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Carbono
Elemento químico de símbolo C, número atómico seis, masa atómica de 12.011 uma y
configuración electrónica en estado fundamental 1s2 2s2 2p2 (Fitzer et al., 1995). Es el
sexto elemento más abundante en la naturaleza y existe mayoritariamente en forma de
isótopo
12C
(98.89 %); además se encuentra en pequeñas concentraciones como
13C
(1.01 – 1.14 %) y como 14C presente en la atmósfera (1.2 x 10-10 %) que además de ser
radiactivo, tiene una vida media de 5.7 x 103 años (Cotton y Wilkinson, 2005).
En estado elemental, el átomo de carbono presenta dos electrones sin enlazar. En esta
configuración sólo tiene la posibilidad de formar dos enlaces y debido a que la
formación de enlaces nuevos libera energía el átomo de carbono tiende a formar
estados excitados transfiriendo un electrón del orbital 2s hacia el orbital 2p
desocupado. Consecuentemente cuatro electrones se encuentran sin enlazar y por lo
tanto disponibles para la formación de enlaces. En otras palabras, un átomo de carbono
aislado,
tiene
cuatro
orbitales
de
valencia:
tres
orbitales
p
dispuestos
perpendicularmente entre sí y un orbital esférico s; tal como se ejemplifica en la Figura
1.
Figura 1 – Orbitales atómicos del carbono. Meislich et al., 2001.
Entonces, la configuración electrónica del carbono en estado elemental puede
representarse de la siguiente manera:
1s2 2s2 2px1 2py1 2pz
Como resultado de una excitación energética externa, uno de los electrones del orbital
2s salta al orbital 2pz obteniéndose un estado excitado del átomo de carbono que
puede escribirse de la siguiente forma:
1s2 2s1 2px1 2py1 2pz1
Para equilibrar la carga energética del estado excitado, el átomo de carbono tiene la
capacidad de modificar sus orbitales atómicos formando orbitales híbridos (o
modificados) que resultan de la combinación entre el electrón del nuevo orbital 2s del
estado excitado y los diferentes electrones que se encuentran en los orbitales 2p. Por lo
tanto, las diferentes modificaciones que adoptan los orbitales del átomo de carbono,
dan lugar a los diferentes estados de hibridación que se representan en la Figura 2 y se
describen a continuación (Wade, 2004):
•
Por combinación del orbital 2s del estado excitado con uno de los tres orbitales
2p, se forman dos nuevos orbitales híbridos equivalentes llamados orbitales sp
que presentan una disposición espacial lineal con un ángulo de 180º, de modo
que los electrones se disponen lo mas separados que sea posible. Los dos
orbitales 2p restantes, no presentan ninguna perturbación.
•
Si el orbital 2s del estado excitado se combina con dos orbitales 2p, se forman
tres nuevos orbitales híbridos idénticos que reciben el nombre de orbitales sp2;
éstos adoptan una disposición geométrica triangular con un ángulo entre ellos
de 120º. El electrón que permanece en el orbital 2p restante, se coloca
perpendicularmente al plano formado por los orbitales sp2.
•
Cuando el orbital 2s del estado excitado se combina con los tres orbitales 2p,
forma cuatro orbitales atómicos híbridos que se orientan en el espacio en una
geometría tetraédrica y un ángulo de 109.5 º. Cada uno de los cuatro nuevos
orbitales, recibe el nombre de orbital sp3.
Figura 2 – Orbitales híbridos del carbono. Wade, 2004.
Es bien conocido que el átomo de carbono en sus diferentes estados de hibridación
tiende a formar enlaces covalentes junto a otros átomos de carbono u otros elementos.
En el carbono los enlaces son de carácter covalente y pueden ser del tipo σ (sencillo) o π
(múltiple). Un enlace del tipo σ es la interacción frontal formada por la unión de dos
orbitales atómicos, mientras que un enlace del tipo π resulta de la interacción lateral
entre dos orbitales p.
Un átomo de carbono con hibridación sp3 tiene la capacidad de formar cuatro enlaces
del tipo σ con una longitud de enlace C–C de 153 pm. Los átomos de carbono con
hibridación del tipo sp2 tienden a formar enlaces dobles que resultan de la combinación
de un enlace σ y un enlace π que es el resultado de la interacción entre los electrones
del orbital 2p sin enlazar que tiene el carbono en esta configuración. La fuerza que
mantiene unidos a los electrones que forman el enlace π es más débil en comparación a
la que presenta el enlace σ, no obstante la combinación de la interacción (π + σ)
incrementa la fuerza del enlace por lo que su longitud se reduce a 134 pm. Finalmente,
los átomos de carbono con hibridación del tipo sp forman enlaces triples como
resultado de la superposición de dos enlaces π (provenientes de los dos orbitales 2p sin
hibridar) sobre un enlace σ. La nueva configuración de enlace (2π +σ) es todavía más
fuerte por lo que la distancia de enlace es aún menor y disminuye hasta 120 pm
(Wade, 2004).
Formas alotrópicas del carbono
La capacidad que tiene el carbono para formar estados de hibridación a partir de la
combinación de sus orbitales atómicos permite la existencia de formas alotrópicas. En
la literatura se recogen diversos alótropos para el carbono elemental de los cuales el
diamante cúbico y el grafito, hexagonal y romboédrico, son los más conocidos. Sin
embargo, otras configuraciones atómicas para el carbono han sido descubiertas y por lo
tanto propuestas como alótropos del mismo, tal es el caso de los minerales Lonsdaleita
(diamante hexagonal) y Chaoita (carbono blanco). En las últimas décadas se ha
encontrado evidencia de ciertas formas de carbono lineal tipo acetileno, también
conocidas como carbino (Heimman et al., 1997).
a) Carbino
La naturaleza de una cadena lineal formada por átomos de carbono con hibridación del
tipo sp ha sido motivo de controversia desde su descubrimiento realizado por un
grupo de científicos Rusos en la década de 1960, quienes le denominaron carbino
(Heimman et al., 1997). Una de las primeras razones de dicha polémica recae en el
nombre, pues carbino de acuerdo con la IUPAC es el nombre asignado a un radical
organometálico (IUPAC, 1995). La estructura de este tipo de cadenas ha sido descrita
por muchos autores, siendo la más aceptada aquella que sugiere que estas estructuras
lineales se encuentran formadas aparentemente por átomos de carbono, de modo que
los enlaces π se hallan dispuestos en dos posibles configuraciones (Luo y Windl, 2009):
• Poliino. Repetición alternada de enlaces sencillos y triples (α–carbino) con Z =
r
144, a 0 = 0.894 nm, c0 = 1.536 nm, αp = 60º.
r
• Policumuleno. Repetición simple de dobles enlaces (β–carbino) con Z = 72, a 0 =
0.824 nm, c0 = 0.768 nm, αc = 30º.
A partir de la disposición de los átomos de carbono en los carbinos, considerados como
cadenas cristalográficas de C–C, se propone el modelo que se muestra en la Figura 3
donde la longitud del eje c0 es función del número de átomos de carbono de la cadena.
Sin embargo, para lograr describir al carbino como una estructura cristalina periódica,
fue necesario introducir el plegamiento de la cadena en una celda unidad, justificando
de esta manera los diferentes valores para c0.
Figura 3 – Representación del modelo de carbino plegado. Luo y Windl, 2009.
b) Grafito
En el grafito, los átomos de carbono presentan una hibridación sp2 formando tres
enlaces covalentes (sp2 – sp2) con tres vecinos, dando lugar a un sistema de anillos de
seis miembros condensados que forman láminas planas paralelas. En función de su
empaquetamiento, desde el punto de vista cristalográfico, el grafito puede clasificarse
en dos tipos estructurales (Figura 4):
• El apilamiento de las láminas en la secuencia ABAB… da lugar al grafito
r
r
hexagonal ó α–grafito. Grupo espacial P63/mmc, Z = 4, a = 0.2462 nm y c =
0.6708 nm. Esta forma de grafito es termodinámicamente estable por debajo de
2600 K y 6 GPa.
• El arreglo de las láminas en la forma ABCABC… conduce al grafito romboédrico
r
ó β–grafito. Grupo espacial R-3m, Z = 2, a = 0.2635 nm, α = 39.49 º. Esta forma
alotrópica del grafito es termodinámicamente inestable.
B
B
A
A
C
B
B
A
A
Hexagonal
Romboédrico
Figura 4 – Representación estructural de las formas alotrópicas del grafito. Geenwood
y Earnshaw, 1984.
En ambos casos, la red está formada por capas muy estables que se encuentra unidas
muy débilmente, lo que origina una gran anisotropía en las propiedades. Por ejemplo,
en el caso de la conductividad eléctrica, debido a la existencia de una banda de energía
parcialmente ocupada por los electrones deslocalizados de los orbitales pz de cada
carbono, los electrones pueden desplazarse dentro de cada lámina pero no de una
lámina a otra, lo que le confiere una alta conductividad (Harris, 1999). Este mismo
efecto sucede con la capacidad calorífica y la dureza. La distancia entre las laminas de
carbono que forman al grafito es elevada (0.3354 nm), valor que corresponde al doble
del radio de van der Waals del átomo de carbono, por lo que adquiere también
propiedades como material lubricante y aceptor de especies entre sus capas, de modo
que tiende a formar compuestos de intercalación modificando de esta manera sus
propiedades (Raymer-Canham y Overton 2003).
c) Diamante
La disposición tetraédrica de los átomos de carbono con hibridación sp3 genera la
estructura tridimensional que da lugar al diamante. En éste, cada átomo de carbono
está rodeado por cuatro átomos vecinos a la misma distancia (0.1544 nm). De acuerdo
al empaquetamiento de los átomos de carbono, pueden distinguirse dos tipos
estructurales (Figura 5):
• Diamante cúbico: en éste, las capas de los átomos de carbono adoptan una
r
disposición ABCABC… Grupo espacial Fd 3 m, Z = 8, a = 0.3567 nm.
• Diamante hexagonal (mineral Lonsdaleita). El arreglo de las láminas en la forma
ABAB… pertenece al sistema cristalográfico hexagonal. Grupo espacial P63mmc,
r
r
Z = 4, a = 0.252 nm, c = 0.412 nm.
Cúbico
Hexagonal
Figura 5 – Representación estructural de las formas alotrópicas del diamante.
Geenwood y Earnshaw, 1984.
Si bien la dureza del diamante cúbico es su rasgo más característico, teóricamente el
diamante hexagonal lo es mucho más (Pan et al., 2009). Por otra parte, la presencia de
impurezas (principalmente nitrógeno o boro) dentro de las estructuras induce cambios
en las propiedades eléctricas y térmicas que resultan de gran importancia para sus
aplicaciones industriales. Por ejemplo, la presencia de nitrógeno en el diamante
produce modificaciones en las propiedades ópticas, exhibiendo absorción en el
infrarrojo así como propiedades semiconductoras (Dresselhaus et al., 1996).
Referencias
Cotton F.A., Wilkinson G. (2005). Química inorgánica avanzada. Traducción de la
obra publicada en inglés “Advance inorganic chemistry”. Cap. 1, Limusa, México
D.F. 4ª Ed.
Dresselhaus M.S., Dresselhaus G., Eklund P.C. (1996). Science of fullerenes and
carbon nanotubes. Chap. 2., Elsevier Ltd., Oxford, U.K.
Greenwood N.N., Earnshaw A. (1984) Chemistry of the Elements, Pergamon Press.,
Oxford UK, 1st ed.
Harris P.J.F. (1999). Carbon nanotubes and related structures. Cambridge University
Press., Cambridge UK.
Heimann R.B., Evsyukov S.E., Koga Y. (1997). Carbon allotropes: a suggested
classification scheme based on valence orbital hybridization. Carbon 35(10–11), 1654
– 1658.
IUPAC Recommendations. (1995). Compendium of Chemical Terminology,
Compiled by A. D. McNaught and A. Wilkinson. Blackwell Scientific Publications,
Oxford (1997). XML on-line corrected version: http://goldbook.iupac.org (2006)
created by M. Nic, J. Jirat, B. Kosata; updates compiled by A. Jenkins.
Luo W. Windl W. (2009) First principles stury of the structure and stability of
carbines. Carbon 47, 367 – 383.
Meislich H., Nechamkin H., Sharefkin J., Hademenos G. (2001) Teoría y problemas
de química orgánica. Traducción de la obra publicada en inglés “Schaum’s outline
of theory and problems of organic chemistry”. Cap. 2, Mc Graw Hill Interamericana
S.A., Bogotá Colombia. 3ª Ed.
Pan Z., Sun H., Zhang y., Chen C. (2009). Harder than diamond: superior
indentation strength of wurtzite BN and Lonsdaleite. Phys. Rev. Lett. 102(5), 55503 –
55506.
Raymer-Canahm G., Overton T. (2003). Descriptive inorganic chemistry. Chap. 14,
freeman and Co., New York USA, 4ª Ed.
Wade L.G. (2004). Organic Chemistry. Chap. 1, Pearson Education Inc., U.K., 5th Ed.