Alótropos de Carbono

El carbono es un no metal necesario para la vida. La palabra latina ‘carbo’, que significa ‘carbón’, es el origen del término. Esto se debe a que es el componente más importante del carbón. El carbono es el químico más frecuente en la mayoría de las cosas orgánicas, desde los combustibles fósiles hasta las moléculas complejas. La corteza terrestre contiene solo un 0,02 % de carbono en forma de minerales, y el dirust de carbono constituye solo el 0,03 % de la atmósfera. A pesar de que solo hay una pequeña cantidad de carbono en la naturaleza, la relevancia del carbono parece ser enorme: los compuestos de carbono se encuentran en combustibles fósiles, polímeros, jabones, detergentes y la mayoría de los medicamentos que usamos.

Enlace en Carbono: El carbono tiene un número atómico de 6, lo que indica que la configuración electrónica del átomo de carbono es 2,4. Debido a que la capa más externa de un átomo de carbono tiene cuatro electrones, comparte esos electrones y alcanza el estado de gas inerte. Como resultado, el átomo de carbono crea conexiones covalentes con otros átomos.

¿Qué son los alótropos?

La alotropía es la aparición de un elemento que existe en dos o más formas con cualidades físicas distintas pero propiedades químicas similares, y las diferentes formas se conocen como alótropos.

Alótropos de Carbono

La alotropía es un fenómeno que ocurre en el carbono y se presenta en dos tipos de formas alotrópicas:

• Carbono en formas alotrópicas cristalinas: el carbono tiene cuatro alótropos con estructuras cristalinas bien definidas,
  • Diamante
  • Grafito
  • fullerenos
  • Nanotubos de carbon
• Carbono en formas alotrópicas amorfas: Las formas alotrópicas amorfas de carbono incluyen:
  • Carbón
  • Coca
  • Carbón de leña
  • carbón animal
  • Carbón de azúcar
  • Negro de humo
  • Carbón gaseoso

Diamante

El diamante es un tipo de carbono que tiene sus átomos organizados en una estructura cristalina cúbica de diamante. Otra forma sólida de carbono conocida como grafito es la forma químicamente estable de carbono a temperatura y presión normales, aunque el diamante casi nunca se transforma en ella.

El diamante tiene la mayor dureza y conductividad térmica de cualquier sustancia natural, características que lo hacen ideal para equipos de corte y pulido en la industria.

Estructura de Diamante

Jewel tiene una organización tridimensional de moléculas de carbono combinadas a través de enlaces covalentes sólidos. Cada iota de carbono está en la condición de hibridación sp ³ y está conectado tetraédricamente a cuatro moléculas de carbono contiguas. Esta organización se extiende en tres medidas. Todos los enlaces Carbono-Carbono (C–C) son equivalentes y equivalentes a 154 pm, y cada punto de enlace C–C–C es 109 ^∘ 28′.

Propiedades del Diamante

• Es el surtido más perfecto y denso de Carbono. Su espesor es de 3,51 gcm ^–3 .
• Es la sustancia regular más dura conocida y tiene un punto de reblandecimiento extremadamente alto (3843K). Es insoluble en todos los solventes.
• Es sencillo y mide un registro refractivo alto.
• Es un terrible transportador de poder. Esto se debe a que todos los electrones de valencia de cada carbono están comprometidos con los enlaces carbono-carbono Sigma (σ), y no quedan electrones desapareados en la piedra preciosa.
• Sintéticamente, la joya es impermeable a prácticamente todos los ácidos, antiácidos y sales. En cualquier caso, le sigue Carbonato de Sodio fundido. Cuando se calienta con una combinación de dicromato de potasio y corrosivo sulfúrico a 475 K, se oxida gradualmente a dirust de carbono.
• El valor de una joya depende de su tamaño y color. Las joyas de color blanco azulado pálido son más valiosas que las que tienen un tono bajo. Las piedras preciosas oscuras son las menos costosas y no se utilizan en adornos.

Usos del diamante

1. Los diamantes se utilizan para cortar cortadores de vidrio, sierras para mármol y herramientas para perforar rocas, entre otras cosas.
2. Debido a su brillo excepcional, los diamantes se utilizan en joyería.
3. Los cirujanos oculares utilizan diamantes de bordes afilados para eliminar las cataratas de los ojos con una precisión notable.
4. Los troqueles de diamante se utilizan para estirar alambres de metal muy delgados, como el tungsteno.

Grafito: un conductor no metálico

Cada átomo de carbono en el grafito se encuentra en un estado de hibridación sp2, lo que significa que está unido covalentemente a otros tres átomos de carbono en el mismo plano. Como resultado, se producen anillos hexagonales planos. La longitud del enlace Carbono-Carbono en este anillo es de 142pm.

Las capas están formadas por anillos hexagonales. La fuerza de Van der Waal mantiene unidas las capas, mientras que 142pm las separa. Debido a que estas capas pueden deslizarse unas sobre otras, el grafito es suave y lubricante.

Propiedades del Grafito

1. Tiene un brillo metálico y es de color gris oscuro.
2. Al tocarlo se siente extremadamente suave y aceitoso.
3. El cuarto electrón de valencia de cada carbono puede viajar libremente ya que solo se requieren tres electrones de cada carbono para formar anillos hexagonales en el grafito. Como resultado, el grafito es un fuerte conductor de calor y electricidad.
4. Los ácidos diluidos, los álcalis y el cloro no lo dañan. Se oxida lentamente a dirust de carbono usando una combinación de dicromato de potasio y ácido sulfúrico.

Usos del grafito

• Se utiliza para hacer arcos de carbón y electrodos.
• Es un lubricante para equipos que operan a altas temperaturas.
• Los lápices de mina están hechos con este material. El polvo de grafito se combina con arcilla y se forma en barras. Los lápices están hechos de estos palos.
• Se emplea en reactores atómicos como moderador.
• Se utiliza en la producción de acero como agente reductor.
• Es un componente de los compuestos de alta resistencia.
• Se utiliza para fabricar crisoles, que pueden resistir temperaturas extremadamente altas.

Buckminsterfullerenos: un alótropo sintético de carbono

Los fullerenos son la principal forma de carbono sin adulterar, ya que no tienen bordes deslumbrantes ni seguridades en la superficie que atraigan diferentes iotas, como el grafito o la piedra. 

El fullereno es una enorme partícula circular de disposición C _2n donde n≥30. Para todos los efectos, el fullereno se libera calentando el grafito en una curva eléctrica en un gas inactivo, como helio o argón, cuando un material sucio está enmarcado por la acumulación de _átomos pequeños   de C.

El material lúgubre así formado se compone predominantemente de C ₆₀ con una cantidad más modesta de C ₇₀ y toques de diferentes fullerenos. Los fullerenos C ₆₀ y C ₇₀ se pueden aislar rápidamente del residuo de fullerenos mediante extracción con benceno o tolueno seguido de cromatografía sobre alúmina.

Estructura de C ₆₀ Fullerenos

En honor al arquitecto estadounidense Robert Buckminster Fuller, los fullerenos C60 a veces se conocen como Buckminsterfullereno o simplemente fullereno . El fullereno es una molécula con forma de bola de platillo de 60 vértices que tiene un átomo de carbono en cada vértice. Tiene 20 anillos con seis miembros y 12 anillos con cinco miembros.

Los anillos de seis miembros se pueden fusionar con otros anillos de seis miembros, así como con anillos de cinco miembros, mientras que los anillos de cinco miembros solo se pueden fusionar con otros anillos de seis miembros. Están presentes enlaces simples y dobles con longitudes Carbono-Carbono de 142pm y 138.3pm, respectivamente.

Propiedades del Fullereno

1. Cuando se cambia la temperatura, el comportamiento y la estructura del fullereno cambian. El fullereno se transforma a la forma C ₇₀ a mayor temperatura.
2. Bajo presiones cambiantes, la estructura del fullereno cambia.
3. El fullereno tiene una entalpía de ionización de 7,61 electronvoltios.
4. El fullereno tiene una afinidad electrónica de 2,6 a 2,8 electronvoltios.
5. En los procesos químicos, el fullereno (C ₆₀ ) imita a un electrófilo.
6. El fullereno tiene la capacidad de comportarse como un aceptor de electrones. Puede recibir fácilmente tres o más electrones. Como resultado, tiene el potencial de actuar como un agente oxidante.
7. Para lograr la superconductividad, los fullerenos se dopan con metales alcalinos o alcalinotérreos.
8. El fullereno tiene la propiedad de ferromagnetismo.
9. El fullereno es abundante en compuestos de carbono. Es extremadamente soluble en solventes orgánicos como resultado de esto.

Uso de fullereno

• Se utilizan conductores hechos de fullereno.
• Tiene la capacidad de absorber gases.
• Se utilizan lubricantes hechos de fullereno.
• Los fullerenos se utilizan en la fabricación de productos relacionados con los cosméticos en varias formas.
• Las láminas de grafeno forman nanotubos de carbono.
• Los fullerenos se utilizan en aplicaciones biológicas de alguna manera.

Ejemplos de preguntas

Pregunta 1: ¿Cuál es la forma más pura de carbono?

Responder:

Debido a que carece de los bordes brillantes y los enlaces superficiales que atraen a otros átomos que se ven en el grafito y el diamante, el fullereno es la forma más limpia de carbono.

Pregunta 2: ¿Cómo se obtiene el fullereno?

Responder:

Cuando el grafito se calienta en un arco eléctrico en una atmósfera inerte como helio o argón, se produce una sustancia de hollín por la condensación de C _n moléculas diminutas, lo que da como resultado el fullereno. La extracción con benceno o tolueno seguida de cromatografía sobre alúmina separa los fullerenos C ₆₀ y C ₇₀ que se encuentran en el material de hollín del hollín de fullerenos.

Pregunta 3: ¿Cuáles son los usos del grafito?

Responder:

1) Se utiliza para fabricar arcos y electrodos de carbón.

2) Es un lubricante para equipos que operan a altas temperaturas.

3) Los lápices de mina se fabrican con este material. El polvo de grafito se combina con arcilla y se forma en barras. Los lápices están hechos de estos palos.

4) Se emplea en reactores atómicos como moderador.

5) Se utiliza en la producción de acero como agente reductor.

6) Es un componente de compuestos de alta resistencia.

7) Se utiliza para hacer crisoles, que pueden resistir temperaturas extremadamente altas.

Pregunta 4: ¿Cómo forma el carbono un enlace con otros átomos?

Responder:

El carbono tiene un número atómico de 6, lo que indica que la configuración electrónica del átomo de carbono es 2,4. Debido a que la capa más externa de un átomo de carbono tiene cuatro electrones, comparte esos electrones y alcanza el estado de gas inerte. Como resultado, el átomo de carbono crea conexiones covalentes con otros átomos.

Pregunta 5: ¿Cuáles son los usos del diamante?

Responder:

• Los diamantes se utilizan para cortar cortadores de vidrio, sierras para mármol y herramientas para perforar rocas, entre otras cosas.
• Debido a su brillo excepcional, los diamantes se utilizan en joyería.
• Los cirujanos oculares utilizan diamantes de bordes afilados para eliminar las cataratas de los ojos con una precisión notable.
• Los troqueles de diamante se utilizan para estirar alambres de metal muy delgados, como el tungsteno.