Carbono

Este é un dos 1000 artigos que toda Wikipedia debería ter
1000 12/16
Na Galipedia, a Wikipedia en galego.

Carbono
Graphite-and-diamond-with-scale.jpg
-
  Hexagonal.svg
 
6
C
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
C
Si
BoroCarbonoNitróxeno
Táboa periódica dos elementos
[[Ficheiro:{{{espectro}}}|300px|center]]
Liñas espectrais do Carbono
Información xeral
Nome, símbolo, número Carbono, C, 6
Serie química Non metal
Grupo, período, bloque 14, 2, p
Densidade 2267 kg/m3
Dureza {{{dureza}}}
Aparencia Negro (grafito)
Incoloro (diamante)
N° CAS {{{CAS}}}
N° EINECS {{{EINECS}}}
Propiedades atómicas
Masa atómica 12,0096 – 12,0116 [1] u
Raio medio 70 pm
Raio atómico (calc) 67 pm
Raio covalente 77 pm
Raio de van der Waals 170 pm
Configuración electrónica [He]2s22p2
Electróns por nivel de enerxía 2, 4
Estado(s) de oxidación 4, 3,[2] 2, 1,[3] 0, -1, -2, -3, -4[4]
Óxido Ácido débil
Estrutura cristalina hexagonal
Propiedades físicas
Estado ordinario Sólido
Punto de fusión Diamante: 3823 K
Grafito: 3800 K
Punto de ebulición Grafito: 5100 K
Punto de inflamabilidade {{{P_inflamabilidade}}} K
Entalpía de vaporización Grafito; sublima: 711 kJ/mol
Entalpía de fusión Grafito; sublima: 105 kJ/mol
Presión de vapor
Temperatura crítica {{{T_crítica}}} K
Presión crítica {{{P_crítica}}} Pa
Volume molar m3/mol
Velocidade do son Diamante: 18.350 m/s a 293.15 K (20 °C)
Varios
Electronegatividade (Pauling) 2,55
Calor específica 710 J/(K·kg)
Condutividade eléctrica 61×103 S/m
Condutividade térmica 129 W/(K·m)
1.ª Enerxía de ionización 1086,5 kJ/mol
2.ª Enerxía de ionización 2352,6 kJ/mol
3.ª Enerxía de ionización 4620,5 kJ/mol
4.ª Enerxía de ionización 6222,7 kJ/mol
5.ª Enerxía de ionización 37 831,1 kJ/mol
6.ª Enerxía de ionización 47 277,0 kJ/mol
7.ª Enerxía de ionización {{{E_ionización7}}} kJ/mol
8.ª enerxía de ionización {{{E_ionización8}}} kJ/mol
9.ª Enerxía de ionización {{{E_ionización9}}} kJ/mol
10.ª Enerxía de ionización {{{E_ionización10}}} kJ/mol
Isótopos máis estables
iso AN Período MD Ed PD
MeV
12C98,9 %estable con 6 neutróns
13C1,1 %estable con 7 neutróns
14Ctrazas5730 anosβ0,15614N
Unidades segundo o SI e en condicións normais de presión e temperatura, salvo indicación contraria.

O carbono (do latín, carbo, 'carbón') é un elemento químico de número atómico 6, símbolo C e masa atómica 12,01. É un non metal e tetravalente, dispoñendo de catro electróns para formar ligazóns químicas covalentes. Tres isótopos do carbono producense de forma natural, os estables 12C e 13C e o isótopo radioctivo 14C, que decae cunha vida media duns 5730 anos.[5] O carbono é un dos poucos elementos coñecidos desde a antigüidade,[6] e é o piar básico da química orgánica. Está presente na Terra en estado de corpo simple (carbón e diamantes), de compostos inorgánicos (CO2 e CaCO3) e de compostos orgánicos (biomasa, petróleo e gas natural). Tamén se sintetizaron moitas novas estruturas baseadas no carbono: carbón activado, negro de fume, fibras, nanotubos, fulerenos e grafeno.

O carbono é o 12.º elemento máis abundante na cortiza terrestre,[7] e o cuarto elemento máis abundante no universo en masa despois do hidróxeno, o helio e o osíxeno. A abundancia do carbono, a súa diversidade única de compostos orgánicos e a súa infrecuente capacidade para formar polímeros ás temperaturas comunmente atopadas na Terra, permite que este elemento sirva como compoñente común de toda a vida coñecida. É o segundo elemento máis abundante no corpo humano en masa (aproximadamente o 18,5%) despois do osíxeno.[8]

Os átomos de carbono poden unirse de diferentes maneiras, denominadas alótropos do carbono, reflexo das condicións de formación. Os máis coñecidos que ocorren naturalmente son o grafito, o diamante e o carbono amorfo.[9] As propiedades físicas do carbono varían amplamente coa forma alotrópica. Por exemplo, o grafito é opaco e negro, mentres que o diamante é altamente transparente. O grafito é o suficientemente brando como para formar unha raia no papel (de aí o seu nome, do verbo grego "γράφειν" que significa 'escribir'), mentres que o diamante é o material natural máis duro coñecido. O grafito é un bo condutor eléctrico mentres que o diamante ten unha baixa condutividade eléctrica. En condicións normais, o diamante, os nanotubos de carbono e o grafeno teñen as condutividades térmicas máis altas de todos os materiais coñecidos. Todos os alótropos do carbono son sólidos en condicións normais, sendo o grafito a forma termodinámicamente estable. Son químicamente resistentes e requiren altas temperaturas para reaccionar mesmo con osíxeno.

O estado de oxidación máis común do carbono nos compostos inorgánicos é +4, mentres que +2 atópase no monóxido de carbono e en complexos carbonilos de metais de transición. As maiores fontes de carbono inorgánico son as calcarias, dolomitas e dióxido de carbono, pero cantidades significativas prodúcense en depósitos orgánicos de carbón, turba, petróleo e clatratos de metano. O carbono forma un gran número de compostos, máis que calquera outro elemento, con case dez millóns de compostos descritos ata a data[10] (con 500.000 compostos novos por ano), sendo con todo ese número só unha fracción do número de compostos teoricamente posibles baixo condicións estándar. Por esta razón, a miúdo o carbono describiuse como o «rei dos elementos».[11]

A combustión do carbono en todas as súas formas foi a base do desenvolvemento tecnolóxico desde tempos prehistóricos. Os materiais baseados no carbono teñen aplicacións en numerosas áreas de vangarda tecnolóxica: materiais compostos, baterías de ións de litio, descontaminación do aire e da auga, eléctrodos para fornos de arco, na síntese de aluminio, etc.

É sólido a temperatura ambiente, e dependendo das condicións de formación, pode atoparse na natureza en distintas formas alotrópicas, carbono amorfo e cristalino en forma de grafito ou diamante. Na táboa periódica, é o primeiro (fila 2) dos seis elementos en columna (grupo) 14, que teñen en común a composición da súa capa electrónica exterior. O carbono é un dos poucos elementos coñecidos dende a antigüidade.[6]

É o alicerce básico da química orgánica: coñecendose preto de 10 millóns de compostos de carbono,[10] e forma parte de tódolos seres vivos coñecidos. Forma o 0,2 % da codia terrestre. Todas as formas de vida que se coñecen están formadas de moléculas compostas principalmente por carbono, hidróxeno, nitróxeno e osíxeno (ademais de multitude doutros elementos en menor proporción). Este elemento non metálico ten a interesante propiedade de ser quen de enlazarse con el mesmo e cunha ampla variedade doutros elementos.

Historia[editar | editar a fonte]

O carbón (do latín carbo -ōnis, "carbón") foi descuberto polas primeiras civilizacións humanas na prehistoria e coñecíase nas formas de tisne (ou feluxe) e carbón vexetal. Os diamantes coñecíanse probablemente xa no ano 2500 a.C. na China, mentres que o carbono en forma de carbón vexetal producíase arredor da época romana da mesma forma que hoxe en día, queimando madeira nunha estrutura en forma de pirámide cuberta de arxila para aislala do aire.[12][13]

Antoine Lavoisier na súa mocidade

En 1722, René Antoine Ferchault de Réaumur demostrou que o ferro se transformaba en aceiro mediante a absorción dalgunha substancia, hoxe coñecida como carbono. [14] En 1772, Antoine Lavoisier demostrou que os diamantes son unha forma de carbono; cando queimou mostras de carbón vexetal e diamante e descubriu que ningún producía auga e que ambos liberaban a mesma cantidade de dióxido de carbono por gramo.

En 1779,[15] Carl Wilhelm Scheele demostrou que o grafito, que fora considerado como unha forma de chumbo, era idéntico ao carbón vexetal pero cunha pequena mestura de ferro, e que daba "ácido aéreo" (o seu nome para o dióxido de carbono) cando se oxida con ácido nítrico.[16] En 1786, os científicos franceses Claude Louis Berthollet, Gaspard Monge e C. A. Vandermonde confirmaron que o grafito era principalmente carbono oxidado en osíxeno do mesmo xeito que Lavoisier fixera co diamante.[17] Tamén quedaba algo de ferro, que os científicos franceses consideraban necesario para a estrutura do grafito. Na súa publicación propuxeron o nome carbone (latín carbonum) para o elemento do grafito que se desprendía en forma de gas ao queimarse. Antoine Lavoisier incluíu entón o carbono como elemento no seu libro de texto de 1789.[16]

Un novo alótropo do carbono, o fulereno, descuberto en 1985 [18] inclúe formas nanoestructuradas como buckybolas e nanotubos[19] Os seus descubridores – Robert Curl, Harold Kroto e Richard Smalley – recibiron o Premio Nobel de Química en 1996.[20] O interese renovado resultante en novas formas levou ao descubrimento de outros alótropos exóticos, incluíndo o carbono vítreo, e a darse conta de que o "carbono amorfo" non é estritamente amorfo.[21]

Produción[editar | editar a fonte]

Grafito[editar | editar a fonte]

Artigo principal: Grafito.
Exemplar de grafito

Existen xacementos naturais de grafito comercialmente viables en moitas partes do mundo, pero as fontes máis importantes economicamente atópanse na China, India, Brasil e Corea do Norte.[Cómpre referencia] Os xacementos de grafito son de orixe metamórfico, e atópanse asociados a cuarzo, mica e feldespatos en xistos, gneis e arenitos e calcaria metamorfoseadas en forma de lente ou veta, ás veces dun metro ou máis de espesor. Ao principio, os xacementos de grafito de Borrowdale, Cumberland, Inglaterra eran o suficientemente grandes e puros como para que, ata o século XIX, os lapis se fabricasen aserrando bloques de grafito natural en tiras antes de envolvelos en madeira. Na actualidade, os xacementos de grafito máis pequenos obtéñense triturando a rocha nai e facendo flotar o grafito máis lixeiro na auga.[22]

Existen tres tipos de grafito natural: amorfo, en escamas ou cristalino e en vetas ou terróns. O grafito amorfo é de menor calidade e máis abundante. Contrariamente á ciencia, na industria "amorfo" refírese a un tamaño de cristal moi pequeno e non á ausencia total de estrutura cristalina. Amorfo úsase para produtos de grafito de menor valor e é o grafito de menor prezo. Grandes depósitos de grafito amorfo atópanse na China, Europa, México e Estados Unidos. O grafito en escamas é menos común e de maior calidade que o amorfo; preséntase en forma de placas separadas que cristalizaron en rocas metamórficas. O prezo do grafito en escamas pode cuadriplicar o do amorfo. As escamas de boa calidade poden transformarse en grafito expandible para moitos usos, como retardante de chama. Os xacementos máis importantes atópanse en Austria, Brasil, Canadá, China, Alemaña e Madagascar. O grafito en vetas ou en anacos é o tipo de grafito natural máis raro, valioso e de maior calidade. Só se extrae comercialmente en Sri Lanka.[22]

Segundo o USGS, a produción mundial de grafito natural foi de 1,1 millóns de toneladas en 2010, o que contribuíron China con 800.000 t, India con 130.000 t, Brasil con 76.000 t, Corea do Norte con 30.000 t e Canadá con 25.000 t. Non se informou da extracción de grafito natural en Estados Unidos, pero en 2009 producíronse 118.000 t de grafito sintético cun valor estimado de 998 millóns de dólares.[22]

Diamante[editar | editar a fonte]

Artigo principal: Diamante.
Produción de diamantes en 2005

A cadea de subministración de diamantes está controlada por un número limitado de empresas poderosas e tamén está moi concentrada nun pequeno número de lugares de todo o mundo (véxase o mapa).

Só unha fracción moi pequena do mineral de diamante son diamantes reais. O mineral triturase, durante o cal hai que ter coidado para evitar que os diamantes máis grandes se destruan neste proceso, posteriormente, as partículas clasifícanse por densidade. Na actualidade, os diamantes localízanse na fracción de densidade rica en diamantes con axuda da fluorescencia de raios X, tras o cal realízanse a man os últimos pasos de clasificación. Antes de que se xeneralizase o uso de raios X, a separación realizábase con cintas de graxa; os diamantes teñen unha maior tendencia a adherirse á graxa que os demais minerais da mena. [23]

Historicamente sabíase que os diamantes só se atopaban en depósitos aluviais do sur da India.[24] A India liderou o mundo na produción de diamantes desde o momento do seu descubrimento, aproximadamente no século IX a.C[25] ata mediados do século XVIII d. C., pero o potencial comercial destas fontes esgotarase a finais do século XVIII e nese momento a India queda eclipsada polo Brasil onde se atoparon os primeiros diamantes non indios en 1725.[26]

A produción de diamantes en xacementos primarios (kimberlitas e lamproitas) non comezou ata a década de 1870, tras o descubrimento dos campos de diamantes en Suráfrica. A produción aumentou co tempo e desde entón levase extraído un total acumulado de máis de 4.500 millóns de quilates.[27] A maioría dos depósitos de diamantes comercialmente viables estaban en Rusia, Botswana, Australia e a República Democrática do Congo.[28] En 2005, Rusia produciu case unha quinta parte da produción mundial de diamantes (principalmente no territorio da República de Sakha; por exemplo, Pipa Mir e Pipa Udachnaya), pero o mina Argyle en Australia converteuse na maior produtora, producindo 14 millóns de quilates en 2018.[29][30] Espérase que os novos achados, nas minas canadense de Diavik e Ekati, se fagan aínda máis valiosos debido á produción de pedras preciosas de alta calidade.[31]

Nos Estados Unidos, atopáronse diamantes en Arcansas, Colorado e Montana.[32] En 2004, o sorprendente descubrimento dun diamante microscópico nos Estados Unidos[33] levou á toma de mostras a granel, en xaneiro de 2008, de tubos de kimberlita nunha parte remota de Montana.[34]

Aplicacións[editar | editar a fonte]

As minas dos portaminas están feitas de grafito (a miúdo mesturado cun aglutinante arxiloso ou sintético).
Varas de vide e carbón vexetetal comprimido
Un pano tecido de fibras de carbono
Mostra de carburo de silicio en forma de bóla.
O C60 fulereno en forma cristalina

O carbono é esencial para todos os sistemas vivos coñecidos, e sen el non podería existir a vida tal e como a coñecemos. O principal uso económico do carbono, á parte dos alimentos e a madeira, é en forma de hidrocarburos, sobre todo o combustible fósil gas metano e o petróleo. O petróleo bruto é destilado en refinerías pola industria petroquímica para producir gasolina, queroseno e outros produtos . A celulosa é un polímero natural que contén carbono producido polas plantas en forma de madeira, algodón, liño e cánabo. A celulosa úsase principalmente para manter a estrutura das plantas. Os polímeros de carbono de orixe animal de valor comercial inclúen a la, caxemira e seda. Os plásticos están feitos de polímeros de carbono sintéticos, a miúdo con átomos de osíxeno e nitróxeno incluídos a intervalos regulares na cadea principal do polímero. As materias primas para moitas destas substancias sintéticas proceden do petróleo cru.

Os usos do carbono e dos seus compostos son moi variados. Pode formar aliaxes co ferro, dos cales o máis común é o aceiro ó carbono. O grafito combínase con arxilas para formar a 'barra de grafito' usada nos lapis usados para escritura e debuxo. Tamén se usa como lubricante e pigmento, como material de moldeo na fabricación de vidro, en eléctrodos para baterías e en galvanizado e electroformado, en vasoiriñas para motores eléctricos e como moderador de neutróns en reactores nucleares.

O carbón vexetal utilízase como material de debuxo en obras de arte, para asar a carne nas grellas, fundir ferro e en moitas outras aplicacións. A madeira, o carbón e o petróleo utilízanse como combustible para producir enerxía e calefacción. O diamante de calidade, a xema, utilízase en xoiería, e o diamante industrial emprégase en ferramentas de perforación, corte e pulido para o mecanizado de metais e pedra. Os plásticos fabrícanse a partir de hidrocarburos fósiles, e a fibra de carbono, obtida por pirólise de fibras sintéticas de poliéster, utilízase para reforzar os plásticos e formar materiais compostos avanzados e lixeiros.

Características[editar | editar a fonte]

O seu número atómico é 6, é dicir, dispón de 6 protóns no núcleo, e, en estado neutro, 6 electróns na periferia. A súa masa atómica é de 12 um, pois o isótopo máis abundante ten 6 neutróns e polo tanto o seu número másico Z é 12). O seu símbolo é C

Como ten catro electróns de valencia, pode tomar tanto catro electróns como cedelos. Así, pode xuntarse con outros átomos de carbono formando as longas cadeas típicas das moléculas orgánicas.

Estado[editar | editar a fonte]

Atópase na natureza en forma libre (diamante, grafito) e noutros compostos, tales como o carbón, nos carbonatos metálicos, ademais de tódolos compostos orgánicos, xa que é un elemento imprescindible para a vida. Por exemplo, as plantas absórbeno durante o proceso da fotosíntese para transformalo en hidratos de carbono.

Compostos inorgánicos[editar | editar a fonte]

O máis importante óxido de carbono é o dióxido de carbono (CO2), un compoñente minoritario da atmosfera terrestre (da orde do 0,04% en peso) producido e usado polos seres vivos (ver ciclo do carbono). Na auga forma trazas de ácido carbónico (H2CO3) pero, do mesmo xeito que outros compostos similares, é inestable, aínda que a través del poden producirse ións carbonato estables por resonancia. Algúns minerais importantes, como a calcita, son carbonatos.

Os outros óxidos son o monóxido de carbono (CO) e o máis raro subóxido de carbono (C3O2). O monóxido fórmase durante a combustión incompleta de materias orgánicas e é incoloro e inodoro. Dado que a molécula de CO contén un enlace triplo, é moi polar, polo que manifesta unha acusada tendencia a unirse á hemoglobina, formando un novo composto moi perigoso denominado Carboxihemoglobina e impedíndollo ao osíxeno, polo que se di que é un asfixiante de substitución. O ion cianuro (CN), ten unha estrutura similar e compórtase como os ións haluro.

Con metais, o carbono forma tanto carburos como acetiluros, ambos moi acedos. A pesar de ter unha electronegatividade alta, o carbono pode formar carburos covalentes como é o caso de carburo de silicio (SiC), con propiedades semellantes ás do diamante.

Véxase tamén: Química orgánica.

Precaucións[editar | editar a fonte]

Algúns compostos de carbono teñen un amplo rango de toxicidade. O monóxido de carbono, presente nos gases de escape dos motores de combustión e o cianuro (CN) son extremadamente tóxicos para os mamíferos. Os gases orgánicos eteno, etino e metano son explosivos e inflamables en presenza de aire. Polo contrario, moitos outros compostos non son tóxicos senón esenciais para a vida.

Galería de imaxes[editar | editar a fonte]

Notas[editar | editar a fonte]

  1. CIAAW
  2. "Fourier Transform Spectroscopy of the System of CP" (PDF). Arquivado dende o orixinal (PDF) o 16 de febreiro de 2008. Consultado o 18 de outubro de 2015. 
  3. "Fourier Transform Spectroscopy of the Electronic Transition of the Jet-Cooled CCI Free Radical" (PDF). Arquivado dende o orixinal (PDF) o 16 de febreiro de 2008. Consultado o 18 de outubro de 2015. 
  4. "Carbon: Binary compounds". 
  5. "Carbon – Naturally occurring isotopes". WebElements Periodic Table. Consultado o 26 de xaneiro do 2023. 
  6. 6,0 6,1 "History of Carbon". Arquivado dende o orixinal o 1 de novembro de 2012. Consultado o 26 de xaneiro do 2023. 
  7. Véxase o artigo da Wikipedia en inglés «Abundance of elements in Earth's crust», que recolle as estimacións de varios autores.
  8. The Internet Encyclopedia of Science (ed.). "Biological Abundance of Elements". Consultado o 9 de outubro de 2008. 
  9. "World of Carbon – Interactive Nano-visulisation in Science & Engineering Education (IN-VSEE)". Arquivado dende o orixinal o 5 de outubro de 2008. Consultado o 26 de xaneiro do 2023. 
  10. 10,0 10,1 Chemistry Operations (15 de decembro de 2003). "Carbon". Los Alamos National Laboratory. Arquivado dende o orixinal o 13 de setembro de 2008. Consultado o 26 de xaneiro do 2023. 
  11. Deming, Anna (2010). "King of the elements?". Nanotechnology 21. doi:10.1088/0957-4484/21/30/300201. Consultado o 26 de xaneiro do 2023. 
  12. BBC News, ed. (17 May 2005). "Chinese made first use of diamond". Arquivado dende o orixinal o 20 March 2007. Consultado o 27 de xaneiro do 2023. 
  13. van der Krogt, Peter. "Carbonium/Carbon at Elementymology & Elements Multidict". Arquivado dende o orixinal o 2010-01-23. Consultado o 27 de xaneiro do 2023. 
  14. Ferchault de Réaumur, R.-A. (1722). L'art de convertir le fer forgé en acier, et l'art d'adoucir le fer fondu, ou de faire des ouvrages de fer fondu aussi finis que le fer forgé [A arte de converter o ferro forxado en aceiro e a arte de suavizar o ferro fundido ou facer obras de ferro fundido tan acabadas como o ferro forxado.]. París, Chicago. 
  15. "Carbon". Canada Connects. Arquivado dende o orixinal o 2010-10-27. Consultado o 27 de xaneiro do 2023. 
  16. 16,0 16,1 Senese, Fred (2000-09-09). "Who discovered carbon?". Frostburg State University. Arquivado dende o orixinal o 2007-12-07. Consultado o 27 de xaneiro do 2023. 
  17. Giolitti, Federico (1914). The Cementation of Iron and Steel. McGraw-Hill Book Company, inc. 
  18. Kroto, H. W.; Heath, J. R.; O'Brien, S. C.; Curl, R. F.; Smalley, R. E. (1985). "C60: Buckminsterfullerene". Nature 318 (6042). pp. 162–163. Bibcode:1985Natur.318..162K. doi:10.1038/318162a0. 
  19. Unwin, Peter. "Fullerenes(An Overview)". Arquivado dende o orixinal o 2007-12-01. Consultado o 27 de xaneiro do 2023. 
  20. "The Nobel Prize in Chemistry 1996 "for their discovery of fullerenes"". Arquivado dende o orixinal o 2007-10-11. Consultado o 27 de xaneiro do 2023. 
  21. Harris, PJF (2004). "Fullerene-related structure of commercial glassy carbons" (PDF). Philosophical Magazine 84 (29): 3159–3167. Bibcode:2004PMag...84.3159H. doi:10.1080/14786430410001720363. Arquivado dende o orixinal (PDF) o 2012-03-19. Consultado o 27 de xaneiro do 2023. 
  22. 22,0 22,1 22,2 USGS Minerals Yearbook: Graphite, 2009 Arquivado 2008-09-16 en Wayback Machine. and Graphite: Mineral Commodity Summaries 2011
  23. Harlow, G. E. (1998). The nature of diamonds. Cambridge University Press. p. 223. ISBN 978-0-521-62935-5. 
  24. Catelle, W. R. (1911). The Diamond. John Lane Company. p. 159.  discussion on alluvial diamonds in India and elsewhere as well as earliest finds
  25. Ball, V. (1881). Diamonds, Gold and Coal of India. London, Truebner & Co.  Ball was a Geologist in British service. Chapter I, Page 1
  26. Hershey, J. W. (1940). The Book Of Diamonds: Their Curious Lore, Properties, Tests And Synthetic Manufacture. Kessinger Pub Co. p. 28. ISBN 978-1-4179-7715-4. 
  27. Janse, A. J. A. (2007). "Global Rough Diamond Production Since 1870". Gems and Gemology. XLIII (Summer 2007). pp. 98–119. doi:10.5741/GEMS.43.2.98. 
  28. Marshall, Stephen; Shore, Josh (2004-10-22). "The Diamond Life". Guerrilla News Network. Arquivado dende o orixinal o 2008-06-09. Consultado o 29 de xaneiro do 2023. 
  29. Zimnisky, Paul (21 de maio de 2018). "Global Diamond Supply Expected to Decrease 3.4% to 147M Carats in 2018". Kitco.com. Consultado o 29 de xaneiro do 2023. 
  30. Lorenz, V. (2007). "Argyle in Western Australia: The world's richest diamantiferous pipe; its past and future". Gemmologie, Zeitschrift der Deutschen Gemmologischen Gesellschaft 56 (1/2). pp. 35–40. 
  31. Mannion pp. 25–26
  32. "Microscopic diamond found in Montana". The Montana Standard. 2004-10-17. Arquivado dende o orixinal o 2005-01-21. Consultado o 29 de xaneiro do 2023. 
  33. Cooke, Sarah (2004-10-19). "Microscopic Diamond Found in Montana". Livescience.com. Arquivado dende o orixinal o 2008-07-05. Consultado o 29 de xaneiro do 2023. 
  34. "Delta News / Press Releases / Publications". Deltamine.com. Arquivado dende o orixinal o 2008-05-26. Consultado o 29 de xaneiro do 2023. 

Véxase tamén[editar | editar a fonte]

Bibliografía[editar | editar a fonte]

Ligazóns externas[editar | editar a fonte]