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Carbono

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Posición del Carbono en la tabla periódica; grupo 14, periodo 2
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Nombre, símbolo, Z: Carbono, C, 6
Serie química: No metales
Grupo, periodo, bloque: 14, 2 , p
Configuración electrónica: [He] 2s2 2p2
Propiedades atómicas
Masa atómica: 12,0107 uma
Radio atómico: 67 pm
 - Medio 70 pm
 - Covalente 77 pm
 - De Van der Waals 170 pm
Nº de oxidación (óxido): 4, 2 (levemente ácido)
Electronegatividad: 2,55 (Pauling)
Potencial de ionización (kJ/mol):
 - 1.º = 1086,5
 - 2.º = 2352,6
 - 3.º = 4620,5
 - 4.º = 6222,7
 - 5.º = 37831
 - 6.º = 47277,0

† Calculado a partir de distintas longitudes de enlace covalente, metálico o iónico.

Propiedades físicas
Estado: Sólido
Estructura cristalina: Hex. o romboédrica (g)
Cúbica o hexagonal (d)
Color: Negro (g) / incoloro (d)
Polvo negro de grafito
Densidad (kg/): 2260 (g) / 3515 (d)
Dureza (Mohs): 0,5 (g) / 10 (d)
Conductividad eléctrica: 3×106 S/m (g //)
5×102 S/m (g ⊥)
Conductividad térmica: 19,6 W/(cm·K) (g //)
0,06 W/(cm·K) (g ⊥)
23,2 W/(cm·K) (d)
Calor específico: 710,6 J/(kg·K) (g)
518,3 J/(kg·K)(d)
Punto de fusión: 3800 K (g)
3823 K (d)
Entalpía de fusión: 105 kJ/mol (g, sublima)
Punto de ebullición: 5100 K (g)
Entalpía de vaporización: 711 kJ/mol (g, sublima)
Presión de vapor: __ Pa
Velocidad del sonido: 18350 m/s (d)

(d): diamante. (g):grafito, //: dirección paralela a los planos ⊥: dirección perpendicular a los planos

Isótopos más estables
iso. AN (%) Vida media MD ED (MeV) PD
12C 98,9 El C es estable con 6 neutrones
13C 1,1 El C es estable con 7 neutrones
14C traza 5730 a β- 0,156 14N
Valores en el SI y en condiciones normales (0 ºC y 1 atm), salvo indicación en contra.

El carbono es un elemento químico de número atómico 6 y símbolo C. Es sólido a temperatura ambiente. Dependiendo de las condiciones de formación puede encontrarse en la naturaleza en ditintas formas alotrópicas, carbono amorfo y cristalino en forma de grafito o diamante. Es el pilar básico de la química orgánica, se conocen cerca de 10 millones de compuestos de carbono, y forma parte de todos los seres vivos.

Características principales

El carbono es un elemento notable por varias razones. Sus formas alotrópicas incluyen, sorprendentemente, una de las sustancias más blandas (el grafito) y una de las más duras (el diamante) y desde el punto de vista económico una de los materiales más baratos (carbón) y uno de los más caros (diamante). Más aún, presenta una gran afinidad para enlazarse químicamente con otros átomos pequeños, incluyendo átomos de carbono con los que puede formar largas cadenas, y su pequeño radio atómico le permite formar enlaces múltiples; así, con el oxígeno forma el dióxido de carbono, vital para el crecimiento de las plantas (ver ciclo del carbono); con el hidrógeno forma numerosos compuestos denominados genéricamente hidrocarburos, esenciales para la industria y el transporte en la forma de combustibles fósiles; y combinado con ambos forma gran variedad de compuestos, como por ejemplo los ácidos grasos, esenciales para la vida, y los ésteres que dan sabor a las frutas; además proporciona, a través del ciclo carbono-nitrógeno, parte de la energía producida por el sol y otras estrellas.

Estados alotrópicos

Se conocen tres formas alotrópicas del carbono, además del amorfo: grafito, diamante y fullerenos. El 22 de marzo de 2004 se anunció el descubrimiento de una cuarta forma alotrópica (nanoespumas) [1]. La forma amorfa es esencialmente grafito, pero que no llega a adoptar una estructura cristalina macroscópica. Esta es la forma presente en la mayoría de los carbones y en el hollín.

Disposición geométrica de los orbitales híbridos sp². Los enlaces se sitúan en el mismo plano formando ángulos de 120º.

A presión normal, el carbono adopta la forma del grafito en la que cada átomo está unido a otros tres en un plano compuesto de celdas hexagonales; en este estado, 3 electrones se encuentran en orbitales híbridos planos sp² y el cuarto en el orbital p. En particular, el grafeno es un material formado por un único plano de grafito.

Las dos formas de grafito conocidas alfa (hexagonal) y beta (romboédrica) tienen propiedades físicas idénticas. Los grafitos naturales contienen más del 30% de la forma beta, mientras que el grafito sintético contiene únicamente la forma alfa. La forma alfa puede transformarse en beta mediante procedimientos mecánicos, y ésta recristalizar en forma alfa al calentarse por encima de 1000 ºC.

Debido a la deslocalización de los electrones del orbital pi, el grafito es conductor de la electricidad, propiedad que permite su uso en procesos de electroerosión. El material es blando y las diferentes capas, a menudo separadas por átomos intercalados se encuentran unidas por enlaces de Van de Waals, siendo relativamente fácil que unas deslicen respecto de otras.

Disposición geométrica de los orbitales sp³. Los átomos se sitúan en los vértices de un tetraedro regular.

A muy altas presiones, el carbono adopta la forma del diamante en el cual cada átomo está unido a otros cuatro átomos de carbono, encontrándose los 4 electrones en orbitales sp³, como en los hidrocarburos. El diamante presenta la misma estructura cúbica que el silicio y el germanio, y gracias a la resistencia del enlace químico carbono-carbono, es junto con el nitruro de boro la sustancia más dura conocida. La transición a grafito a temperatura ambiente es tan lenta que es indetectable. Bajo ciertas condiciones, el carbono cristaliza como lonsdaleíta una forma similar al diamante pero hexagonal.

El orbital híbrido sp¹ que forma enlaces covalentes sólo es de interés en química, manifestándose en algunos compuestos, como por ejemplo el acetileno.

Átomos de carbono en el fullereno C60 adoptando la forma de una balón de fútbol.

Los fullerenos tienen una estructura similar al grafito, pero el empaquetamiento hexagonal se combina con pentágonos (y posiblemente heptágonos) lo que curva los planos y permite la aparición de estructuras de forma esférica elipsoidal y cilíndrica. El constituido por 60 átomos de carbono presenta una estructura tridimensional similar a un balón de fútbol. Las propiedades de los fulerenos no se han determinado por completo y aún se siguen investigando.

A esta familia pertenecen también los nanotubos de carbono, de forma cilíndrica rematados en sus extremos por hemiesferas (fullerenos), y que constituyen uno de los primeros productos industriales de la nanotecnología.

Aplicaciones

El principal uso industrial del carbono es como componente de hidrocarburos; especialmente los combustibles fósiles petróleo y gas natural; del primero se obtiene por destilación en las refinerías gasolinas, keroseno y aceites y es además la materia prima empleada en la obtención de plásticos, mientras que el segundo se está imponiendo somo fuente de energía por su combustión más limpia. Otros usos son:

  • El isótopo Carbono-14, descubierto el 27 de febrero de 1940, se usa en la datación radiométrica.
  • El grafito se combina con arcilla para fabricar las minas de los lápices.
  • El diamante se emplea para la construcción de joyas y como material de corte aprovechando su dureza.
  • Como elemento de aleación principal de los aceros (aleaciones de hierro).
  • En varillas de protección de reactores nucleares.
  • Las pastillas de carbón se emplean e medicina para absorber las toxinas del sistema digestivo y como remedio de la flatulencia.
  • El carbón activado se emplea en sistemas de filtrado y purificación de agua.
  • La fibra de carbono, que es un polimero formado por grafito y que normalmente se emplea en combinación con resinas eproxi (ofreciendo estructuras reticulares una vez tratada), lo cual ofrece a estas últimas unas propiedades de resistencia fuera de lo común (puede llegar a ser más duro que el acero siendo mucho mas liviano) con aplicaciones que van desde piezas para aviones o trasbordadores espaciales hasta raquetas de tenis o cañas de pescar. La cristalización de las resinas eproxy se obtiene a traves de un complejo proceso en el que intervienen unas temperaturas que oscilan alrededor de los 180 ºC y presiones de unos 120 p.s.i.

Las propiedades químicas y estructurales de los fullerenos, en la forma de nanotubos, prometen usos futuros en el incipiente campo de la nanotecnología.

Historia

El carbón (del latín carbo, carbón) fue descubierto en la prehistoria y ya era conocido en la antigüedad en la que se manufacturaba carbón mediante la combustión incompleta de materiales orgánicos. Los últimos alótropos conocidos, los fullerenos, fueron descubiertos como subproducto en experimentos realizados con haces moleculares en la década de los 80.

Símbolo usado por Dalton, un círculo negro Símbolo químico empleado por Dalton para el carbono.

Abundancia y obtención

El carbón no se creó durante el Big Bang porque hubiera necesitado la triple colisión de partículas alfa (núcleos atómicos de helio) y el universo se expandió y enfrió demasiado rápido para que la probabilidad de que ello aconteciera fuera significativa. Donde sí ocurre este proceso es en el interior de las estrellas (en la fase «RH (Rama horizontal)») donde este elemento es abundante, encontrándose además en otros cuerpos celestes como los cometas y en las atmósferas de los planetas. Algunos meteoritos contiene diamantes microscópicos que se formaron cuando el Sistema Solar era aún un disco protoplanetario.

En combinación con otros elementos, el carbono se encuentra en la atmósfera terrestre y disuelto en el agua, y acompañado de menores cantidades de calcio, magnesio y hierro forma enormes masas rocosas (caliza, dolomía, mármol, etc.).

El grafito se encuentra en grandes cantidades en Estados Unidos, Rusia, México, Groenlandia e India.

Los diamantes naturales se encuentran asociados a rocas volcánicas (kimberlita y lamproíta). Los mayores depósitos de diamantes se encuentran en el continente africano (Sudáfrica, Namibia, Botswana, República del Congo y Sierra Leona. Existen además depósitos importantes en Canadá, Rusia, Brasil y Australia.

Compuestos inorgánicos

(Para los compuestos orgánicos consultar el artículo química orgánica.)

El más importante óxido de carbono es el dióxido de carbono (CO2), un componente minoritario de la atmósfera terrestre (del orden del 0,04% en peso) producido y usado por los seres vivos (ver ciclo del carbono). En el agua forma trazas de ácido carbónico (H2CO3) —las burbujas de muchos refrescos— pero al igual que otros compuestos similares es inestable, aunque a través de él pueden producirse iones carbonato estables por resonancia. Algunos importantes minerales, como la calcita, son carbonatos.

Los otros óxidos son el monóxido de carbono (CO) y el más raro subóxido de carbono (C3O2). El monóxido se forma durante la combustión incompleta de materias orgánicas y es incoloro e inodoro; dado que la molécula de CO contiene un enlace triple, es muy polar por lo que manifiesta una acusada tendencia a unirse a la hemoglobina impidiéndoselo al oxígeno, por lo que se dice que es un asfixiante de sustitución. El ión cianuro (CN-), tiene una estructura similar y se comporta como los iones haluro.

Con metales, el carbono forma tanto carburos como acetiluros, ambos muy ácidos. A pesar de tener una electronegatividad alta, el carbono puede formar carburos covalentes como es el caso de carburo de silicio (SiC) cuyas propiedades se asemejan a las del diamante,

Isótopos

En 1961 la IUPAC adoptó el isótopo C-12 como la base para la masa atómica de los elementos químicos.

El carbono-14 es un radioisótopo con una semivida de 5730 años que se emplea de forma extensiva en la datación de especímenes orgánicos.

Los isótopos naturales y estables del carbono, son el C-12 (98,89%) y el C-13 (1,11%). Las proporciones de estos isótopos en un ser vivo o medio concreto se expresan en variación (±‰) respecto de la referencia VPDB (Vienna Pee Dee Belemnite; fósiles cretácicos de belemnites en Carolina del Sur). La δC-13 de la atmósfera terrestre es -7‰. Durante la fotosíntesis, el carbono fijado en los tejidos de las plantas es, sin embargo, significativamente más pobre en C-13 que la atmósfera.

La mayoría de las plantas presentan valores de δC-13 entre -24 y -34‰; otras plantas acuáticas, de desierto, de marismas saladas y hierbas tropicales, presentan valores de δC-13 entre -6 y -19‰ debido a diferencias en la reacción de fotosíntesis; un tercer grupo intermedio constituido por las algas y líquenes presentan valores entre -12 y -23‰. El estudio comparativo de los valores de δC-13 en plantas y organismos puede proporcionar valiosa información relativa a la cadena alimenticia de los seres vivos.

Precauciones

Los compuestos de carbono tienen un amplio rango de toxicidad. El monóxido de carbono, presente en los gases de escape de los motores de combustión y el cianógeno (CN) son extremadamente tóxicos para los mamíferos, entre ellos las personas; los gases orgánicos eteno, etino y metano son explosivos e inflamables en presencia de aire. Muchos otros compuestos no son, por el contrario, tóxicos si no esenciales para la vida.

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   Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra   Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh  
  La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
  Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

Referencias

Wikipedia (inglés); los datos de la tabla proceden de la versión en español (13 de mayo de 2004).

Fuentes empleadas y notas


Otras fuentes de información