Carbono

Na Galipedia, a Wikipedia en galego.
Este é un dos 1000 artigos que toda Wikipedia debería ter.
Carbono
BoroCarbonoNitróxeno
-
  Hexagonal.svg
 
6
C
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
C
Si
Táboa periódica dos elementos
Información xeral
Nome, símbolo, número Carbono, C, 6
Serie química Non metal
Grupo, período, bloque 14, 2, p
Densidade 2267 kg/m3
Aparencia Negro (grafito)
Incoloro (diamante)
N° CAS {{{CAS}}}
N° EINECS {{{EINECS}}}
Propiedades atómicas
Masa atómica 12,0107(8) u
Radio medio 70 pm
Radio atómico (calc) 67 pm
Radio covalente 77 pm
Radio de van der Waals 170 pm
Configuración electrónica [He]2s22p2
Electróns por nivel de enerxía 2, 4
Estado(s) de oxidación 4, 2
Óxido Ácido débil
Estrutura cristalina hexagonal
Propiedades físicas
Estado ordinario Sólido
Punto de fusión Diamante: 3823 K
Grafito: 3800 K
Punto de ebulición Grafito: 5100 K
Punto de inflamabilidade {{{P_inflamabilidade}}} K
Entalpía de vaporización Grafito; sublima: 711 kJ/mol
Entalpía de fusión Grafito; sublima: 105 kJ/mol
Presión de vapor
Temperatura crítica {{{T_crítica}}} K
Presión crítica {{{P_crítica}}} Pa
Volume molar m3/mol
Velocidade do son Diamante: 18.350 m/s a 293.15 K (20 °C)
Varios
Electronegatividade (Pauling) 2,55
Calor específica 710 J/(K·kg)
Condutividade eléctrica 61×103 S/m
Condutividade térmica 129 W/(K·m)
1.ª Enerxía de ionización 1086,5 kJ/mol
2.ª Enerxía de ionización 2352,6 kJ/mol
3.ª Enerxía de ionización 4620,5 kJ/mol
4.ª Enerxía de ionización 6222,7 kJ/mol
5.ª Enerxía de ionización 37 831,1 kJ/mol
6.ª Enerxía de ionización 47 277,0 kJ/mol
7.ª Enerxía de ionización {{{E_ionización7}}} kJ/mol
8.ª enerxía de ionización {{{E_ionización8}}} kJ/mol
9.ª Enerxía de ionización {{{E_ionización9}}} kJ/mol
10.ª Enerxía de ionización {{{E_ionización10}}} kJ/mol
Isótopos máis estables
iso AN Período MD Ed PD
MeV
12C 98,9 % estable con 6 Neutróns
13C 1,1 % estable con 7 Neutróns
14C trazas 5730 anos β 0,156 14N
Nota: unidades segundo o SI e en CNPT, salvo indicación contraria.

O carbono é un elemento químico de número atómico 6 e símbolo C. É sólido a temperatura ambiente, e dependendo das condicións de formación, pode atoparse na natureza en distintas formas alotrópicas, carbono amorfo e cristalino en forma de grafito ou diamante. É o alicerce básico da química orgánica, coñecendose preto de 16 millóns de compostos de carbono, e forma parte de tódolos seres vivos coñecidos. Forma o 0,2 % da codia terrestre.

Historia[editar | editar a fonte]

O carbón (do latín carbo -ōnis, "carbón") foi descuberto na prehistoria e xa era coñecido na antigüidade na que se manufacturaba mediante a combustión incompleta de materiais orgánicos. Os últimos alótropos coñecidos, os fullerenos (C60), foron descubertos como subproducto en experimentos realizados con feixes moleculares na década dos 80.

Newton, en 1704, intuiu que o diamante podía ser combustible, pero non se conseguiu queimar un diamante ata 1772, cando Lavoisier demostrou que na reacción de combustión producíase CO2.

Smithson Tennant demostrou que o diamante era carbono puro en 1797. O isótopo máis común do carbono é o 12C; en 1961 este isótopo elixíuse eligió para substituír ao isótopo osíxeno-16 como base dos pesos atómicos, e asignouselle un peso atómico de 12.

Os primeiros compostos de carbono identificáronse na materia viva a principios do século XIX, e por iso ao estudio dos compuestos de carbono chamouselle química orgánica.

Características[editar | editar a fonte]

O seu número atómico é 6, é dicir, dispón de 6 protóns no núcleo, e, en estado neutro, 6 electróns na periferia. A súa masa atómica é de 12 um, pois o isótopo máis abundante ten 6 neutróns e polo tanto o seu número másico Z é 12). O seu símbolo é C

Como ten catro electróns de valencia, pode tomar tanto catro electróns como cedelos. Así, pode xuntarse con outros átomos de carbono formando as longas cadeas típicas das moléculas orgánicas.

Estado[editar | editar a fonte]

Atópase na natureza en forma libre (diamante, grafito) e noutros compostos, tales como o carbón, nos carbonatos metálicos, ademais de tódolos compostos orgánicos, xa que é un elemento imprescindible para a vida. Por exemplo, as plantas absórbeno durante o proceso da fotosíntese para transformalo en hidratos de carbono.

Compostos inorgánicos[editar | editar a fonte]

O máis importante óxido de carbono é o dióxido de carbono (CO2), un compoñente minoritario da atmosfera terrestre (da orde do 0,04% en peso) producido e usado polos seres vivos (ver ciclo do carbono). Na auga forma trazas de ácido carbónico (H2CO3) pero, do mesmo xeito que outros compostos similares, é inestable, aínda que a través del poden producirse ións carbonato estables por resonancia. Algúns minerais importantes, como a calcita, son carbonatos.

Os outros óxidos son o monóxido de carbono (CO) e o máis raro subóxido de carbono (C3O2). O monóxido fórmase durante a combustión incompleta de materias orgánicas e é incoloro e inodoro. Dado que a molécula de CO contén un enlace triplo, é moi polar, polo que manifesta unha acusada tendencia a unirse á hemoglobina, formando un novo composto moi perigoso denominado Carboxihemoglobina e impedíndollo ao osíxeno, polo que se di que é un asfixiante de substitución. O ion cianuro (CN), ten unha estrutura similar e compórtase como os ións haluro.

Con metais, o carbono forma tanto carburos como acetiluros, ambos moi acedos. A pesar de ter unha electronegatividade alta, o carbono pode formar carburos covalentes como é o caso de carburo de silicio (SiC), con propiedades semellantes ás do diamante.

Véxase tamén: Química orgánica.

Precaucións[editar | editar a fonte]

Algúns compostos de carbono teñen un amplo rango de toxicidade. O monóxido de carbono, presente nos gases de escape dos motores de combustión e o cianuro (CN) son extremadamente tóxicos para os mamíferos. Os gases orgánicos eteno, etino e metano son explosivos e inflamables en presenza de aire. Polo contrario, moitos outros compostos non son tóxicos senón esenciais para a vida.

Galería de imaxes[editar | editar a fonte]

Véxase tamén[editar | editar a fonte]

Commons
Commons ten máis contidos multimedia sobre: Carbono

Ligazóns externas[editar | editar a fonte]