Carbono

O **carbono** (do latín, *carbo*, 'carbón') é un elemento químico de número atómico 6, símbolo **C** e masa atómica **12,01**. É un non metal e tetravalente, dispoñendo de catro electróns para formar ligazóns químicas covalentes. Tres isótopos do carbono producense de forma natural, os estables 12C e 13C e o isótopo radioctivo 14C, que decae cunha vida media duns 5730 anos. O carbono é un dos poucos elementos coñecidos desde a antigüidade, e é o piar básico da
química orgánica. Está presente na Terra en estado de corpo simple (carbón e diamantes), de compostos inorgánicos (CO2 e CaCO3) e de compostos orgánicos (biomasa, petróleo e gas natural). Tamén se sintetizaron moitas novas estruturas baseadas no carbono: carbón activado, negro de fume, fibras, nanotubos, fulerenos e grafeno.

O carbono é o 12.º elemento máis abundante na cortiza terrestre, e o cuarto elemento máis abundante no universo en masa despois do hidróxeno, o helio e o osíxeno. A abundancia do carbono, a súa diversidade única de compostos orgánicos e a súa infrecuente capacidade para formar polímeros ás temperaturas comunmente atopadas na Terra, permite que este elemento sirva como compoñente común de toda a vida coñecida. É o segundo elemento máis abundante no corpo humano en masa (aproximadamente o 18,5%) despois do osíxeno.

Os átomos de carbono poden unirse de diferentes maneiras, denominadas alótropos do carbono, reflexo das condicións de formación. Os máis coñecidos que ocorren naturalmente son o grafito, o diamante e o carbono amorfo. As propiedades físicas do carbono varían amplamente coa forma alotrópica. Por exemplo, o grafito é opaco e negro, mentres que o diamante é altamente transparente. O grafito é o suficientemente brando como para formar unha raia no papel (de aí o seu nome, do verbo grego "γράφειν" que significa 'escribir'), mentres que o diamante é o material natural máis duro coñecido. O grafito é un bo condutor eléctrico mentres que o diamante ten unha baixa condutividade eléctrica. En condicións normais, o diamante, os nanotubos de carbono e o grafeno teñen as condutividades térmicas máis altas de todos os materiais coñecidos. Todos os alótropos do carbono son sólidos en condicións normais, sendo o grafito a forma termodinámicamente estable. Son quimicamente resistentes e requiren altas temperaturas para reaccionar mesmo con osíxeno.

O estado de oxidación máis común do carbono nos compostos inorgánicos é +4, mentres que +2 atópase no monóxido de carbono e en complexos carbonilos de metais de transición. As maiores fontes de carbono inorgánico son as calcarias, dolomitas e dióxido de carbono, pero cantidades significativas prodúcense en depósitos orgánicos de carbón, turba, petróleo e clatratos de metano. O carbono forma un gran número de compostos, máis que calquera outro elemento, con case dez millóns de compostos descritos ata a data (con 500.000 compostos novos por ano), sendo con todo ese número só unha fracción do número de compostos teoricamente posibles baixo condicións estándar. Por esta razón, a miúdo o carbono describiuse como o «rei dos elementos».

A combustión do carbono en todas as súas formas foi a base do desenvolvemento tecnolóxico desde tempos prehistóricos. Os materiais baseados no carbono teñen aplicacións en numerosas áreas de vangarda tecnolóxica: materiais compostos, baterías de ións de litio, descontaminación do aire e da auga, eléctrodos para fornos de arco, na síntese de aluminio, etc.

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. Na táboa periódica, é o primeiro (fila 2) dos seis elementos en columna (grupo) 14, que teñen en común a composición da súa capa electrónica exterior. O carbono é un dos poucos elementos coñecidos dende a antigüidade.
[miniatura|upright|esquerda|[Antoine Lavoisier na súa mocidade]]
En 1722, René Antoine Ferchault de Réaumur demostrou que o ferro se transformaba en aceiro mediante a absorción dalgunha substancia, hoxe coñecida como carbono.
 En 1772, Antoine Lavoisier demostrou que os diamantes son unha forma de carbono; cando queimou mostras de carbón vexetal e diamante e descubriu que ningún producía auga e que ambos liberaban a mesma cantidade de dióxido de carbono por gramo. 
[miniatura|upright|[Carl Wilhelm Scheele]] En 1779, Carl Wilhelm Scheele demostrou que o grafito, que fora considerado como unha forma de chumbo, era idéntico ao carbón vexetal pero cunha pequena mestura de ferro, e que daba "ácido aéreo" (o seu nome para o dióxido de carbono) cando se oxida con ácido nítrico. En 1786, os científicos franceses Claude Louis Berthollet, Gaspard Monge e C. A. Vandermonde confirmaron que o grafito era principalmente carbono oxidado en osíxeno do mesmo xeito que Lavoisier fixera co diamante. Tamén quedaba algo de ferro, que os científicos franceses consideraban necesario para a estrutura do grafito. Na súa publicación propuxeron o nome *carbone* (latín *carbonum*) para o elemento do grafito que se desprendía en forma de gas ao queimarse. Antoine Lavoisier incluíu entón o carbono como elemento no seu libro de texto de 1789. inclúe formas nanoestructuradas como buckybolas e nanotubos Os seus descubridores&nbsp;– Robert Curl, Harold Kroto e Richard Smalley&nbsp;– recibiron o Premio Nobel de Química en 1996. O interese renovado resultante en novas formas levou ao descubrimento de outros alótropos exóticos, incluíndo o carbono vítreo, e a darse conta de que o "carbono amorfo" non é estritamente amorfo.
## Produción
### Grafito
miniatura|upright|esquerda|Exemplar de grafito
Existen xacementos naturais de grafito comercialmente viables en moitas partes do mundo, pero as fontes máis importantes economicamente atópanse na China, India, Brasil e Corea do Norte. Os xacementos de grafito son de orixe metamórfico, e atópanse asociados a cuarzo, mica e feldespatos en xistos, gneis e arenitos e calcaria metamorfoseadas en forma de lente ou veta, ás veces dun metro ou máis de espesor. Ao principio, os xacementos de grafito de Borrowdale, Cumberland, Inglaterra eran o suficientemente grandes e puros como para que, ata o século XIX, os lapis se fabricasen aserrando bloques de grafito natural en tiras antes de envolvelos en madeira. Na actualidade, os xacementos de grafito máis pequenos obtéñense triturando a rocha nai e facendo flotar o grafito máis lixeiro na auga.

Existen tres tipos de grafito natural: amorfo, en escamas ou cristalino e en vetas ou terróns. O grafito amorfo é de menor calidade e máis abundante. Contrariamente á ciencia, na industria "amorfo" refírese a un tamaño de cristal moi pequeno e non á ausencia total de estrutura cristalina. Amorfo úsase para produtos de grafito de menor valor e é o grafito de menor prezo. Grandes depósitos de grafito amorfo atópanse na China, Europa, México e os Estados Unidos. O grafito en escamas é menos común e de maior calidade que o amorfo; preséntase en forma de placas separadas que cristalizaron en rocas metamórficas. O prezo do grafito en escamas pode cuadriplicar o do amorfo. As escamas de boa calidade poden transformarse en grafito expandible para moitos usos, como retardante de chama. Os xacementos máis importantes atópanse en Austria, Brasil, Canadá, China, Alemaña e Madagascar. O grafito en vetas ou en anacos é o tipo de grafito natural máis raro, valioso e de maior calidade. Só se extrae comercialmente en Sri Lanka.

Historicamente sabíase que os diamantes só se atopaban en depósitos aluviais do sur da India. A India liderou o mundo na produción de diamantes desde o momento do seu descubrimento, aproximadamente no século IX a.C ata mediados do século XVIII d. C., pero o potencial comercial destas fontes esgotarase a finais do século XVIII e nese momento a India queda eclipsada polo Brasil onde se atoparon os primeiros diamantes non indios en 1725.

A produción de diamantes en xacementos primarios (kimberlitas e lamproitas) non comezou ata a década de 1870, tras o descubrimento dos campos de diamantes en Suráfrica. A produción aumentou co tempo e desde entón levase extraído un total acumulado de máis de 4.500 millóns de quilates. A maioría dos depósitos de diamantes comercialmente viables estaban en Rusia, Botswana, Australia e a República Democrática do Congo. En 2005, Rusia produciu case unha quinta parte da produción mundial de diamantes (principalmente no territorio da República de Sakha; por exemplo, Pipa Mir e Pipa Udachnaya), pero o mina Argyle en Australia converteuse na maior produtora, producindo 14 millóns de quilates en 2018. Espérase que os novos achados, nas minas canadense de Diavik e Ekati, se fagan aínda máis valiosos debido á produción de pedras preciosas de alta calidade. 

Nos Estados Unidos, atopáronse diamantes en Arcansas, Colorado e Montana. En 2004, o sorprendente descubrimento dun diamante microscópico nos Estados Unidos levou á toma de mostras a granel, en xaneiro de 2008, de tubos de kimberlita nunha parte remota de Montana.
## Aplicacións
[miniatura|upright|As minas dos portaminas están feitas de [grafito (a miúdo mesturado cun aglutinante arxiloso ou sintético).]]
left|miniatura|upright|Varas de vide e carbón vexetetal comprimido
miniatura|upright|esquerda|Un pano tecido de fibras de carbono
miniatura|upright|Mostra de carburo de silicio en forma de bóla.
miniatura|upright|esquerda|O *C*60 fulereno en forma cristalina
[miniatura|upright|[Fresadora#Ferramentas|Fresas de carburo de volframio]]

O carbono é esencial para todos os sistemas vivos coñecidos, e sen el non podería existir a vida tal e como a coñecemos. O principal uso económico do carbono, á parte dos alimentos e a madeira, é en forma de hidrocarburos, sobre todo o combustible fósil gas metano e o petróleo. O petróleo bruto é destilado en refinerías pola industria petroquímica para producir gasolina, queroseno e outros produtos . A celulosa é un polímero natural que contén carbono producido polas plantas en forma de madeira, algodón, liño e cánabo. A celulosa úsase principalmente para manter a estrutura das plantas. Os polímeros de carbono de orixe animal de valor comercial inclúen a la, caxemira e seda. Os plásticos están feitos de polímeros de carbono sintéticos, a miúdo con átomos de osíxeno e nitróxeno incluídos a intervalos regulares na cadea principal do polímero. As materias primas para moitas destas substancias sintéticas proceden do petróleo cru.

Os usos do carbono e dos seus compostos son moi variados. Pode formar aliaxes co ferro, dos cales o máis común é o aceiro ó carbono. O grafito combínase con arxilas para formar a 'barra de grafito' usada nos lapis usados para escritura e debuxo. Tamén se usa como lubricante e pigmento, como material de moldeo na fabricación de vidro, en eléctrodos para baterías e en galvanizado e electroformado, en vasoiriñas para motores eléctricos e como moderador de neutróns en reactores nucleares.

O carbón vexetal utilízase como material de debuxo en obras de arte, para asar a carne nas grellas, fundir ferro e en moitas outras aplicacións. A madeira, o carbón e o petróleo utilízanse como combustible para  producir enerxía e calefacción. O diamante de calidade, a xema, utilízase en xoiería, e o diamante industrial emprégase en ferramentas de perforación, corte e pulido para o mecanizado de metais e pedra. Os plásticos fabrícanse a partir de hidrocarburos fósiles, e a fibra de carbono, obtida por pirólise de fibras sintéticas de poliéster, utilízase para reforzar os plásticos e formar materiais compostos avanzados e lixeiros.

A fibra de carbono faise por pirólise de filamentos extruídos e estirados de poliacrilonitrilo (PAN) e outras substancias orgánicas. A estrutura cristalográfica e as propiedades mecánicas da fibra dependen do tipo de material de partida, e do procesado posterior. As fibras de carbono feitas a partir de PAN teñen unha estrutura que se asemella a filamentos estreitos de grafito, pero o procesamento térmico pode reordenar a estrutura nunha folla laminada continua. O resultado son fibras cunha resistencia específica á tracción máis alta que o aceiro.

O negro de carbón utilízase como pigmento negro na impresión con tinta, pinturas ó óleo e acuarelas de artistas, papel carbón, acabados de automóbiles, tinta chinesa e nos tóner das impresoras láser. O negro de carbón tamén se usa como recheo en produtos de goma como pneumáticos e en compostos de plástico. O carbón activado utilízase como absorbente e adsorbente no material filtrante de aplicacións tan diversas como as máscaras de gas, purificación de auga, e nas campas extractoras das cociña, e en medicina para absorber toxinas, velenos ou gases do sistema dixestivo. O carbono úsase na redución química a altas temperaturas. O coque úsase na fundición durante a redución do mineral de ferro. A cementación do aceiro conséguese quentando os compoñentes de aceiro acabados en po de carbono. Os carburos de silicio, volframio, boro e titanio, están entre os materiais máis duros coñecidos, e utilízanse como abrasivos en ferramentas de corte e moenda. Os compostos de carbono constitúen a maioría dos materiais utilizados na roupa, como os téxtiles naturais e sintéticos e o coiro, e case todas as superficies interiores do ambiente construído, excepto vidro, pedra e metal.

### Diamantes
A industria do diamante divídese en dúas categorías: unha ocúpase dos diamantes de calidade xema e a outra, dos diamantes de calidade industrial. Aínda que existe un gran comercio de ambos os tipos de diamantes, os dous mercados funcionan de forma moi diferente.

A diferenza dos metais preciosos como o ouro ou o platino, os diamantes xema non se comercializan como unha mercadoría: a venda de diamantes ten unha marxe de beneficio considerable e non existe un mercado moi activo de revenda de diamantes.

Os diamantes industriais valóranse sobre todo pola súa dureza e condutividade térmica, sendo irrelevantes as calidades gemológicas de claridade e cor. Ao redor do 80% dos diamantes extraídos (o que equivale a uns 100 millóns de quilates ou 20&nbsp;toneladas anuais) non son aptos para o seu uso como pedras preciosas e quedan relegados ao uso industrial (coñecido como *bort)*. Os diamantes sintéticos, inventados nos anos 50, atoparon aplicacións industriais case inmediatas; cada ano prodúcense 3.000 millóns de quilates (600 toneladas) de diamantes sintéticos.

O uso industrial dominante do diamante é o corte, a perforación, o esmerilado e o pulido. A maioría destas aplicacións non requiren diamantes de gran tamaño; de feito, a maioría dos diamantes de calidade xema, agás polo seu pequeno tamaño, poden utilizarse industrialmente. Os diamantes incrústanse nas puntas dos trades ou nas follas das serras, ou se moen en po para utilizalos en aplicacións de esmerilado e pulido.
 As aplicacións especializadas inclúen o uso en laboratorios como contención para experimentos de alta presión (véxase célula de bigornia de diamante), rodamentos de alto rendemento e uso limitado en fiestras especializadas. Cos continuos avances na produción de diamantes sintéticos, cada vez son máis factibles novas aplicacións. A posibilidade de utilizar o diamante como semicondutor apto para microchips e, debido á súa excepcional condutividade térmica, como disipador de calor en electrónica espertou un gran interese.

## Características 
miniatura|esquerda|upright|Diagrama teórico das fases do carbono, de 1989. Traballos máis recentes indican que o punto de fusión do diamante (curva superior dereita) non supera os 9.000 K aproximadamente.
O carbono en estado sólido existe en varios alótropos, entre eles o grafito, un material brando, negro e escorregadizo, e o diamante, a substancia máis dura que existe na natureza. Esta variación nas propiedades físicas débese a diferenzas na disposición atómica: o grafito está formado por capas de átomos de carbono dispostos en forma hexagonal, mentres que o diamante presenta unha estrutura tridimensional ríxida.

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.

O grafito é moito máis reactivo que o diamante en condicións normais, a pesar de ser máis estable termodinamicamente, xa que o seu sistema pi deslocalizado é moito máis vulnerable aos ataques. Por exemplo, o grafito pode oxidarse con ácido nítrico concentrado quente en condicións normais e converterse en ácido melítico. C6(CO2H)6, que conserva as unidades hexagonais do grafito á vez que rompe a estrutura máis grande.

Químicamente, o carbono destaca pola súa capacidade para formar enlaces químicos estables con moitos elementos, especialmente con outros átomos de carbono, e é capaz de formar múltiples enlaces covalentes estables con átomos multivalentes axeitados. O carbono é un elemento compoñente da gran maioría de todos os compostos químicos, cuns douscentos millóns de exemplos descritos na literatura química publicada. O carbono tamén ten o punto de sublimación máis alto de todos os elementos. A presión atmosférica non ten punto de fusión, xa que o seu punto triplo atópase en  e , así que sublima a aproximadamente .

En comparación cos seus coñecidos alótropos sólidos, as fases líquida e gasosa do carbono están moito menos estudadas. Na fase de vapor, parte do carbono atópase en forma de carbono diatómico altamente reactivo (tamén coñecido como dicarbono, cunha fórmula química de ). Cando se excita, este gas brilla cunha cor verde. A fase líquida do carbono é un líquido escuro, móbil e reflector que só pode existir por encima de  e baixo presións superiores a 100 atmosferas.

O carbono é o sexto elemento, cunha configuración electrónica en estado fundamental de 1s22s22p2, dos cales os catro electróns externos son electróns de valencia. As súas catro primeiras enerxías de ionización, 1086,5, 2352,6, 4620,5 e 6222,7 kJ/mol, son moito máis altas que as dos elementos máis pesados do grupo 14. A electronegatividade do carbono é 2,5, significativamente maior que a dos elementos máis pesados do grupo 14 (1,8-1,9), pero próxima á da maioría dos non metais próximos, así como á dalgúns dos metais de transición da segunda e terceira fila. Os raios covalentes do carbono adóitanse tomar como 77,2 pm (C−C), 66,7 pm (C=C) e 60,3 pm (C≡C), aínda que poden variar en función do número de coordinación e de con que estea unido o carbono. En xeral, o radio covalente diminúe cun número de coordinación máis baixo e unha orde de ligazón máis alta.
### Química
O grafito é moito máis reactivo que o diamante en condicións normais, a pesar de ser máis estable termodinámicamente, xa que a súa sistema pi deslocalizado é moito máis vulnerable ao ataque. Por exemplo, o grafito pode oxidarse con ácido nítrico concentrado quente en condicións normais para obter ácido melítico, C6(CO2H)6, que conserva as unidades hexagonais do grafito á vez que descompón a estrutura máis grande.

Os compostos baseados en carbono constitúen a base de toda a vida coñecida na Terra, e o ciclo do carbono, nitróxeno e osíxeno proporciona unha pequena parte da enerxía producida polo Sol e a maior parte da enerxía das estrelas máis grandes (por exemplo, Sirius). Aínda que forma unha extraordinaria variedade de compostos, a maioría das formas de carbono son relativamente pouco reactivas en condicións normais. A temperatura e presión normais, resiste todos os oxidantes excepto os máis fortes. Non reacciona cos ácidos sulfúrico, clorhídrico, cloro nin ningún alcalino. A temperaturas elevadas, o carbono reacciona co osíxeno para formar óxidos de carbono e rouba o osíxeno dos óxidos metálicos para deixar o metal elemental. Esta reacción exotérmica utilízase na industria do ferro e o aceiro para fundir ferro e controlar o contido de carbono do aceiro:
: + 4 C + 2  → 3 Fe + 4 .

### Estado 
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 
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.

## Precaucións 
[miniatura|upright|Traballador nunha planta de [negro de carbón en Sunray, Texas (foto de John Vachon, 1942)]]
O carbono puro ten unha toxicidade extremadamente baixa para o ser humano e pode manipularse con seguridade en forma de grafito ou carbón vexetal. É resistente á disolución ou ao ataque químico, mesmo no contido acedo do tracto dixestivo. Por conseguinte, unha vez que penetra nos tecidos do organismo, é probable que permaneza alí indefinidamente. O negro de carbón foi probablemente un dos primeiros pigmentos que se utilizaron para tatuar, e descubriuse que Ötzi o home de xeo tiña tatuaxes de carbón que sobreviviron durante a súa vida e durante 5200&nbsp;anos despois da súa morte. A inhalación de po de carbón ou feluxe (negro de carbón) en grandes cantidades pode ser perigosa, xa que irrita os tecidos pulmonares e provoca a enfermidade pulmonar conxestiva, neumoconiose do traballador do carbón. O po de diamante utilizado como abrasivo pode ser nocivo se se inxere ou inhala. Os gases de escape dos motores diésel producen micropartículas de carbono que poden acumularse nos pulmóns. Nestes exemplos, o dano pode deberse a contaminantes (por exemplo, produtos químicos orgánicos, metais pesados) e non ao propio carbono.

En xeral, o carbono é pouco tóxico para a vida na Terra, pero as nanopartículas de carbono son mortais para as *moscas da froita* adultas.

O carbón pode arder vigorosa e brillantemente en presenza de aire a altas temperaturas. As grandes acumulacións de carbón, que permaneceron inertes durante centos de millóns de anos en ausencia de osíxeno, poden arder espontaneamente cando se expoñen ao aire nos vertedoiros de residuos das minas de carbón, nas adegas de carga dos barcos, nas carboeiras,
 e nas tullas de almacenamento.

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.

En aplicacións nucleares onde o grafito utilízase como moderador de neutróns, pode producirse unha acumulación de enerxía Wigner seguida dunha liberación repentina e espontánea. O recocido a polo menos 250&nbsp;°C pode liberar a enerxía de forma segura, aínda que no incendio de Windscale o procedemento saíu mal, provocando a combustión doutros materiais do reactor.

A gran variedade de compostos do carbono inclúe velenos letais como a tetrodotoxina, a ricina da lectina das sementes das plantas de aceite de rícino *(Ricinus communis)*', o cianuro (CN) e o monóxido de carbono; e elementos esenciais para a vida como a glicosa e as proteínas.

## Galería de imaxes 

Ficheiro:GraphiteUSGOV.jpg|Grafito
Ficheiro:Diamond.jpg|Diamante
Ficheiro:Fullerene-C60.png|Fullerenes
Ficheiro:Coal anthracite.jpg|Antracita

## Notas 
## Véxase tamén 
### Bibliografía 
* 
* 
* 

### Ligazóns externas 
* EnvironmentalChemistry.com - Carbono 
* O carbono na Táboa Periódica de Vídeos 
* O carbono a Chemicool.com 
* Usos electroquímicos do carbono