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| General | |||||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Nombre, símbolo, número | Carbono, C, 6 | ||||||||||||||||||||||||
| Serie química | No metal | ||||||||||||||||||||||||
| Grupo, periodo, bloque | 14 (IVA), 2 , p | ||||||||||||||||||||||||
| Densidad, dureza Mohs | 2260 kg/m3, 0,5
(grafito) 3515 kg/m3, 10,0 (diamante) |
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| Apariencia | negro (grafito) incoloro (diamante) |
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| Propiedades atómicas | |||||||||||||||||||||||||
| Peso atómico | 12,0107 uma | ||||||||||||||||||||||||
| Radio medio† | 70 pm | ||||||||||||||||||||||||
| Radio atómico calculado | 67 pm | ||||||||||||||||||||||||
| Radio covalente | 77 pm | ||||||||||||||||||||||||
| Radio de Van der Waals | 170 pm | ||||||||||||||||||||||||
| Configuración electrónica | [He]2s22p2 | ||||||||||||||||||||||||
| Estados de oxidación (óxido) | 4, 2 (levemente ácido) | ||||||||||||||||||||||||
| Estructura cristalina | Cúbica o hexagonal (diamante); hexagonal o romboédrica (grafito) | ||||||||||||||||||||||||
| Propiedades físicas | |||||||||||||||||||||||||
| Estado de la materia | Sólido (no magnético) | ||||||||||||||||||||||||
| Punto de fusión | 3823 K (diamante), 3800 K (grafito) K | ||||||||||||||||||||||||
| Punto de ebullición | 5100 K (grafito) | ||||||||||||||||||||||||
| Entalpía de vaporización | 711 kJ/mol (grafito; sublima) | ||||||||||||||||||||||||
| Entalpía de fusión | 105 kJ/mol (grafito) (sublima) | ||||||||||||||||||||||||
| Presión de vapor | _ Pa | ||||||||||||||||||||||||
| Velocidad del sonido | 18350 m/s (diamante) | ||||||||||||||||||||||||
| Información diversa | |||||||||||||||||||||||||
| Electronegatividad | 2,55 (Pauling) | ||||||||||||||||||||||||
| Calor específico | 710,6 J/(kg·K) (grafito); 518,3 J/(kg·K) (diamante) | ||||||||||||||||||||||||
| Conductividad eléctrica | 3 x 106 Ω-1·m-1 (grafito, dirección paralela a los planos); 5 x 102 Ω-1·m-1 (dirección perpendicular) | ||||||||||||||||||||||||
| Conductividad térmica | 19,6 W/(cm·K) (grafito, dirección paralela a los planos); 0,06 W/(cm·K) (dirección perpendicular); 23,2 W/(cm·K) (diamante) | ||||||||||||||||||||||||
| 1° potencial de ionización | 1086,5 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| 2° potencial de ionización | 2352,6 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| 3° potencial de ionización | 4620,5 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| 4° potencial de ionización | 6222,7 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| 5° potencial de ionización | 37831 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| 6° potencial de ionización | 47277,0 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| Isótopos más estables | |||||||||||||||||||||||||
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| Valores en el SI y en condiciones normales (0 ºC y 1 atm), salvo que se indique lo contrario. †Calculado a partir de distintas longitudes de enlace covalente, metálico o iónico. |
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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 distintas 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.
| Tabla de contenidos |
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.
Se conocen cuatro formas alotrópicas del carbono, además del amorfo: grafito, diamante, fullerenos y nanotubos. El 22 de marzo de 2004 se anunció el descubrimiento de una quinta forma alotrópica (nanoespumas) [1] . La forma amorfa es esecialmente 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.
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.
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.
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.
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.
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:
Las propiedades químicas y estructurales de los fullerenos, en la forma de nanotubos prometen usos futuros en el incipiente campo de la nanotecnología.
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.
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 Media:Ejemplo.mp3demasiado 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.
(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.
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 vida media de 5715 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.
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.
Traducción original de la versión inglesa: Enciclopdeia Libre
también en: http://www.oviedo.es/personales/carbon
