6 Carbono y los Elementos del Grupo IVA El grupo IVA de la clasificación periódica está formado por los elementos carbono (C), silicio (Si), germanio (Ge), estaño (Sn) y plomo (Pb). Existen más compuestos de carbono que de cualquier otro elemento excepto el hidrógeno. Sin embargo, a la gran mayoría de ellos se les considera compuestos orgánicos. En este capítulo sólo consideraremos algunos de los compuestos que tradicionalmente se clasifican como compuestos inorgánicos. A los elementos carbono, estaño y plomo se les conoce desde la antigüedad, siendo el plomo quizás el metal más antiguo conocido. El silicio fue aislado por primera vez por Jean J. Berzelius en 1824, mientras que el germanio, elemento no conocido para el momento en que Mendeleev publica su tabla periódica y para el cual dejó un espacio vacío llamándolo eka-silicio, fue descubierto por Clemens Winkler en 1886.

6.1 Propiedades de los elementos De todos los grupos de la tabla periódica, el grupo IVA es el que muestra la mayor discontinuidad entre las propiedades de los elementos del segundo y tercer períodos, seguido de un cambio relativamente suave hacia el carácter metálico. El carbono es, indiscutiblemente, un no metal, y mientras que la química del silicio es en ciertos aspectos característica de un no metal, sus propiedades eléctricas, su energía de ionización y otras propiedades físicas son las de un semimetal. El germanio es en todos los aspectos un semimetal; sus propiedades son más metálicas que no metálicas. Por último, el estaño y, especialmente, el plomo muestran características tanto químicas 1

2 como físicas de metales, aunque les quedan algunos vestigios de carácter no metálico. Así, por ejemplo, los óxidos e hidróxidos de estaño y plomo son anfóteros, y una de las formas alotrópicas del estaño tiene las propiedades eléctricas de un semimetal. En la Tabla 6.1 se resume algunas de las propiedades características de los elementos. Como podemos observar, siguen los patrones de comportamiento observados en los otros grupos. Las electronegatividades de los elementos son generalmente bajas. El carbono existe en redes cristalinas con los átomos unidos por enlaces covalentes (Sección 6.2.1). Se requiere una gran cantidad de energía para romper estos enlaces durante la fusión o la vaporización, por lo que el carbono tiene los puntos de fusión y de ebullición más altos de todo el grupo. El miembro más pesado del grupo, el ploTabla 6.1 Propiedades de los elementos del grupo IVA. Abundancia en la corteza terrestre (%) Color Densidad (g cm−3) Punto de fusión (°C) Punto de ebullición (°C) Energía de ionización (kJ mol−1) primera segunda tercera cuarta Afinidad electrónica (kJ mol−1) Electronegatividad Radio covalente (pm) 2+ Radio iónico (X , pm) E° (V) (M + 2e → M) D(X2(g), kJ mol−1) g D(X-X, kJ mol−1) a b c d Diamante. Grafito. M(IV). M(II).

C 0,09

Si 28

Ge ∼10−3

Sn ∼10−3

incoloro o negro

gris

3,51a 2,25b > 3550a sublimab 4827

2,32 1410

937,4

231,9

327,5

2355

2830

2603

1750

1086,4 2352,6 4620,5 6222,6 -122,3 2,55

786,5 1577,1 3231,6 4355,5 -133,6 1,90

762,2 1537,2 3302 4410 -120 c 2,01

77

118

122

708,6 1411,8 2943,1 3930,3 -121 d 1,80 1,96c 140 163

715,5 1450,4 2081,5 4083 -110 d 1,87 2,33c 144 121 c 77,5 -0,13 54,4

gris blanco gris metálico metálico azuloso o gris plateado 5,35 7,28 11,34

2+

-0,14 602 345,6

338,9 222

Pb ∼10−3

189

146,4

3 mo, existe en una red cristalina típicamente metálica. Los otros miembros muestran una transición entre los dos extremos representados por el carbono y el plomo, y esto explica las tendencias en los puntos de fusión y de ebullición de los elementos.

6.2 Carbono 6.2.1 Ocurrencia, formas alotrópicas y obtención El carbono constituye aproximadamente el 0,09% de la corteza terrestre. Además, la atmósfera contiene un 0,03% en volumen de dióxido de carbono (Tabla 4.2) y el carbono también es un constituyente fundamental de la materia animal y vegetal. En estado elemental, el carbono se presenta en la naturaleza en dos formas alotrópicas, diamante y grafito, y mucho más abundantemente en el carbón de piedra, el cual se formó de plantas fósiles y está constituido por carbono amorfo muy contaminado con diversos compuestos orgánicos e inorgánicos. En forma combinada, se presenta principalmente en el gas natural, el petróleo y los carbonatos minerales como la piedra caliza, CaCO3. El diamante tiene una estructura cristalina con una celda unidad cúbica análoga a la de la blenda de cinc pero en la cual todos los átomos son átomos de carbono (Figura 6.1a). Para ciertos propósitos, sin embargo, esta estructura se puede considerar como formada por capas infinitas plegadas (Figura 6.1b). Todos los átomos son equivalentes estando cada uno rodeado por otros cuatro en una disposición perfectamente tetraédrica. Cada átomo forma un enlace covalente sencillo con cada uno de sus 3

vecinos mediante orbitales híbridos sp . La estructura explica claramente la extremada dureza y los elevados puntos de fusión y de ebullición del diamante. El grafito, en cambio, tiene la estructura de capas mostrada en la Figura 6.2. La separación entre las capas es de 335 pm, aproximadamente la suma de los radios de van der Waals del carbono, indicando que las fuerzas que matienen unidas a las capas son las débiles fuerzas de London. Esto explica la blandura y propiedades lubricantes del grafito, ya que las capas se pueden deslizar fácilmente una sobre la otra. Dentro de cada capa, cada átomo de carbono está rodeado por sólo tres átomos vecinos. Después de formar enlace σ con cada vecino mediante orbitales híbridos sp , cada 2

átomo de

4

(a)

(b)

Figura 6.1 La estructura del diamante desde dos puntos de vista. (a) La celda unidad convencional; los átomos sombreados muestran uno de los anillos hexagonales en la conformación de silla. (b) El empaquetamiento de los anillos hexagonales con forma de silla.

335 pm

+

+

+

+ 141,5 pm

Figura 6.2 Estructura del grafito. carbono tiene todavía un electrón en el orbital p no hibridizado, y estos orbitales están dispuestos de manera ideal para la superposición pπ-pπ y la consiguiente exsistencia de diferentes estructuras resonantes:

más otras estructuras

5 El resultado de esta superposición es la existencia de una nube electrónica π deslocalizada que se extiende por arriba y por debajo del plano de los átomos de carbono y de una a otra parte de las capas del grafito. El movimiento libre de los electrones en esta nube π explica la conductividad eléctrica del grafito en las direcciones paralelas a las capas. La resonancia conduce a equivalencia, de manera que las distancias de enlace son todas de 141,5 pm. Esto es un poco más que la distancia de enlace en el benceno, donde el orden de enlace es 1,5, y corresponde a un orden de enlace en el grafito de 1,33. En realidad, existen dos modificaciones del grafito las cuales difieren en la disposición de las capas. En ningún caso todos los átomos de carbono de una capa se encuentran directamente sobre los de la siguiente capa, pero en la estructura mostrada en la Figura 6.2 los átomos de carbono de cada capa alterna se encuentran superpuestos. Este tipo de disposición, el cual puede designarse como ABABA…, es aparentemente el más estable y existe en la forma más común del grafito, el grafito hexagonal. También hay una forma romboédrica, frecuentemente presente en el grafito natural, en la cual la disposición de las capas es ABCABCA…, es decir, cada tercera capa está superpuesta. Las dos formas alotrópicas difieren tanto en sus propiedades físicas como químicas debido a las diferencias en la disposición y enlace de los átomos. El diamante es más denso que el grafito (Tabla 6.1),pero el grafito es más estable en 2,90 kJ mol−1 a 300 K y 1 atm. Teniendo en cuenta que para el equilibrio C(grafito)

C(diamante)

(6.1)

∆G° = 2,90 kJ mol−1 y ∆H° = 1,90 kJ mol−1, se obtiene ∆S° = -3,34 J mol−1 K−1 a 300 K. Por lo tanto, el diamante y el grafito estarán en equilibrio a la temperatura de -567 K, temperatura imposible por estar por debajo del cero absoluto. El diamante, sin embargo, persiste en condiciones ordinarias porque la velocidad de desplazamiento del equilibrio 6.1 hacia la formación de grafito es inmensurablemente lenta. De las densidades se deduce que para transformar grafito en diamante se debe aplicar presión. De las propiedades termodinámicas de los dos alótropos y de la ecuación

6  d ∆G    = ∆V  d ∆P  T

(6.2)

en donde ∆V es la diferencia de volúmenes molares de las dos formas y P es la presión, podemos estimar la presión a la cual las dos formas estarán en equilibrio a 300 K. Para el equilibrio 6.1  1 1  d ∆G  −   = ∆V = P.A.(C)  d ∆P  T  d diamante d grafito

   

1   1 = 12 −  × 10 -3 = −1,91× 10 −3 l  3,51 2,25  Integrando la ecuación 6.2 entre los estados 1 y 2 a las presiones de 1 y P atmósferas, respecitvamente, tenemos que P

2

∫1 d ∆G = ∫1∆V dP = ∆G 2 − ∆G1 = ∆V (P − 1) 0 − 2,9 × 0,082 / 8,31 = −191 , × 10 − 3 (P − 1) luego, P = 15.000 atm En consecuencia, se puede producir diamante a partir de grafito sólo a altas presiones y, además, se necesita altas temperaturas para que la velocidad de conversión sea apreciable Los diamantes naturales se formaron cuando los procesos geológicos crearon esas condiciones. La primera síntesis de diamantes a partir de grafito se reportó en 1955. Hoy día, para efectuar la síntesis, se usa temperaturas de alrededor de 3.000 K, presiones por encima de 12.500 atm y metales de transición, cromo, hierro o platino, como catalizadores para obtener velocidades de conversión útiles. Las diversas formas del carbono amorfo, tales como carbón vegetal, hollín y negro humo, son en realidad formas microcristalinas del grafito. Las propiedades físicas de tales materiales están determinadas principalmente por la naturaleza y extensión de sus áreas superficiales. Las formas finamente divididas, las cuales presentan superficies relativamente grandes con fuerzas atractivas parcialmente saturadas, absorben fácilmente grandes cantidades de gases y solutos en solución.

7 El carbono natural tiene la composición isotópica isótopo

14

12

C, 98,89% y

13

C, 1,11%. El

C, el cual decae por emisión β y tiene una vida media de 5570 años, se usa

ampliamente como marcador radioactivo y se prepara por irradiación de nitruro de litio o 14

14

de aluminio con neutrones térmicos: N (n, p) C.

6.2.2 Química del carbono La estructura electrónica de la capa de valencia del carbono en su estado 2

2

fundamental es 2s 2p , por lo que para alcanzar la tetravalencia normal el átomo debe promoverse al estado de valencia 2s12p3. Debido a lo elevado de los potenciales de 4+

ionización, el ion C

4−

no se forma en ningún proceso químico ordinario, pero el ion C

posiblemente existe en algunos carburos de los metales más electropositivos. En general, sin embargo, el carbono sólo forma enlaces covalentes. Una característica única del carbono es la catenación; es decir, su tendencia a enlazarse consigo mismo formando cadenas o anillos, no sólo por medio de enlaces simples C-C sino también con enlaces múltiples C=C y C≡C. El azufre y el silicio son los otros elementos con cierta tendencia a la catenación, pero son muy inferiores al carbono en este sentido. Se puede apreciar la elevada tendencia del carbono a la catenación, comparado con el silicio o el azufre, considerando las energías de enlace dadas en la Tabla 6.2. Uno de los factores que contribuye a que la estabilidad térmica de las cadenas de átomos de carbono sea alta es la fuerza intrínseca de los enlaces C-C; los enlaces Si-Si y S-S son más débiles. El otro factor importante es la diferencia en energía entre los enlaces homo y heteronucleares. Mientras que los enlaces C-X son de energías comparaTabla 6.2 Algunas energías de enlace D (en kJ mol−1) para enlaces en los cuales participan carbono, silicio y azufre. Enlace

D

Enlace

D

Enlace

D

C-C

347,3

Si-Si

192,5

S-S

267,8

C-H

414,2

Si-H

318,0

S-H

368,2

C-Cl

326,4

Si-Cl

401,7

S-Cl

272,0

C-O

359,8

Si-O

464,4

8 bles a la de los enlaces C-C, los enlaces Si-X y S-X son mucho más fuertes que los enlaces Si-Si y S-S, respectivamente. En consecuencia, dada la energía de activación necesaria, los compuestos con enlaces Si-Si o S-S se convierten muy exotérmicamente en enlaces Si-X o S-X. En prácticamente todos sus compuestos estables, el carbono forma cuatro enlaces covalentes y tiene números de coordinación de 2 en enlaces -C≡ o =C=, 3 en enlaces =C< o 4 en enlaces >C