ALOTROPÍA DEL CARBONO

ALOTROPÍA DEL CARBONO

INTRODUCCIÓN

La alotropía (cambio, giro) es la propiedad de algunos elementos químicos de poseer estructuras químicas diferentes.

• Oxígeno. Puede existir como oxígeno atmosférico (O2) y como ozono (O3), que genera el olor penetrante distintivo en las proximidades de las caídas de agua.

• Fósforo. Se manifiesta como fósforo rojo y como fósforo blanco (P4), de características físicas distintas.

• Carbono. Variedades alotrópicas: grafito, diamante, grafeno, fulereno y carbino.

En el estado sólido las propiedades alotrópicas ocurren en elementos de una misma composición, pero aspectos diferentes. Por lo tanto, la propiedad debe ocurrir en el mismo estado de agregación de la materia.

La explicación de las diferencias de propiedades se ha encontrado en la disposición espacial de los átomos. Por ejemplo, en los cristales de diamante cada átomo de carbono está unido a cuatro átomos vecinos de este mismo elemento, por lo cual adopta una ordenación en forma de tetraedro que le confiere una dureza particular. La hibridación del carbono en el diamante es sp3.

En el grafito, los átomos de carbono están dispuestos en capas superpuestas. En cada capa ocupan los vértices de hexágonos regulares imaginarios. De este modo, cada átomo está unido a tres de la misma capa con más intensidad y a uno de la capa próxima de manera más débil. En este caso la hibridación del carbono es sp2. Esto explica la blandura y la untuosidad –al tacto– del grafito. La mina de un lápiz forma el trazo porque, al desplazarse sobre el papel, a éste se adhiere una delgada capa de grafito.

El diamante y el grafito, por ser dos sustancias simples diferentes, sólidas, constituidas por átomos de carbono, reciben la denominación de variedades alotrópicas del elemento carbono.

Una tercera variedad alotrópica del carbono es el fullereno (C60) o buckminsterfullereno (en honor del arquitecto Buckminster Fuller), por haber construido la cúpula geodésica en la Île Sainte-Hélène, Montreal. Puesto que tiene forma de balón de fútbol, al buckminsterfullereno también se le conoce como bucky ball.

CARBONO

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 respectivamente. Es el pilar básico de la química orgánica; se conocen cerca de 16 millones de compuestos de carbono, aumentando este número en unos 500.000 compuestos por año, y forma parte de todos los seres vivos conocidos. Forma el 0,2 % de la corteza terrestre.

Características:

El carbono es un elemento notable por varias razones. Sus formas alotrópicas incluyen, sorprendentemente, una de las sustancias más blandas (el grafito) y la más dura (el diamante) y, desde el punto de vista económico, es 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 otros 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 oxígeno e hidrógeno 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 es vector, a través del ciclo carbono-nitrógeno, de parte de la energía producida por el Sol.

ALOTROPOS DEL CARBONO

A) Diamante:

El diamante es uno de los alótropos del carbono mejor conocidos, cuya dureza y alta dispersión de la luz lo hacen útil para aplicaciones industriales y joyería. El diamante es el mineral natural más duro conocido, lo que lo convierte en un abrasivo excelente y le permite mantener su pulido y lustre extremadamente bien. No se conocen sustancias naturales que puedan rayar o cortar un diamante.

El mercado para los diamantes de grado industrial opera de un modo muy diferente a su contraparte de grado gema. Los diamantes industriales son valuados principalmente por su dureza y conductividad térmica, haciendo muchas de las características gemológicas del diamante, incluyendo claridad y color, principalmente irrelevantes. Esto ayuda a explicar por qué el 80% de los diamantes minados, inadecuados para uso como gemas y conocidos como bort, son destinados para uso industrial. Además de los diamantes minados, los diamantes sintéticos encontraron aplicaciones industriales casi inmediatamente después de su invención en la década de 1950; otros 600 millones de quilates (80000 kg) de diamantes sintéticos son producidos anualmente para uso industrial—casi cuatro veces la masa de diamantes naturales minados en el mismo período. El uso industrial dominante de los diamantes es en cortado, perforado (brocas de perforación), abrasión (cortadores con filo de diamante), y pulido. La mayoría de usos del diamante en estas tecnologías no requiere diamantes grandes; en efecto, la mayoría de diamantes que son de calidad de gema pueden encontrar un uso industrial. Los diamantes son insertados en puntas de taladros u hojas de sierras, o dispersados en un polvo para su uso en lijas y aplicaciones de pulido. Algunas aplicaciones especializadas incluyen uso en laboratorios como contenedores para experimentos de alta presión (ver yunque de diamante), rodamientos de alta performance, y un uso limitado en ventanas especializadas.

Con los avances continuos que se hacen en la producción de diamante sintético, algunas aplicaciones futuras están comenzando a ser factibles. Es objeto de mucha excitación el posible uso del diamante como un semiconductor apto para construir microchips, o el uso del diamante como un disipador en electrónica. Hay esfuerzos de investigación significativos en Japón, Europa, y los Estados Unidos para capitalizar el potencial ofrecido por las propiedades materiales únicas del diamante, combinadas con la calidad incrementada y la cantidad de suministro que comienza a hacerse disponible de parte de los fabricantes de diamantes síntéticos.

Cada átomo de carbono en un diamante está unido covalentemente a otros cuatro átomos de carbono, dispuestos en un tetraedro. Estos tetraedros, juntos, forman una red tridimensional de anillos de carbono de seis miembros (similar al ciclohexano), en la conformación de silla, permitiendo que haya tensión de ángulo de enlace de cero. Esta red estable de enlaces covalentes y anillos hexagonales es la razón de que el diamante sea increíblemente duro.

B) Grafito

El grafito (denominado así por Abraham Gottlob Werner en 1789, del griego γράφειν (graphein, "dibujar/escribir", por su uso en lápices) es uno de los alótropos más comunes del carbono. A diferencia del diamante, el grafito es un conductor eléctrico, y puede ser usado, por ejemplo, como material en los electrodos de una lámpara de arco eléctrico. El grafito tiene la distinción de ser la forma más estable de carbono a condiciones estándar. En consecuencia, es usado en termoquímica como el estado estándar para definir el calor de formación de los compuestos de carbono.

El grafito es capaz de conducir la electricidad, debido a la deslocalización de los electrones π sobre y debajo de los planos de los átomos de carbono. Estos electrones tienen libertad de movimiento, por lo que son capaces de conducir la electricidad. Sin embargo, la electricidad es conducida sólo a los largo del plano de las capas. En el diamante, los cuatro electrones externos de cada átomo de carbono están 'localizados' entre los átomos en enlaces covalentes. El movimiento de los electrones está restringido, y el diamante no conduce corriente eléctrica. En el grafito, cada átomo de carbono usa sólo 3 de sus 4 electrones de los niveles de energía externos en enlaces covalentes a otros tres átomos de carbono en un plano. Cada átomo de carbono contribuye con un electrón a un sistema deslocalizado que es parte también del enlace químico. Los electrones deslocalizados son libres de moverse a través del plano. Por esta razón, el grafito conduce la electricidad a lo largo de los planos de los átomos de carbono, pero no conduce en una dirección a ángulos rectos al plano.

El polvo de grafito es usado como un lubricante seco. Aunque puede pensarse que esta importante propiedad industrial es debida netamente al débil acoplamiento interlaminar entre las hojas en la estructura, en efecto, en un ambiente vacío (como en las tecnologías pasa uso en el espacio), el grafito resultó ser un lubricante muy pobre. Este hecho conduce al descubrimiento de que la lubricidad es debida al aire y agua adsorbidos entre las capas, a diferencia de otros lubricantes secos laminares, como el disulfuro de molibdeno. Estudios recientes sugieren que un efecto denominado superlubricidad puede también explicar este efecto.

Cuando un gran número de defectos cristalográficos unen estos planos entre sí, el grafito pierde sus propiedades lubricantes y se convierte en lo que es conocido como carbono pirolítico, un material muy útil en implantes que contactan sangre, tales como las válvulas cardíacas prostéticas.

Los grafitos naturales y cristalinos no son usados frecuentemente en forma pura como materiales estructurales, debido a sus planos

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