Carbono. Estudio General. CIENCIA

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Ciencia

El c. es un elemento químico que se encuentra en la Naturaleza tanto en forma de combinaciones químicas como en estado elemental. La caliza, los petróleos, el gas natural y toda la materia viva, animal y vegetal, están constituidos por moléculas carbonadas más o menos complejas. En estado elemental, el c. se encuentra en la Naturaleza formando parte de los carbones (v.). En los carbones, junto al c., aparecen algunas sustancias volátiles y materia orgánica, además de impurezas de tipo inorgánico. Químicamente, el c. (de número atómico Z=6) se incluye entre los elementos del grupo IV B de la clasificación periódica conocida como "Tabla Periódica Larga" (v. ELEMENTOS QUÍMICOS I).

El c. es un elemento de carácter fundamentalmente no metálico (electronegatividad igual a 2,5 unidades de la escala de Pauling) que, en estado elemental, presenta dos formas monotrópicas cristalizadas, una estable y otra metastable. La variedad metastable es el diamante. El grafito constituye la forma monotrópica estable del c., en condiciones normales. El diamante, debido a su belleza, dureza y escasez, es muy apreciado en joyería, donde se utiliza como piedra preciosa. En la industria también es apreciado por su elevada dureza. El grafito, de estructura laminar, se ha utilizado ampliamente como lubricante y en la fabricación de lápices. Actualmente se consumen grandes cantidades de grafito ultrapuro, utilizándolo como moderador de los neutrones, en cierto tipo de reactores nucleares. Las diferencias existentes, tanto entre la estructura como entre las propiedades físicas del diamante y grafito, pueden explicarse en forma satisfactoria si se tiene en cuenta la teoría de Pauling sobre la hibridación de orbitales atómicos.

El átomo de c. (Z=6) presenta en un estado fundamental una configuración electrónica que responde a la fórmula

I S2 2s2 2p2.

Es decir, en la capa de valencia (capa L) el átomo de c. posee cuatro electrones, de los cuales dos están llenando el orbital s y los otros dos están ocupando un orbital p cada uno. En la fig. 1 se ha representado el estado electrónico fundamental de la capa L de un átomo de c.; uno de los orbitales p (concretamente el 2py de la fig. 1) permanece vacío. Si se tiene en cuenta que, de acuerdo con el Principio de Hund, o "de la máxima multiplicidad", la máxima estabilidad de un nivel energético o capa se alcanza cuando todos los orbitales que lo constituyen están completamente llenos (dos electrones en cada orbital), cuando están totalmente vacíos o cuando están semillenos (un electrón en cada uno de los orbitales), se comprende qúe se alcance con gran facilidad un estado excitado en el que los electrones de la capa de valencia estén distribuidos en la forma que indica la expresión

2s’ 2px1 2p,,’ 2p,1.

A partir de este estado excitado pueden originarse tres tipos de orbitales híbridos que se designan como sp3, sp2 y sp, respectivamente.

Por combinación lineal del orbital 2s y de los tres orbitales 2px, 2py y 2pZ se forman cuatro orbitales híbridos sp3. Un esquema de la génesis de estos orbitales híbridos aparece indicado en la fig. 2. En la misma figura aparece indicada la orientación espacial de los orbitales híbridos sp3, los cuales se encuentran dirigidos hacia los vértices de un tetraedro. Cada uno de los cuatro orbitales híbridos sp3 contiene uno dé los electrones correspondientes a la capa de valencia del c. elemental.

La unión de dos orbitales híbridos sp3 correspondientes a dos átomos de c. distintos da lugar a la formación de un orbital molecular que es compartido por los dos electrones. Este orbital molecular constituye un enlace covalente que se conoce como enlace sigma (a) c. c. Cada uno de los otros tres orbitales híbridos sp3 de un mismo átomo de c. puede unirse a otro átomo de c. diferente, dando lugar a una estructura tridimensional del tipo de la que aparece en la fig. 3. Ésta es la estructura que corresponde a la variedad metastable del c., es decir, al diamante.

Los orbitales híbridos sp2 se producen como consecuencia de la combinación lineal del orbital 2s con dos de los orbitales 2p. En la fig. 4 aparece, en forma esquemática, la formación de los orbitales híbridos sp2 por combinación lineal del 2s con 2px y el. 2p,. Con el fin de conseguir una mayor claridad, en la fig. 4 no se ha representado el orbital 2pZ, que estaría situado perpendicularmente al plano del papel. Al unirse dos átomos de c. que presentan hibridación sp2, se producirán dos tipos de enlace c. c. Uno de ellos será un enlace sigma (o-), formado mediante los orbitales híbridos sp2; el otro es un enlace pi (7T), que se forma por interpenetración de los dos orbitales 2pZ que no intervinieron en la hibridación (fig. 5).

Dado que los orbitales híbridos spz forman entre sí ángulos de 1200, los átomos de c. con este tipo de hibridación pueden unirse en la forma que aparece indicada en la fig. 6, para dar lugar a la aparición de anillos hexagonales. Al progresar las uniones se forma una estructura plana ilimitada constituida por anillos hexagonales, en cuyos vértices se encuentran átomos de c. Perpendicularmente a este plano se encuentran los orbitales p (uno por cada átomo de c.) que no han intervenido en la hibridación. Por interpenetración lateral de estos orbitales p se forma, por encima del plano que contiene los átomos de c. y también por debajo de él, una "nube electrónica" dentro de la cual, y paralelamente al plano, pueden desplazarse los electrones. Cada una de las estructuras planas que así resulta constituye una gran macromolécula (fig. 7). Las uniones entre las distintas capas planas, tienen lugar mediante fuerzas de van der Waals y, por consiguiente, serán relativamente débiles. Ésta es la estructura que presenta el grafito, que, como ya se ha dicho, es la forma monotrópica estable del c.

La hibridación sp de los átomos de c. se presenta en los hidrocarburz)s de la serie etínica o acetilénica, pero no se conoce ninguna forma alotrópica del c. elemental en la que las uniones c.-c. tengan lugar a través de enlaces en los que intervengan orbitales híbridos sp (v. xiDROCARBUROS l).

Diamante. El diamante es una variedad de c. que se presenta. en la Naturaleza en forma de cristales transparentes pertenecientes al Sistema Regular. En ocasiones, el diamante aparece como una masa amorfa en la que no se aprecia su forma cristalina.

Aun cuando en la Antigüedad los diamantes provenían de la India, actualmente los principales yacimientos diamantíferos se encuentran localizados en el Congo, Costa del Oro, África del Sur y África Oriental del Sur.

Por la propia naturaleza del enlace c. c. que se forma mediante orbitales híbridos sp’, el diamante no conduce la electricidad y posee una extraordinaria dureza, hasta el extremo de ser la más dura de las sustancias naturales conocidas. Por igual razón, es quebradizo.

Cuando están exentos de impurezas, los diamantes son incoloros; sin embargo, la presencia de pequeñísimas cantidades de éstas puede dar lugar a que aparezcan suavemente coloreados de amarillo, rojo pardo, verde, azul, violeta o negro, según la naturaleza de la sustancia impurificante.

Los diamantes negros, o diamantes carbonados, son los menos valiosos, por no ser utilizables en joyería; no obstante, encuentran aplicaciones industriales de interés. A este mismo fin se destinan los diamantes incoloros o coloreados de muy pequeño tamaño. La industria absorbe aproximadamente el 80% de la producción mundial de diamantes. Son muy apreciados en joyería, siempre que reúnan unas ciertas condiciones de calidad y tamaño. Cuando se les destina a este fin, los diamantes naturales son tallados convenientemente, a fin de obtener una serie de caras o facetas que den lugar a una reflexión y a una refracción máxima de la luz incidente. El diamante así tallado recibe el nombre de brillante (fig. 8). El pulimento utilizado en el tallado de los diamantes es precisamente polvo de diamante muy fino. El diamante es el abrasivo más fino de todos los conocidos. Los diamantes de menor calidad e tamaño se utilizan en la fabricación de las puntas de las cabezas de tocadiscos, en puntas de máquinas de cortar aceros, piedras y vidrios, lo que es posible gracias a su gran dureza (10 unidades de la escala de Mohs).

Al calentar el diamante en ausencia de aire, a temperatura superior a 1.500°, se transforma en grafito, que, como se ha dicho anteriormente, es la forma estable del c. El proceso de transformación de diamante en grafito tiene lugar con desprendimiento de energía, según la reacción:

C(diamante) --~i C(g,a.fito)+0,2 Kcal.

También es posible efectuar la transformación anterior en sentido contrario, es decir, transformar el grafito en diamante. Sin embargo, hemos de señalar que no se logra una total transformación, por lo que los diamantes resultantes son de mala calidad y no resultan utilizables en joyería, aunque sí encuentran aplicaciones industriales.

En el grafito, la distancia éntre dos átomos de c. contiguos es de 1,42 .~ (1 Á=10-8 cm.) y entre dos planos consecutivos es de 3,40 Á (fig.7). En el diamante (fig. 3) la distancia c. c. es de 1,54 A. A la vista de estos datos se comprende fácilmente que la transformación del grafito en diamante debe venir favorecida por la acción de presiones muy elevadas.

Moissan (v.) obtuvo, en 1893, diamantes artificiales a partir de grafito. Para ello disolvió, hasta saturación, c. en hierro fundido. Al enfriar rápidamente el sistema, vertiendo la twsa fundida en agua, se formaron en el seno de la masa férrea pequeños diamantes cuyo diámetro era inferior a 0,5 mm. Disolviendo el hierro con un ácido no oxidante, quedan libres los diamantes. Un procedimiento moderno, más eficaz que el anterior, consiste en someter a presiones superiores a 100.000 atm. grafito calentado por encima de los 2.800°. Este método fue propuesto por la General Electric Company, en 1954. No obstante, los diamantes obtenidos por este procedimiento son, al igual que cuando se sigue el método de Moissan, de muy pequeño tamaño.

En cuanto a sus propiedades químicas, el diamante es inerte frente a las bases y frente a los ácidos no oxidantes. Por acción del oxígeno a temperatura elevada y por la de los oxidantes enérgicos, el diamante se transforma total o parcialmente en dióxido de carbono (C02).

Grafito. El grafito es la variedad estable del c. En estado natural el grafito aparece como una masa gris, opaca y untuosa al tacto. Presenta brillo metálico y es buen conductor del calor y de la electricidad. A diferencia del diamante, el grafito es muy blando, como corresponde a su estructura cristalina (fig. 7). Como se observa en dicha figura, los átomos de c. pertenecientes a un mismo plano están unidos entre sí mediante enlaces covalentes cuya energía es relativamente grande. En consecuencia, la dureza del grafito en la superficie de sus láminas cristalinas será relativamente grande, pues el rayarlo implica rotura de enlaces c. c.

Las uniones de los planos constituidos por átomos de c. se verifican mediante fuerzas de van der Waals y, en consecuencia, la energía necesaria para la separación de los planos es muy pequeña. Por ello, la dureza del grafito, en lo que respecta a la separación de sus láminas cristalinas, es muy baja, hasta el extremo de presentar exfoliación paralelamente a ellas. Esta exfoliación se produce tan fácilmente que explica el que el grafito sea untuoso al tacto.

La diferencia existente entre las energías de los dos tipos de enlaces que se presentan en el grafito hace que éste presente diferente comportamiento frente a una acción externa, dependiendo de la dirección en que esa acción actúe. Es decir, el grafito es una sustancia anisótropa, a diferencia del diamante que es isótropa.

Como se ha indicado anteriormente, cada uno de los planos indefinidos que contiene los átomos de c. unidos mediante enlaces sigma (a) está situado entre dos capas electrónicas paralelas, las cuales se han formado por interpenetración lateral de los orbitales p. del c. que no intervinieron en la hibridación. Dentro de cada una de estas capas, los electrones gozan de una gran movilidad en las dos direcciones que definen el plano. Como consecuencia de ello, el grafito es conductor de la electricidad en todas las direcciones paralelas a sus láminas cristalinas. El hecho de que el grafito sea conductor de la electricidad, unido a que se vaporice muy difícilmente (sólo lo hace por encima de los 3.500°), permite utilizarlo en la fabricación de electrodos y de crisoles, y en galvanoplastia.

Por la facilidad con que se produce la exfoliación en el grafito, éste se utiliza como lubrificante. A este objeto se suele emplear finamente pulverizado, bien puro, o bien en suspensiones en agua o aceite. Esta misma propiedad lo hace utilizable en la fabricación de minas de lápices, las cuales están constituidas por una mezcla de grafito pulverizado y de arcilla.

Debido a su estructura laminar y a lo débil de las uniones entre planos, el grafito es más reactivo que el diamante. Con el oxígeno puro o bien. con el aire arde con relativa facilidad, inflamándose a una temperatura de unos 7000C. Como producto de la combustión se obtiene anhídrido carbónico, pero en el caso en que la proporción de oxígeno sea baja se forma también monóxido de carbono en proporciones variables. En ausencia de oxígeno, el grafito resiste muy bien la acción del calor. Asimismo, resiste la acción de las bases y de los ácidos no oxidantes, pero reacciona muy fácilmente con los ácidos oxidantes para dar lugar a la formación de compuestos interlaminares que contienen oxígeno e hidrógeno. La composición ideal límite podría responder a la fórmula C20. Este compuesto interlaminar recibe el nombre de óxido o ácido grafítico. El tratamiento del grafito con flúor, a una temperatura de unos 500°, da lugar a la formación de un compuesto interlaminar que responde a la fórmula (CF)n.

En la actualidad se emplean grandes cantidades de grafito ultrapuro como moderador de los neutrones en reactores nucleares (v.). Ello ha traído consigo la necesidad de disponer de grandes cantidades de grafito de pureza adecuada. Dado que los yacimientos naturales de este elemento no han podido hacer frente a la demanda de grafito, se ha recurrido a su obtención, tanto a partir de carbones minerales desgasificados (coque), como de coque de petróleo. En los últimos años se vienen obteniendo grandes cantidades de grafito puro mediante pirólisis de hidrocarburos y de hidratos de carbono de pureza adecuada. Estos métodos de obtención se basan en el hecho de que las combinaciones carbonadas sometidas a temperaturas muy elevadas dan lugar a la separación de c. elemental.

El método de Acheson consiste, en esencia, en someter a elevadas temperaturas, en un horno eléctrico una mezcla de coque y silicio. En las partes menos. calientes del horno (a unos 2.000° C) se produce una reacción entre el c. y el silicio, para dar lugar a la formación de carburo de silicio, el cual, al pasar a otras zonas del horno de temperatura más elevada (superior a los 2.500°), se descompone, liberando el silicio y c. en forma de grafito. El silicio, al liberarse, lo hace en estado gaseoso, condensándose de nuevo en las zonas menos calientes. Allí se encuentra con el coque, con el que reacciona de nuevo para dar lugar a la formación de nuevas cantidades de carburo de silicio.

En este método no suele utilizarse silicio elemental, sino en forma de Si02 La reacción de iniciación es, pues,

Si02+3C = CSi+2CO-129 Kcal/mol

El silicio se comporta, en cierto modo, como catalizador de la reacción de transformación del carbón de coque en grafito.

Como consecuencia de la alta temperatura a que se realiza este proceso, el c. elemental producido al descomponerse el CSi da lugar a la formación de cristales de grafito. También es posible que los microcristales de grafito existentes en el coque se orienten, por efecto de la elevada temperatura, dando lugar a un crecimiento de estos microcristales. El resultado es la obtención de grafito cristalizado en el sistema hexagonal.

De todas formas, cabe señalar que el grafito artificial presenta ciertas diferencias, en cuanto a cristalinidad y comportamiento químico se refiere, con el grafito mineralógico. No obstante, aquél sustituye satisfactoriamente a éste en los reactores nucleares y en muchas otras aplicaciones técnicas.

Los yacimientos más importantes de grafito se encuentran en Corea, Alemania, México, Checoslovaquia, Ceilán, Madagascar, Estados Unidos de América del Norte y Siberia oriental.

V. t.: COMPUESTOS QUÍMICOS 11; ENLACES QUÍMICOS.

J. LÓPEZ GONZÁLEZ.

BIBL.: E. WIBERG, Química Inorgánica Moderna, Barcelona 1951; J. A. BABOR y 1. IBARZ, Química General Moderna, Barcelona 1958; G. L. DE LEE y H.’ O. VAN ORDE, Química General, México 1968; W. L. MASTERTON y E. J. SLOWINSKI, ,Química Principles of Chemistry, Nueva York 1965; 1. W. MELLER, General Superior, México 1968; P. ANDER y A. J. SONNESSA, A Comprehensive Treatise on Inorganic and Theoretical Chemistry, V, Londres 1946.