Il carbonio (dal latino carbo, carbonis, "carbone"), simbolo C, è l'elemento chimico che ha numero atomico 6. È il primo elemento del gruppo 14 del sistema periodico, detto anche gruppo del carbonio, e fa parte del blocco p. È un non metallo tetravalente, cioè i suoi atomi sono in grado di formare fino a quattro legami covalenti grazie a 4 elettroni di valenza.
È il quarto elemento più abbondante nell'universo dopo l'idrogeno, l'elio e l'ossigeno, forma circa lo 0,025% della crosta terrestre ed è l'elemento comune a tutte le forme viventi. In natura sono presenti tre isotopi: il 12C e il 13C sono stabili, mentre il 14C è un radionuclide che decade con un tempo di dimezzamento di 5.700 anni. Il più comune è il carbonio-12, mentre il carbonio-14 è di fondamentale importanza per le sue applicazioni pratiche, essendo comunemente usato per la datazione radiometrica di antichi reperti.
Il termine "carbonio" è utilizzato spesso anche impropriamente per indicare l'anidride carbonica, soprattutto nell'ambito dell'ecologia, come nel caso delle espressioni "impronta di carbonio", "tassa sul carbonio" e "cattura e sequestro del carbonio".
Storia Il carbonio (dal latino carbo che significa "carbone") era già conosciuto dalle popolazioni antiche, che lo producevano bruciando materiale organico con poco ossigeno. In particolare il carbonio sotto forma di carbone veniva prodotto in epoca romana con la stessa chimica di oggi, riscaldando il legno in una piramide ricoperta di argilla per escludere l'aria. Secondo Plinio il vecchio, il nerofumo (atramentum) veniva utilizzato nella produzione di inchiostri. I diamanti erano invece conosciuti probabilmente già nel 2500 a.C. in Cina.
Nel XVIII secolo Lavoisier lo riconobbe come sostanza semplice (cioè costituita da atomi dello stesso elemento chimico). Successivamente venne determinato il suo peso atomico da Berzelius. Nel 1779 Carl Wilhelm Scheele mostrò che la grafite, che si pensava fosse una forma di piombo (plumbago, in latino), in realtà era identica al carbone, ma con una piccola aggiunta di ferro, e che dava "acido aereo" (cioè anidride carbonica) quando ossidata con acido nitrico. Nel 1786 gli scienziati francesi Claude Louis Berthollet, Gaspard Monge e C. A. Vandermonde confermarono che la grafite era principalmente carbonio ossidandola in ossigeno più o meno allo stesso modo in cui Lavoisier aveva fatto con il diamante. Nella loro pubblicazione proposero il nome "carbone" per l'elemento che si sprigionava sotto forma di gas bruciando la grafite.
Sebbene fosse conosciuto dall'antichità, il diamante fu identificato come una forma allotropica del carbonio solo nel 1796, grazie alle ricerche del chimico inglese Smithson Tennant, che provò che la combustione del diamante produceva semplicemente anidride carbonica (CO2). La tetravalenza del carbonio fu appurata nel 1858 da Friedrich August Kekulé von Stradonitz.
Nel 1961 il carbonio-12 venne introdotto come riferimento dalla International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) per la definizione dei pesi atomici.
Il fullerene (allotropo del carbonio) venne scoperto come sottoprodotto di esperimenti con i raggi molecolari nel 1985. I suoi scopritori (Robert Curl, Harold Kroto e Richard Smalley) hanno ricevuto il Premio Nobel per la chimica nel 1996. Negli anni a seguire varie altre forme di carbonio, sempre facenti parte della categoria dei fullereni, sono state scoperte. Il conseguente rinnovato interesse per nuove forme ha portato alla scoperta di ulteriori allotropi esotici, incluso il carbonio vetroso, e alla realizzazione che il "carbonio amorfo" in realtà non è propriamente amorfo.
Isotopi
Il carbonio ha tre isotopi naturali e disponibili in natura. I due più abbondanti sono stabili: il 12C (98,93%) e il 13C (1,07%). Il terzo, 14C, conosciuto anche con il nome di "radiocarbonio", è un radioisotopo con tempo di dimezzamento di 5570 anni, che viene utilizzato per la datazione del legno e di altri materiali di origine biologica nei siti archeologici.
Nel 1961 l'Unione internazionale di chimica pura e applicata (IUPAC) ha adottato l'isotopo carbonio-12 come base per la misura del peso atomico.
Isotopi vicini Nella tabella seguente, le caselle colorate in arancione corrispondono ad isotopi stabili.
12O 13O 14O 15O 16O 17O 18O 19O 10N 11N 12N 13N 14N 15N 16N 17N 18N 8C 9C 10C 11C 12C 13C 14C 15C 16C 17C 6B 7B 8B 9B 10B 11B 12B 13B 14B 15B 16B 5Be 6Be 7Be 8Be 9Be 10Be 11Be 12Be 13Be 14Be 15Be
Allotropi
Il carbonio ha molte forme allotropiche standard, più una forma allotropica esotica: diamante: ibridazione sp³, durissimo, 10 nella scala di Mohs, con modulo di comprimibilità ; grafite: ibridazione sp², una delle sostanze più morbide, 0,5-2 nella scala di Mohs; grafene: materiale costituito da un unico strato grafitico di atomi di carbonio; grafino: esagoni di C sp², come nel grafene, connessi tra loro in ogni vertice da una o più unità acetileniche −C≡C−, C sp; lonsdaleite o diamante esagonale: ibridazione sp³, con durezza 7-8 nella scala di Mohs; fullerite: fullereni e nanotubi di carbonio ibridazione sp², molecole di scala nanometrica, cave con superficie grafitica; nanoschiuma di carbonio: allotropo a bassissima densità, ferromagnetico; nanorod, aggregati di carbonio o ACNR o ADNR: la più dura e meno comprimibile sostanza nota (dal 2005), con di modulo; carbonio vitreo: ibridazione sp², usato per elettrodi e crogioli per alte temperature; forma a catena lineare di atomi di C uniti da legami tripli e singoli alternati, [−C≡C−]n, ossia un poliino; viene detta "carbonio sp" o "carbyne" (in inglese); è una forma esotica metastabile ottenuta per ora solo in laboratorio con sofisticate tecniche fisiche di fasci molecolari supersonici in condizioni di vuoto ultra-spinto; carbonio amorfo (non esattamente un allotropo).
Il carbonio può inoltre presentare tipi di ibridazione differente all'interno della stessa forma allotropica; esempi di allotropi di questo tipo sono i film nanostrutturati cluster assembled e le schwarziti.
Carbonio amorfo Nella sua forma amorfa, il carbonio presenta un certo ordine della sua struttura atomica a corto raggio, ma minore di quello presente nella grafite e nel diamante. Può presentarsi sotto forma di polvere di carbone o fuliggine.
Grafite
Il termine "grafite" è stato introdotto nel 1789 da Abraham Gottlob Werner come Graphit, derivato dal greco γράφω (gràpho, "disegnare/scrittura", perché lascia un segno se strofinata su carta e quindi poi per il suo utilizzo nelle matite). Si tratta della forma allotropica più comune del carbonio. Nella grafite ogni atomo è legato ad altri tre in un piano composto di anelli esagonali fusi assieme, come quelli degli idrocarburi aromatici. Le due forme conosciute di grafite, alfa (esagonale) e beta (romboidale), hanno identiche proprietà fisiche, ad eccezione della struttura cristallina. La grafite che si trova in natura contiene fino al 30% della forma beta, mentre la grafite prodotta sinteticamente contiene solo la forma alfa. La forma alfa può essere convertita in forma beta attraverso un trattamento meccanico e la forma beta si ritrasforma in forma alfa quando è riscaldata sopra i 1000 °C.
La grafite conduce elettricità, a causa della delocalizzazione degli elettroni π obbligati a muoversi sopra e sotto i piani dell'atomo di carbonio. Questi elettroni sono liberi di muoversi, quindi sono in grado di condurre elettricità. L'elettricità è condotta unicamente lungo il piano degli strati. Il diamante invece non conduce elettricità perché la banda degli HOMO è completamente riempita e la successiva banda vuota è distante in energia circa 5,5 eV, maggiore rispetto a quella del silicio che, con struttura perfettamente analoga e con banda piena, ha un band gap di soli 1,12 eV. Come il silicio, il diamante può divenire semiconduttore se drogato, ma questa operazione è più difficile da svolgere.
Nella grafite, ogni atomo di carbonio utilizza solo 3 dei suoi 4 elettroni del livello energetico esterno nel legarsi covalentemente ad altri tre atomi di carbonio. Ciascun atomo di carbonio contribuisce un elettrone ad un sistema delocalizzato di elettroni che è quindi una parte del legame chimico. Gli elettroni delocalizzati sono liberi di muoversi in tutto il piano. Per questo motivo la grafite conduce elettricità lungo i piani di atomi di carbonio, ma non conduce in direzione ortogonale rispetto al piano.
A differenza del diamante, la grafite è un conduttore elettrico e per tale motivo può essere utilizzata, ad esempio, come elettrodo di lampade ad arco elettrico. In condizioni standard è la forma più stabile del carbonio e pertanto è utilizzato in termochimica come stato standard per la definizione del calore di formazione di composti di carbonio. Grafite in polvere viene utilizzata come lubrificante a secco. Anche se si potrebbe pensare che questa proprietà industrialmente importante sia interamente dovuta alla sfaldatura degli strati della struttura, in realtà in un ambiente sotto vuoto (come nelle tecnologie per l'uso nello spazio), la grafite è risultata essere un pessimo lubrificante. Questo fatto ha portato alla scoperta che la grafite ha proprietà lubrificanti grazie all'assorbimento di aria e acqua tra uno strato e l'altro e dunque, nel vuoto, in mancanza di materiale da assorbire, non presenta questa proprietà. Quando un grande numero di difetti cristallografici legano insieme più piani della struttura, la grafite perde le sue proprietà di lubrificazione e diventa ciò che è noto come "carbonio pirolitico", un materiale utile in impianti a contatto con il sangue, come le protesi valvolari cardiache.
La grafite è l'allotropo più stabile di carbonio. Contrariamente a quanto si possa pensare, l'elevata purezza non permette alla grafite di bruciare, neppure a temperature elevate. Per questo motivo è ottima per i reattori nucleari e per i crogioli di fusione dei metalli. A temperature e pressioni elevate (circa 2000 °C e a pressione di ), la grafite si trasforma in diamante. A pressioni molto alte il carbonio forma un allotropo chiamato "diamante", nel quale ogni atomo è legato ad altri quattro. I diamanti hanno la stessa struttura cubica del silicio e del germanio e, grazie alla forza del legame chimico carbonio-carbonio, è assieme al nitruro di boro la sostanza più dura in termini di resistenza allo sfregamento. La transizione alla grafite, a temperatura ambiente, è così lenta da risultare inosservabile. Sotto determinate circostanze, il carbonio cristallizza come lonsdaleite, una forma simile al diamante ma a struttura esagonale.
Grafiti naturali e cristalline non sono spesso utilizzati in forma pura come materiali strutturali per le loro , fragilità e incoerenti proprietà meccaniche. Nelle forme sintetiche di consistenza vetrosa, la grafite pirolitica e le fibre di grafite sono estremamente forti, resistente al calore (fino a 3000 °C). La sfaldabilità della grafite è dovuta alle deboli forze di van der Waals che tengono uniti i piani.
Il peso specifico della grafite è di 2,3, il che la rende più leggero del diamante. È leggermente più reattiva di diamante, perché i reagenti sono in grado di penetrare tra gli strati esagonali di atomi di carbonio. Non è influenzata da solventi ordinari, acidi diluiti o alcali fusi. Tuttavia l'acido cromico ossida la grafite a biossido di carbonio (CO2).
Diamante
Il diamante è una delle tante forme allotropiche in cui può presentarsi il carbonio. È costituito da un reticolo cristallino di atomi di carbonio disposti secondo una struttura tetraedrica. I diamanti possono essere formati dalla grafite sottoponendola a condizioni di elevata pressione e temperatura. La struttura del diamante è metastabile in condizioni standard e si trasforma in grafite per riscaldamento a 2000 K.
Fullereni