Carbono

El carbono (del latín: carbo "carbón") es un elemento químico con el símbolo C y el número atómico 6. Es no metálico y tetravalente, lo que hace que cuatro electrones estén disponibles para formar enlaces químicos covalentes. Pertenece al grupo 14 de la tabla periódica. El carbono constituye solo alrededor del 0,025 por ciento de la corteza terrestre. Tres isótopos ocurren naturalmente, C y C son estables, mientras que C es un radionúclido que se descompone con una vida media de aproximadamente 5.730 años. El carbono es uno de los pocos elementos conocidos desde la antigüedad.

El carbono es el decimoquinto elemento más abundante en la corteza terrestre y el cuarto elemento más abundante en masa en el universo después del hidrógeno, el helio y el oxígeno. La abundancia de carbono, su diversidad única de compuestos orgánicos y su capacidad inusual para formar polímeros a las temperaturas que se encuentran comúnmente en la Tierra permiten que este elemento sirva como un elemento común de toda la vida conocida. Es el segundo elemento más abundante en el cuerpo humano por masa (alrededor del 18,5%) después del oxígeno.

Los átomos de carbono pueden unirse de diversas maneras, lo que da como resultado varios alótropos de carbono. Los alótropos bien conocidos incluyen grafito, diamante, carbono amorfo y fullerenos. Las propiedades físicas del carbono varían ampliamente con la forma alotrópica. Por ejemplo, el grafito es opaco y negro, mientras que el diamante es muy transparente. El grafito es lo suficientemente suave como para formar una raya en el papel (de ahí su nombre, del verbo griego "γράφειν" que significa "escribir"), mientras que el diamante es el material natural más duro que se conoce. El grafito es un buen conductor eléctrico, mientras que el diamante tiene una baja conductividad eléctrica. En condiciones normales, el diamante, los nanotubos de carbono y el grafeno tienen las conductividades térmicas más altas de todos los materiales conocidos. Todos los alótropos de carbono son sólidos en condiciones normales, siendo el grafito la forma termodinámicamente más estable a temperatura y presión estándar. Son químicamente resistentes y requieren alta temperatura para reaccionar incluso con oxígeno.

El estado de oxidación más común del carbono en compuestos inorgánicos es +4, mientras que +2 se encuentra en monóxido de carbono y complejos de carbonilo de metales de transición. Las mayores fuentes de carbono inorgánico son las calizas, las dolomitas y el dióxido de carbono, pero se encuentran cantidades significativas en depósitos orgánicos de carbón, turba, petróleo y clatratos de metano. El carbono forma una gran cantidad de compuestos, más que cualquier otro elemento, con casi diez millones de compuestos descritos hasta la fecha y, sin embargo, ese número es solo una fracción del número de compuestos teóricamente posibles en condiciones estándar. Por esta razón, a menudo se hace referencia al carbono como el "rey de los elementos".

Características

Los alótropos del carbono incluyen el grafito, una de las sustancias conocidas más blandas, y el diamante, la sustancia natural más dura. Se une fácilmente con otros átomos pequeños, incluidos otros átomos de carbono, y es capaz de formar múltiples enlaces covalentes estables con átomos multivalentes adecuados. Se sabe que el carbono forma casi diez millones de compuestos, la gran mayoría de todos los compuestos químicos. El carbono también tiene el punto de sublimación más alto de todos los elementos. A presión atmosférica no tiene punto de fusión, ya que su punto triple está en 10,8 ± 0,2 megapascales (106,6 ± 2,0 atm; 1566 ± 29 psi) y 4600 ± 300 K (4330 ± 300 °C; 7820 ± 540 °F), por lo que se sublima a unos 3900 K (3630 ° C; 6560 ° F).El grafito es mucho más reactivo que el diamante en condiciones estándar, a pesar de ser termodinámicamente más estable, ya que su sistema pi deslocalizado es mucho más vulnerable a los ataques. Por ejemplo, el grafito se puede oxidar con ácido nítrico concentrado caliente en condiciones estándar a ácido melítico, C ₆ (CO ₂ H) ₆, que conserva las unidades hexagonales del grafito mientras rompe la estructura más grande.

El carbono se sublima en un arco de carbono, que tiene una temperatura de aproximadamente 5800 K (5530 °C o 9980 °F). Por lo tanto, independientemente de su forma alotrópica, el carbono permanece sólido a temperaturas más altas que los metales de punto de fusión más alto, como el tungsteno o el renio. Aunque termodinámicamente propenso a la oxidación, el carbono resiste la oxidación con más eficacia que elementos como el hierro y el cobre, que son agentes reductores más débiles a temperatura ambiente.

El carbono es el sexto elemento, con una configuración electrónica de estado fundamental de 1s 2s 2p, de los cuales los cuatro electrones exteriores son electrones de valencia. Sus primeras cuatro energías de ionización, 1086,5, 2352,6, 4620,5 y 6222,7 kJ/mol, son mucho más altas que las de los elementos más pesados ​​del grupo 14. La electronegatividad del carbono es 2,5, significativamente más alta que la de los elementos más pesados ​​del grupo 14 (1,8–1,9), pero cercana a la mayoría de los no metales cercanos, así como a algunos de los metales de transición de la segunda y tercera fila. Los radios covalentes del carbono normalmente se toman como 77,2 pm (C−C), 66,7 pm (C=C) y 60,3 pm (C≡C), aunque estos pueden variar según el número de coordinación y a qué se une el carbono. En general, el radio covalente disminuye con un número de coordinación más bajo y un orden de enlace más alto.

Los compuestos a base de carbono forman la base de toda la vida conocida en la Tierra, y el ciclo de carbono-nitrógeno proporciona parte de la energía producida por el Sol y otras estrellas. Aunque forma una extraordinaria variedad de compuestos, la mayoría de las formas de carbono son relativamente poco reactivas en condiciones normales. A temperatura y presión estándar, resiste todos menos los oxidantes más fuertes. No reacciona con ácido sulfúrico, ácido clorhídrico, cloro o cualquier álcali. A temperaturas elevadas, el carbono reacciona con el oxígeno para formar óxidos de carbono y robará el oxígeno de los óxidos metálicos para dejar el metal elemental. Esta reacción exotérmica se utiliza en la industria siderúrgica para fundir hierro y controlar el contenido de carbono del acero:Fe₃O₄+ 4 C _(s) + 2 O₂→ 3 Fe _(s) + 4 CO_2(g).

El carbono reacciona con el azufre para formar disulfuro de carbono, y reacciona con el vapor en la reacción carbón-gas utilizada en la gasificación del carbón:C _(s) + H ₂ O _(g) → CO _(g) + H _{2 (g)}.

El carbono se combina con algunos metales a altas temperaturas para formar carburos metálicos, como la cementita de carburo de hierro en acero y el carburo de tungsteno, ampliamente utilizados como abrasivo y para fabricar puntas duras para herramientas de corte.

El sistema de alótropos de carbono abarca una gama de extremos:

El grafito es uno de los materiales más blandos que se conocen.	El diamante nanocristalino sintético es el material más duro que se conoce.
El grafito es un muy buen lubricante, mostrando superlubricidad.	El diamante es el abrasivo definitivo.
El grafito es un conductor de electricidad.	El diamante es un excelente aislante eléctrico y tiene el campo eléctrico de ruptura más alto de todos los materiales conocidos.
Algunas formas de grafito se utilizan para el aislamiento térmico (es decir, cortafuegos y escudos térmicos), pero algunas otras formas son buenos conductores térmicos.	El diamante es el conductor térmico natural más conocido.
El grafito es opaco.	El diamante es muy transparente.
El grafito cristaliza en el sistema hexagonal.	El diamante cristaliza en el sistema cúbico.
El carbono amorfo es completamente isótropo.	Los nanotubos de carbono se encuentran entre los materiales más anisotrópicos conocidos.

Alótropos

El carbono atómico es una especie de vida muy corta y, por lo tanto, el carbono se estabiliza en varias estructuras multiatómicas con diversas configuraciones moleculares denominadas alótropos. Los tres alótropos relativamente bien conocidos del carbono son el carbono amorfo, el grafito y el diamante. Una vez considerados exóticos, los fullerenos se sintetizan y utilizan comúnmente en la actualidad en la investigación; También se han descubierto varios otros alótropos exóticos, como la lonsdaleita, el carbono vítreo, la nanoespuma de carbono y el carbono acetilénico lineal (carbino).

El grafeno es una lámina bidimensional de carbono con los átomos dispuestos en una red hexagonal. A partir de 2009, el grafeno parece ser el material más fuerte jamás probado. El proceso de separarlo del grafito requerirá un mayor desarrollo tecnológico antes de que sea económico para los procesos industriales. Si tiene éxito, el grafeno podría utilizarse en la construcción de un ascensor espacial. También podría usarse para almacenar hidrógeno de forma segura para su uso en un motor basado en hidrógeno en automóviles.

La forma amorfa es una variedad de átomos de carbono en un estado vítreo, irregular y no cristalino, que no se encuentran en una macroestructura cristalina. Está presente en forma de polvo y es el componente principal de sustancias como el carbón vegetal, el negro de humo (hollín) y el carbón activado. A presiones normales, el carbono adopta la forma de grafito, en el que cada átomo está unido trigonalmente a otros tres en un plano compuesto por anillos hexagonales fusionados, como los de los hidrocarburos aromáticos.La red resultante es bidimensional y las láminas planas resultantes se apilan y se unen débilmente mediante fuerzas de van der Waals débiles. Esto le da al grafito su suavidad y sus propiedades de corte (las láminas se deslizan fácilmente unas sobre otras). Debido a la deslocalización de uno de los electrones externos de cada átomo para formar una nube π, el grafito conduce la electricidad, pero solo en el plano de cada lámina unida covalentemente. Esto da como resultado una conductividad eléctrica a granel más baja para el carbono que para la mayoría de los metales. La deslocalización también explica la estabilidad energética del grafito sobre el diamante a temperatura ambiente.

A presiones muy altas, el carbono forma el alótropo más compacto, el diamante, que tiene casi el doble de densidad que el grafito. Aquí, cada átomo está unido tetraédricamente a otros cuatro, formando una red tridimensional de anillos de átomos de seis miembros fruncidos. El diamante tiene la misma estructura cúbica que el silicio y el germanio, y debido a la fuerza de los enlaces carbono-carbono, es la sustancia natural más dura medida por su resistencia al rayado. Contrariamente a la creencia popular de que "los diamantes son para siempre", son termodinámicamente inestables (Δ _f G °(diamante, 298 K) = 2,9 kJ/mol) en condiciones normales (298 K, 10 Pa) y teóricamente deberían transformarse en grafito.Pero debido a una alta barrera de energía de activación, la transición al grafito es tan lenta a temperatura normal que no se nota. Sin embargo, a temperaturas muy altas, el diamante se convertirá en grafito y los diamantes pueden quemarse en un incendio doméstico. La esquina inferior izquierda del diagrama de fase del carbono no se ha analizado experimentalmente. Aunque un estudio computacional que empleó métodos de la teoría funcional de la densidad llegó a la conclusión de que cuando T → 0 K y p → 0 Pa, el diamante se vuelve más estable que el grafito en aproximadamente 1,1 kJ/mol, estudios experimentales y computacionales más recientes y definitivos muestran que el grafito es más estable que el grafito. estable que el diamante para T < 400 K, sin presión aplicada, en 2,7 kJ/mol aT = 0 K y 3,2 kJ/mol a T = 298,15 K. Bajo algunas condiciones, el carbono cristaliza como lonsdaleita, una red cristalina hexagonal con todos los átomos unidos covalentemente y propiedades similares a las del diamante.

Los fullerenos son una formación cristalina sintética con una estructura similar al grafito, pero en lugar de celdas hexagonales planas únicamente, algunas de las celdas de las que se forman los fullerenos pueden ser pentágonos, hexágonos no planos o incluso heptágonos de átomos de carbono. Las láminas se deforman así en esferas, elipses o cilindros. Las propiedades de los fullerenos (divididos en buckyballs, buckytubes y nanobuds) aún no se han analizado por completo y representan un área intensa de investigación en nanomateriales. Los nombres fullereno y buckyballse dan después de Richard Buckminster Fuller, divulgador de las cúpulas geodésicas, que se asemejan a la estructura de los fullerenos. Los buckyballs son moléculas bastante grandes formadas completamente de carbono enlazado trigonalmente, formando esferoides (el más conocido y más simple es el buckminsterfullereno C _{60 con forma de balón de fútbol).} Los nanotubos de carbono (buckytubes) son estructuralmente similares a las buckyballs, excepto que cada átomo está unido trigonalmente en una lámina curva que forma un cilindro hueco. Los nanobrotes se informaron por primera vez en 2007 y son materiales híbridos de buckytube/buckyball (las buckyballs están unidas covalentemente a la pared exterior de un nanotubo) que combinan las propiedades de ambos en una sola estructura.

De los otros alótropos descubiertos, la nanoespuma de carbono es un alótropo ferromagnético descubierto en 1997. Consiste en un conjunto de grupos de átomos de carbono de baja densidad unidos en una red tridimensional suelta, en la que los átomos están unidos trigonalmente en seis y anillos de siete miembros. De manera similar, el carbón vítreo contiene una alta proporción de porosidad cerrada, pero a diferencia del grafito normal, las capas de grafito no se apilan como las páginas de un libro, sino que tienen una disposición más aleatoria. El carbono acetilénico lineal tiene la estructura química −(C:::C) _n −. El carbono en esta modificación es lineal con sphibridación orbital, y es un polímero con enlaces simples y triples alternos. Este carbino es de considerable interés para la nanotecnología ya que su módulo de Young es 40 veces mayor que el del material más duro conocido: el diamante.

En 2015, un equipo de la Universidad Estatal de Carolina del Norte anunció el desarrollo de otro alótropo al que llamaron Q-carbon, creado por un pulso láser de alta energía y baja duración en polvo de carbono amorfo. Se informa que el carbono Q exhibe ferromagnetismo, fluorescencia y una dureza superior a los diamantes.

En la fase de vapor, parte del carbono se encuentra en forma de dicarbono (C₂). Cuando está excitado, este gas brilla de color verde.

Ocurrencia

El carbono es el cuarto elemento químico más abundante en masa en el universo observable después del hidrógeno, el helio y el oxígeno. El carbono es abundante en el Sol, las estrellas, los cometas y en las atmósferas de la mayoría de los planetas. Algunos meteoritos contienen diamantes microscópicos que se formaron cuando el Sistema Solar aún era un disco protoplanetario. Los diamantes microscópicos también pueden formarse por la intensa presión y la alta temperatura en los sitios de impacto de meteoritos.

En 2014, la NASA anunció una base de datos muy mejorada para rastrear hidrocarburos aromáticos policíclicos (HAP) en el universo. Más del 20 % del carbono del universo puede estar asociado con los PAH, compuestos complejos de carbono e hidrógeno sin oxígeno. Estos compuestos figuran en la hipótesis del mundo PAH, donde se supone que tienen un papel en la abiogénesis y la formación de la vida. Los PAH parecen haberse formado "un par de miles de millones de años" después del Big Bang, están muy extendidos por todo el universo y están asociados con nuevas estrellas y exoplanetas.

Se ha estimado que la tierra sólida en su conjunto contiene 730 ppm de carbono, con 2000 ppm en el núcleo y 120 ppm en el manto y la corteza combinados. Como la masa de la tierra es5.972 × 10 kg, esto implicaría 4360 millones de gigatoneladas de carbono. Esto es mucho más que la cantidad de carbono en los océanos o la atmósfera (abajo).

En combinación con el oxígeno en el dióxido de carbono, el carbono se encuentra en la atmósfera terrestre (aproximadamente 900 gigatoneladas de carbono; cada ppm corresponde a 2,13 Gt) y se disuelve en todas las masas de agua (aproximadamente 36 000 gigatoneladas de carbono). El carbono en la biosfera se ha estimado en 550 gigatoneladas, pero con una gran incertidumbre, debido principalmente a una gran incertidumbre en la cantidad de bacterias subterráneas profundas terrestres. Los hidrocarburos (como el carbón, el petróleo y el gas natural) también contienen carbono. Las "reservas" de carbón (no "recursos") ascienden a alrededor de 900 gigatoneladas con quizás 18.000 Gt de recursos. Las reservas de petróleo rondan las 150 gigatoneladas. Las fuentes comprobadas de gas natural son aproximadamente175 × 10 metros cúbicos (que contienen alrededor de 105 gigatoneladas de carbono), pero los estudios estiman otro900 × 10 metros cúbicos de depósitos "no convencionales" como el gas de esquisto, que representan unas 540 gigatoneladas de carbono.

El carbono también se encuentra en los hidratos de metano en las regiones polares y bajo los mares. Varias estimaciones sitúan este carbono entre 500, 2500 Gt o 3000 Gt.

En el pasado, las cantidades de hidrocarburos eran mayores. Según una fuente, en el período de 1751 a 2008 se liberaron a la atmósfera alrededor de 347 gigatoneladas de carbono como dióxido de carbono a partir de la quema de combustibles fósiles. Otra fuente sitúa la cantidad añadida a la atmósfera durante el período desde 1750 en 879 Gt, y el total que va a la atmósfera, el mar y la tierra (como las turberas) en casi 2000 Gt.

El carbono es un constituyente (alrededor del 12% en masa) de las masas muy grandes de roca carbonatada (piedra caliza, dolomita, mármol, etc.). El carbón es muy rico en carbono (la antracita contiene del 92 al 98 %) y es la mayor fuente comercial de carbono mineral, ya que representa 4000 gigatoneladas o el 80 % del combustible fósil.

En cuanto a los alótropos de carbono individuales, el grafito se encuentra en grandes cantidades en los Estados Unidos (principalmente en Nueva York y Texas), Rusia, México, Groenlandia e India. Los diamantes naturales se encuentran en la roca kimberlita, que se encuentra en antiguos "cuellos" o "tubos" volcánicos. La mayoría de los depósitos de diamantes se encuentran en África, especialmente en Sudáfrica, Namibia, Botswana, la República del Congo y Sierra Leona. También se han encontrado depósitos de diamantes en Arkansas, Canadá, el Ártico ruso, Brasil y en el norte y oeste de Australia. Ahora también se están recuperando diamantes del fondo del océano frente al Cabo de Buena Esperanza. Los diamantes se encuentran naturalmente, pero ahora se fabrica alrededor del 30% de todos los diamantes industriales que se usan en los EE. UU.

El carbono-14 se forma en las capas superiores de la troposfera y la estratosfera a altitudes de 9 a 15 km por una reacción precipitada por los rayos cósmicos. Se producen neutrones térmicos que chocan con los núcleos de nitrógeno-14, formando carbono-14 y un protón. Como tal,El 1,5% × 10 del dióxido de carbono atmosférico contiene carbono-14.

Los asteroides ricos en carbono son relativamente predominantes en las partes exteriores del cinturón de asteroides del Sistema Solar. Estos asteroides aún no han sido muestreados directamente por los científicos. Los asteroides se pueden utilizar en una extracción hipotética de carbono basada en el espacio, lo que puede ser posible en el futuro, pero actualmente es tecnológicamente imposible.

Isótopos

Los isótopos de carbono son núcleos atómicos que contienen seis protones más una cantidad de neutrones (que varía de 2 a 16). El carbono tiene dos isótopos naturales estables. El isótopo carbono-12 (C) forma el 98,93% del carbono en la Tierra, mientras que el carbono-13 (C) forma el 1,07% restante. La concentración de C aumenta aún más en los materiales biológicos porque las reacciones bioquímicas discriminan al C. En 1961, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) adoptó el isótopo carbono-12 como base para los pesos atómicos. La identificación del carbono en experimentos de resonancia magnética nuclear (RMN) se realiza con el isótopo C.

El carbono-14 (C) es un radioisótopo natural, creado en la atmósfera superior (estratosfera inferior y troposfera superior) por la interacción del nitrógeno con los rayos cósmicos. Se encuentra en cantidades mínimas en la Tierra de 1 parte por billón (0,0000000001%) o más, principalmente confinado a la atmósfera y depósitos superficiales, particularmente de turba y otros materiales orgánicos. Este isótopo se desintegra por emisión β de 0,158 MeV. Debido a su vida media relativamente corta de 5730 años, el C está prácticamente ausente en las rocas antiguas. La cantidad deEl C en la atmósfera y en los organismos vivos es casi constante, pero disminuye de manera predecible en sus cuerpos después de la muerte. Este principio se utiliza en la datación por radiocarbono, inventada en 1949, que se ha utilizado ampliamente para determinar la edad de los materiales carbonosos con edades de hasta unos 40.000 años.

Hay 15 isótopos de carbono conocidos y el de vida más corta es el C, que se desintegra mediante la emisión de protones y la desintegración alfa y tiene una vida media de 1,98739 × 10 s. El exótico C exhibe un halo nuclear, lo que significa que su radio es considerablemente mayor de lo que se esperaría si el núcleo fuera una esfera de densidad constante.

Formación en estrellas

La formación del núcleo atómico de carbono ocurre dentro de una estrella gigante o supergigante a través del proceso triple alfa. Esto requiere una colisión casi simultánea de tres partículas alfa (núcleos de helio), ya que los productos de otras reacciones de fusión nuclear de helio con hidrógeno u otro núcleo de helio producen litio-5 y berilio-8 respectivamente, los cuales son altamente inestables y se descomponen casi por completo. instantáneamente en núcleos más pequeños. El proceso triple alfa ocurre en condiciones de temperaturas superiores a 100 megakelvins y concentración de helio que la rápida expansión y el enfriamiento del universo temprano prohibieron y, por lo tanto, no se creó una cantidad significativa de carbono durante el Big Bang.

De acuerdo con la teoría de la cosmología física actual, el carbono se forma en el interior de las estrellas en la rama horizontal. Cuando las estrellas masivas mueren como supernovas, el carbono se dispersa en el espacio en forma de polvo. Este polvo se convierte en material componente para la formación de los sistemas estelares de próxima generación con planetas acumulados. El Sistema Solar es uno de esos sistemas estelares con una gran cantidad de carbono, lo que permite la existencia de la vida tal como la conocemos.

El ciclo CNO es un mecanismo de fusión de hidrógeno adicional que alimenta las estrellas, en el que el carbono funciona como catalizador.

Las transiciones rotacionales de varias formas isotópicas de monóxido de carbono (por ejemplo, CO, CO y CO) son detectables en el rango de longitud de onda submilimétrica y se utilizan en el estudio de estrellas recién formadas en nubes moleculares.

Ciclo del carbono

En condiciones terrestres, la conversión de un elemento a otro es muy rara. Por lo tanto, la cantidad de carbono en la Tierra es efectivamente constante. Por lo tanto, los procesos que usan carbón deben obtenerlo de algún lugar y desecharlo en otro lugar. Los caminos del carbono en el medio ambiente forman el ciclo del carbono. Por ejemplo, las plantas fotosintéticas extraen dióxido de carbono de la atmósfera (o del agua de mar) y lo transforman en biomasa, como en el ciclo de Calvin, un proceso de fijación de carbono. Los animales comen parte de esta biomasa, mientras que los animales exhalan parte del carbono en forma de dióxido de carbono. El ciclo del carbono es considerablemente más complicado que este circuito corto; por ejemplo, algo de dióxido de carbono se disuelve en los océanos; si las bacterias no lo consumen, la materia vegetal o animal muerta puede convertirse en petróleo o carbón, que libera carbono cuando se quema.

Compuestos

Compuestos orgánicos

El carbono puede formar cadenas muy largas de enlaces carbono-carbono interconectados, una propiedad que se denomina concatenación. Los enlaces carbono-carbono son fuertes y estables. A través de la catenación, el carbono forma una innumerable cantidad de compuestos. Un recuento de compuestos únicos muestra que hay más que contienen carbono que los que no. Se puede hacer una afirmación similar para el hidrógeno porque la mayoría de los compuestos orgánicos contienen hidrógeno unido químicamente al carbono u otro elemento común como el oxígeno o el nitrógeno.

La forma más simple de una molécula orgánica es el hidrocarburo, una gran familia de moléculas orgánicas que se componen de átomos de hidrógeno unidos a una cadena de átomos de carbono. Un esqueleto de hidrocarburo puede sustituirse por otros átomos, conocidos como heteroátomos. Los heteroátomos comunes que aparecen en los compuestos orgánicos incluyen oxígeno, nitrógeno, azufre, fósforo y los halógenos no radiactivos, así como los metales litio y magnesio. Los compuestos orgánicos que contienen enlaces con el metal se conocen como compuestos organometálicos (ver más abajo). Ciertos grupos de átomos, que a menudo incluyen heteroátomos, se repiten en un gran número de compuestos orgánicos. Estas colecciones, conocidas como grupos funcionales, confieren patrones de reactividad comunes y permiten el estudio sistemático y la categorización de compuestos orgánicos. La longitud de la cadena, la forma y los grupos funcionales afectan las propiedades de las moléculas orgánicas.

En la mayoría de los compuestos estables de carbono (y en casi todos los compuestos orgánicos estables), el carbono obedece la regla del octeto y es tetravalente, lo que significa que un átomo de carbono forma un total de cuatro enlaces covalentes (que pueden incluir enlaces dobles y triples). Las excepciones incluyen una pequeña cantidad de carbocationes estabilizados (tres enlaces, carga positiva), radicales (tres enlaces, neutro), carbaniones (tres enlaces, carga negativa) y carbenos (dos enlaces, neutro), aunque es mucho más probable que estas especies sean se encuentran como productos intermedios reactivos e inestables.

El carbono se encuentra en toda la vida orgánica conocida y es la base de la química orgánica. Cuando se une con hidrógeno, forma varios hidrocarburos que son importantes para la industria como refrigerantes, lubricantes, solventes, como materia prima química para la fabricación de plásticos y productos petroquímicos, y como combustibles fósiles.

Cuando se combina con oxígeno e hidrógeno, el carbono puede formar muchos grupos de compuestos biológicos importantes, incluidos azúcares, lignanos, quitinas, alcoholes, grasas y ésteres aromáticos, carotenoides y terpenos. Con nitrógeno forma alcaloides, y con la adición de azufre también forma antibióticos, aminoácidos y productos de caucho. Con la adición de fósforo a estos otros elementos, forma ADN y ARN, los portadores de código químico de la vida, y trifosfato de adenosina (ATP), la molécula de transferencia de energía más importante en todas las células vivas.

Compuestos inorgánicos

Comúnmente, los compuestos que contienen carbono que están asociados con minerales o que no contienen enlaces con otros átomos de carbono, halógenos o hidrógeno, se tratan por separado de los compuestos orgánicos clásicos; la definición no es rígida y la clasificación de algunos compuestos puede variar de un autor a otro (consulte los artículos de referencia anteriores). Entre estos se encuentran los óxidos de carbono simples. El óxido más destacado es el dióxido de carbono (CO ₂). Este fue una vez el componente principal de la paleoatmósfera, pero hoy en día es un componente menor de la atmósfera terrestre. Disuelto en agua forma ácido carbónico (H₂CO₃), pero como la mayoría de los compuestos con múltiples oxígenos de enlace simple en un solo carbono, es inestable. Sin embargo, a través de este intermedio, se producen iones de carbonato estabilizados por resonancia. Algunos minerales importantes son los carbonatos, en particular la calcita. Disulfuro de carbono (CS₂) es similar. Sin embargo, debido a sus propiedades físicas y su asociación con la síntesis orgánica, el disulfuro de carbono a veces se clasifica como un solvente orgánico.

El otro óxido común es el monóxido de carbono (CO). Se forma por combustión incompleta y es un gas incoloro e inodoro. Cada una de las moléculas contiene un triple enlace y es bastante polar, lo que da como resultado una tendencia a unirse permanentemente a las moléculas de hemoglobina, desplazando al oxígeno, que tiene una menor afinidad de unión. El cianuro (CN) tiene una estructura similar, pero se comporta como un ion haluro (pseudohalógeno). Por ejemplo, puede formar la molécula de cianógeno nitruro ((CN) ₂), similar a los haluros diatómicos. Asimismo, el análogo más pesado del cianuro, el ciafiro (CP), también se considera inorgánico, aunque la mayoría de los derivados simples son muy inestables. Otros óxidos poco comunes son el subóxido de carbono (C₃O₂), el monóxido de dicarbono inestable (C ₂ O), el trióxido de carbono (CO ₃), la ciclopentanopentona (C ₅ O ₅), la ciclohexanohexona (C ₆ O ₆) y el anhídrido melítico (C ₁₂ O ₉). Sin embargo, el anhídrido melítico es el anhídrido de triple acilo del ácido melítico; además, contiene un anillo de benceno. Por lo tanto, muchos químicos lo consideran orgánico.

Con metales reactivos, como el tungsteno, el carbono forma carburos (C) o acetiluros (C₂) para formar aleaciones con altos puntos de fusión. Estos aniones también están asociados con el metano y el acetileno, ambos ácidos muy débiles. Con una electronegatividad de 2,5, el carbono prefiere formar enlaces covalentes. Algunos carburos son redes covalentes, como el carborundum (SiC), que se parece al diamante. Sin embargo, incluso los carburos más polares y salinos no son compuestos completamente iónicos.

Compuestos organometálicos

Los compuestos organometálicos por definición contienen al menos un enlace covalente carbono-metal. Existe una amplia gama de tales compuestos; las clases principales incluyen compuestos de alquil-metal simples (por ejemplo, tetraetilo de plomo), compuestos de η-alqueno (por ejemplo, sal de Zeise) y η-compuestos de alilo (por ejemplo, dímero de cloruro de alilpaladio); metalocenos que contienen ligandos de ciclopentadienilo (por ejemplo, ferroceno); y complejos de carbeno de metales de transición. Existen muchos carbonilos metálicos y cianuros metálicos (por ejemplo, tetracarbonilníquel y ferricianuro de potasio); algunos trabajadores consideran que los complejos de cianuro y carbonilo metálico sin otros ligandos de carbono son puramente inorgánicos y no organometálicos. Sin embargo, la mayoría de los químicos organometálicos consideran que los complejos metálicos con cualquier ligando de carbono, incluso "carbono inorgánico" (por ejemplo, carbonilos, cianuros y ciertos tipos de carburos y acetiluros) son de naturaleza organometálica. Los complejos metálicos que contienen ligandos orgánicos sin un enlace covalente carbono-metal (p. ej., carboxilatos metálicos) se denominan compuestos organometalúrgicos.

Si bien se entiende que el carbono prefiere fuertemente la formación de cuatro enlaces covalentes, también se conocen otros esquemas de enlace exóticos. Los carboranos son derivados dodecaédricos altamente estables de la unidad [B ₁₂ H ₁₂ ], con un BH reemplazado por un CH. Así, el carbono está unido a cinco átomos de boro y un átomo de hidrógeno. El catión [(Ph ₃ PAu) ₆ C] contiene un carbono octaédrico unido a seis fragmentos de fosfina-oro. Este fenómeno se ha atribuido a la aurofilia de los ligandos de oro, que proporcionan una estabilización adicional de una especie que de otro modo sería lábil.En la naturaleza, el cofactor hierro-molibdeno (FeMoco) responsable de la fijación microbiana del nitrógeno también tiene un centro de carbono octaédrico (formalmente un carburo, C(-IV)) unido a seis átomos de hierro. En 2016, se confirmó que, de acuerdo con las predicciones teóricas anteriores, el hexametilbencenodication contiene un átomo de carbono con seis enlaces. Más específicamente, el dicación podría describirse estructuralmente mediante la formulación [MeC(η -C ₅ Me ₅)], lo que lo convierte en un "metaloceno orgánico" en el que un fragmento de MeC está unido a un fragmento η -C ₅ Me ₅ a través de los cinco de los carbonos del anillo.

Es importante señalar que en los casos anteriores, cada uno de los enlaces al carbono contiene menos de dos pares de electrones formales. Por lo tanto, el conteo formal de electrones de estas especies no excede un octeto. Esto los hace hipercoordinados pero no hipervalentes. Incluso en los casos de supuestas especies 10-C-5 (es decir, un carbono con cinco ligandos y un recuento de electrones formal de diez), como informaron Akiba y sus colaboradores, los cálculos de la estructura electrónica concluyen que la población de electrones alrededor del carbono sigue siendo menos de ocho, como es cierto para otros compuestos que presentan enlaces de tres centros de cuatro electrones.

Historia y etimología

El nombre inglés carbon proviene del latín carbo para carbón y carbón vegetal, de donde también proviene el francés charbon, que significa carbón vegetal. En alemán, holandés y danés, los nombres del carbono son Kohlenstoff, koolstof y kulstof respectivamente, y todos significan literalmente sustancia de carbón.

El carbono se descubrió en la prehistoria y las primeras civilizaciones humanas lo conocían en forma de hollín y carbón. Los diamantes se conocían probablemente ya en el año 2500 a. C. en China, mientras que el carbono en forma de carbón vegetal se fabricaba en la época romana con la misma química que hoy en día, calentando madera en una pirámide cubierta con arcilla para excluir el aire.

En 1722, René Antoine Ferchault de Réaumur demostró que el hierro se transformaba en acero mediante la absorción de alguna sustancia, ahora conocida como carbono. En 1772, Antoine Lavoisier demostró que los diamantes son una forma de carbono; cuando quemó muestras de carbón y diamante y descubrió que ninguno producía agua y que ambos liberaban la misma cantidad de dióxido de carbono por gramo. En 1779, Carl Wilhelm Scheele demostró que el grafito, que se había considerado como una forma de plomo, era idéntico al carbón pero con una pequeña mezcla de hierro, y que daba "ácido aéreo" (su nombre para el dióxido de carbono) cuando oxidado con ácido nítrico.En 1786, los científicos franceses Claude Louis Berthollet, Gaspard Monge y CA Vandermonde confirmaron que el grafito era principalmente carbono al oxidarlo en oxígeno de la misma manera que Lavoisier había hecho con el diamante. De nuevo quedó algo de hierro, que los científicos franceses pensaron que era necesario para la estructura del grafito. En su publicación propusieron el nombre carbone (latín carbonum) para el elemento del grafito que se desprendía como gas al quemarse el grafito. Antoine Lavoisier luego incluyó el carbono como un elemento en su libro de texto de 1789.

Un nuevo alótropo de carbono, el fullereno, que se descubrió en 1985 incluye formas nanoestructuradas como buckyballs y nanotubos. Sus descubridores, Robert Curl, Harold Kroto y Richard Smalley, recibieron el Premio Nobel de Química en 1996. El renovado interés resultante en nuevas formas condujo al descubrimiento de más alótropos exóticos, incluido el carbono vítreo, y a la comprensión de que el "carbono amorfo" es no estrictamente amorfa.

Producción

Grafito

Los depósitos naturales de grafito comercialmente viables se encuentran en muchas partes del mundo, pero las fuentes más importantes desde el punto de vista económico se encuentran en China, India, Brasil y Corea del Norte. Los depósitos de grafito son de origen metamórfico, se encuentran en asociación con cuarzo, mica y feldespatos en esquistos, gneises y areniscas y calizas metamorfoseadas como lentes o vetas, a veces de un metro o más de espesor. Los depósitos de grafito en Borrowdale, Cumberland, Inglaterra, al principio tenían el tamaño y la pureza suficientes para que, hasta el siglo XIX, los lápices se fabricaran simplemente cortando bloques de grafito natural en tiras antes de recubrir las tiras en madera. Hoy en día, los depósitos más pequeños de grafito se obtienen triturando la roca madre y haciendo flotar el grafito más ligero sobre el agua.

Hay tres tipos de grafito natural: amorfo, en escamas o en escamas cristalinas, y vetas o grumos. El grafito amorfo es el de menor calidad y el más abundante. Contrariamente a la ciencia, en la industria "amorfo" se refiere a un tamaño de cristal muy pequeño en lugar de una falta total de estructura cristalina. El amorfo se utiliza para productos de grafito de menor valor y es el grafito de menor precio. Grandes depósitos de grafito amorfo se encuentran en China, Europa, México y Estados Unidos. El grafito en escamas es menos común y de mayor calidad que el amorfo; ocurre como placas separadas que cristalizaron en roca metamórfica. El grafito en escamas puede costar cuatro veces el precio del amorfo. Los copos de buena calidad se pueden procesar en grafito expandible para muchos usos, como los retardantes de llama. Los principales yacimientos se encuentran en Austria, Brasil, Canadá, China, Alemania y Madagascar. El grafito en vetas o en trozos es el tipo de grafito natural más raro, valioso y de mayor calidad. Ocurre en vetas a lo largo de contactos intrusivos en terrones sólidos, y solo se extrae comercialmente en Sri Lanka.

Según el USGS, la producción mundial de grafito natural fue de 1,1 millones de toneladas en 2010, a la que China aportó 800.000 t, India 130.000 t, Brasil 76.000 t, Corea del Norte 30.000 t y Canadá 25.000 t. No se informó de la extracción de grafito natural en los Estados Unidos, pero en 2009 se produjeron 118 000 t de grafito sintético con un valor estimado de 998 millones de dólares.

Diamante

La cadena de suministro de diamantes está controlada por un número limitado de empresas poderosas y también está muy concentrada en una pequeña cantidad de ubicaciones en todo el mundo (ver figura).

Solo una fracción muy pequeña del mineral de diamante consiste en diamantes reales. El mineral se tritura, durante el cual se debe tener cuidado para evitar que los diamantes más grandes se destruyan en este proceso y, posteriormente, las partículas se clasifican por densidad. Hoy en día, los diamantes se ubican en la fracción de densidad rica en diamantes con la ayuda de la fluorescencia de rayos X, después de lo cual los pasos finales de clasificación se realizan a mano. Antes de que se generalizara el uso de rayos X, la separación se realizaba con cintas engrasadoras; los diamantes tienen una mayor tendencia a adherirse a la grasa que los demás minerales del mineral.

Históricamente, se sabía que los diamantes solo se encontraban en depósitos aluviales en el sur de la India. India lideró el mundo en la producción de diamantes desde el momento de su descubrimiento aproximadamente en el siglo IX a. C. hasta mediados del siglo XVIII d. C., pero el potencial comercial de estas fuentes se había agotado a fines del siglo XVIII y en ese momento India fue eclipsada por Brasil, donde se encontraron los primeros diamantes no indios en 1725.

La producción de diamantes de depósitos primarios (kimberlitas y lamproitas) solo comenzó en la década de 1870 después del descubrimiento de los campos de diamantes en Sudáfrica. La producción ha aumentado con el tiempo y ahora se ha extraído un total acumulado de 4.500 millones de quilates desde esa fecha. Alrededor del 20% de esa cantidad se ha extraído solo en los últimos 5 años, y durante los últimos diez años, 9 nuevas minas han comenzado a producir mientras que 4 más esperan ser abiertas pronto. La mayoría de estas minas están ubicadas en Canadá, Zimbabue, Angola y una en Rusia.

En los Estados Unidos, se han encontrado diamantes en Arkansas, Colorado y Montana. En 2004, un sorprendente descubrimiento de un diamante microscópico en los Estados Unidos condujo al muestreo masivo de tuberías de kimberlita en enero de 2008 en una parte remota de Montana.

Hoy en día, la mayoría de los depósitos de diamantes comercialmente viables se encuentran en Rusia, Botswana, Australia y la República Democrática del Congo. En 2005, Rusia produjo casi una quinta parte de la producción mundial de diamantes, informa el Servicio Geológico Británico. Australia tiene la tubería diamantífera más rica con una producción que alcanzó niveles máximos de 42 toneladas métricas (41 toneladas largas; 46 toneladas cortas) por año en la década de 1990. También hay depósitos comerciales que se están explotando activamente en los Territorios del Noroeste de Canadá, Siberia (principalmente en el territorio de Yakutia; por ejemplo, la tubería Mir y la tubería Udachnaya), Brasil y en el norte y oeste de Australia.

Aplicaciones

El carbono es esencial para todos los sistemas vivos conocidos, y sin él la vida tal como la conocemos no podría existir (ver bioquímica alternativa). El principal uso económico del carbono, aparte de los alimentos y la madera, es en forma de hidrocarburos, sobre todo el gas metano como combustible fósil y el petróleo crudo (petróleo). El petróleo crudo es destilado en refinerías por la industria petroquímica para producir gasolina, queroseno y otros productos. La celulosa es un polímero natural que contiene carbono producido por las plantas en forma de madera, algodón, lino y cáñamo. La celulosa se utiliza principalmente para mantener la estructura de las plantas. Los polímeros de carbono de origen animal comercialmente valiosos incluyen lana, cachemira y seda. Los plásticos están hechos de polímeros de carbono sintéticos, a menudo con átomos de oxígeno y nitrógeno incluidos a intervalos regulares en la cadena polimérica principal.

Los usos del carbono y sus compuestos son muy variados. Puede formar aleaciones con hierro, de las cuales la más común es el acero al carbono. El grafito se combina con arcillas para formar la 'mina' que se usa en los lápices que se usan para escribir y dibujar. También se utiliza como lubricante y pigmento, como material de moldeo en la fabricación de vidrio, en electrodos para baterías secas y en galvanoplastia y electroformado, en escobillas para motores eléctricos y como moderador de neutrones en reactores nucleares.

El carbón vegetal se utiliza como material de dibujo en obras de arte, barbacoas, fundición de hierro y en muchas otras aplicaciones. La madera, el carbón y el petróleo se utilizan como combustible para la producción de energía y calefacción. El diamante de calidad gema se usa en joyería, y los diamantes industriales se usan en herramientas de perforación, corte y pulido para mecanizar metales y piedra. Los plásticos están hechos de hidrocarburos fósiles, y la fibra de carbono, hecha por pirólisis de fibras sintéticas de poliéster, se usa para reforzar los plásticos y formar materiales compuestos ligeros y avanzados.

La fibra de carbono se fabrica por pirólisis de filamentos extruidos y estirados de poliacrilonitrilo (PAN) y otras sustancias orgánicas. La estructura cristalográfica y las propiedades mecánicas de la fibra dependen del tipo de material de partida y del procesamiento posterior. Las fibras de carbono hechas de PAN tienen una estructura que se asemeja a filamentos estrechos de grafito, pero el procesamiento térmico puede reordenar la estructura en una hoja enrollada continua. El resultado son fibras con mayor resistencia a la tracción específica que el acero.

El negro de humo se utiliza como pigmento negro en la tinta de impresión, la pintura al óleo y las acuarelas de los artistas, el papel carbón, los acabados de automóviles, la tinta china y el tóner de las impresoras láser. El negro de humo también se utiliza como relleno en productos de caucho como neumáticos y en compuestos plásticos. El carbón activado se utiliza como absorbente y adsorbente en material filtrante en aplicaciones tan diversas como máscaras de gas, purificación de agua y campanas extractoras de cocina, y en medicina para absorber toxinas, venenos o gases del sistema digestivo. El carbono se utiliza en la reducción química a altas temperaturas. El coque se utiliza para reducir el mineral de hierro a hierro (fundición). El endurecimiento superficial del acero se logra calentando los componentes de acero acabados en polvo de carbono. Los carburos de silicio, tungsteno, boro y titanio se encuentran entre los materiales más duros conocidos, y se utilizan como abrasivos en herramientas de corte y rectificado. Los compuestos de carbono constituyen la mayoría de los materiales utilizados en la ropa, como los textiles naturales y sintéticos y el cuero, y casi todas las superficies interiores del entorno construido, además del vidrio, la piedra y el metal.

Diamantes

La industria del diamante se divide en dos categorías: una que trata con diamantes de grado gema y la otra, con diamantes de grado industrial. Si bien existe un gran comercio de ambos tipos de diamantes, los dos mercados funcionan de manera radicalmente diferente.

A diferencia de los metales preciosos como el oro o el platino, las gemas de diamantes no se comercializan como una mercancía: existe un margen sustancial en la venta de diamantes y no existe un mercado muy activo para la reventa de diamantes.

Los diamantes industriales se valoran principalmente por su dureza y conductividad térmica, siendo irrelevantes las cualidades gemológicas de claridad y color. Alrededor del 80% de los diamantes extraídos (equivale a unos 100 millones de quilates o 20 toneladas anuales) no son aptos para su uso, ya que las piedras preciosas están relegadas para uso industrial (conocido como bort). los diamantes sintéticos, inventados en la década de 1950, encontraron aplicaciones industriales casi inmediatas; Anualmente se producen 3 mil millones de quilates (600 toneladas) de diamantes sintéticos.

El uso industrial dominante del diamante es el corte, la perforación, el esmerilado y el pulido. La mayoría de estas aplicaciones no requieren diamantes grandes; de hecho, la mayoría de los diamantes con calidad de gema, excepto por su pequeño tamaño, se pueden utilizar industrialmente. Los diamantes se incrustan en las puntas de los taladros o en las hojas de las sierras, o se muelen hasta convertirlos en polvo para su uso en aplicaciones de esmerilado y pulido. Las aplicaciones especializadas incluyen el uso en laboratorios como contención para experimentos de alta presión (ver celda de yunque de diamante), rodamientos de alto rendimiento y uso limitado en ventanas especializadas.Con los continuos avances en la producción de diamantes sintéticos, se están volviendo factibles nuevas aplicaciones. Está generando mucho interés el posible uso del diamante como semiconductor adecuado para microchips y, debido a su excepcional propiedad de conducción del calor, como disipador de calor en la electrónica.

Precauciones

El carbón puro tiene una toxicidad extremadamente baja para los humanos y se puede manejar de manera segura en forma de grafito o carbón. Es resistente a la disolución o al ataque químico, incluso en los contenidos ácidos del tracto digestivo. En consecuencia, una vez que ingresa a los tejidos del cuerpo, es probable que permanezca allí indefinidamente. El negro de carbón fue probablemente uno de los primeros pigmentos que se usaron para tatuar, y se descubrió que Ötzi the Iceman tenía tatuajes de carbón que sobrevivieron durante su vida y 5200 años después de su muerte.La inhalación de polvo de carbón u hollín (negro de carbón) en grandes cantidades puede ser peligrosa, ya que irrita los tejidos pulmonares y causa la enfermedad pulmonar congestiva, la neumoconiosis de los trabajadores del carbón. El polvo de diamante utilizado como abrasivo puede ser dañino si se ingiere o inhala. Las micropartículas de carbono se producen en los gases de escape de los motores diésel y pueden acumularse en los pulmones. En estos ejemplos, el daño puede provenir de contaminantes (p. ej., productos químicos orgánicos, metales pesados) en lugar del carbono mismo.

El carbono generalmente tiene baja toxicidad para la vida en la Tierra; pero las nanopartículas de carbono son mortales para Drosophila.

El carbón puede arder vigorosamente y brillantemente en presencia de aire a altas temperaturas. Grandes acumulaciones de carbón, que han permanecido inertes durante cientos de millones de años en ausencia de oxígeno, pueden entrar en combustión espontánea cuando se exponen al aire en vertederos de desechos de minas de carbón, bodegas de carga de barcos y depósitos de carbón, y vertederos de almacenamiento.

En aplicaciones nucleares en las que se utiliza grafito como moderador de neutrones, puede producirse una acumulación de energía de Wigner seguida de una liberación repentina y espontánea. El recocido a por lo menos 250 °C puede liberar la energía de forma segura, aunque en el incendio de Windscale el procedimiento salió mal, provocando la combustión de otros materiales del reactor.

La gran variedad de compuestos de carbono incluye venenos tan letales como la tetrodotoxina, la lectina ricina de las semillas de la planta de aceite de ricino Ricinus communis, el cianuro (CN) y el monóxido de carbono; y elementos esenciales para la vida como la glucosa y las proteínas.