиндър. През 1795 г. френският изобретател Никола-Жак Конте измислил метод за направа на моливни пръчки от смес на графит и глина – истински прототип на модерния графитов молив.^[14]

Различните видове въглища и саждите притежават голяма разгърната повърхност, поради което се използват като катализатори или адсорбатори на газове и течности.^[14]

Високата температурна устойчивост на графита обуславя използването му в огнеупорни материали (тигли)^[29] и изделия. Благодарение на химическата си устойчивост, той се използва в химическата промишленост като конструкционен метал. Ниският коефициент на триене на графита позволява приготвянето на антифракционни и смазочни материали (диспергиран в масло)^[29] на негова основа. Високо чист графит се полага в ядрената енергетика – в реакторостроенето, като забавител на неутрони.^[14] Графитът се използва в производството на моливи (с прибавка на подходяща глина), а също и в производството на някои бои, електроди, четки за електромотори др.

Калциевият карбид се използва за получаване на ацетилен, а алуминиевият карбид – за получаването на метан.

Твърдият въглероден диоксид (сух лед) се използва като охладител и като удобен експлозив в каменовъглените мини, тъй като няма опасност от запалване.^[29] В хранителната промишленост се добавя в разхладителни напитки,^[29] например Кока Кола.

Фосгенът се използва в органичния синтез, както и като бойно отровно вещество.^[29]

Серовъглеродът се употребява като разтворител в органичния синтез и е съставна част на препарати за растителна защита.^[29]

Изгарянето на въглеродсъдържащи съединения до CO₂, който е парников газ, довежда до т. нар. парников ефект. Това е естествен процес, задържащ температурата на Земята постоянна. През 20 и 21 в., засиленото изгаряне на нефт, въглища и др. невъзобновяеми енергийни източници, довежда до неестествено висок парников ефект.

През последните години въглеродният диоксид предизвиква киселинни дъждове. Вкарва се фино диспрегиран в облака, където предизвиква кристализация, уедряване и валеж под формата на дъжд или сняг.^[29]

• Диамант
• Графит
• Графен
• Въглероден диоксид
• Органично съединение