¿Existe la molécula de dos átomos de carbono?

lunes, 11 de agosto de 2014

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Puede resultar chocante que exista un área de la química ‒y no una precisamente pequeña‒ que esté dedicada exclusivamente al estudio de un elemento de los 118 que aparecen en la tabla periódica. Se trata de la química orgánica, la rama de esta ciencia que estudia al elemento número seis: el carbono. Por otro lado, la química inorgánica se encarga del estudio de los demás elementos. Esta división aparentemente desigual es del todo arbitraria, claro está. Quizás si la vida en la Tierra estuviese basada en el silicio en lugar del carbono, la química orgánica tendría por objeto el estudio del silicio. Quién sabe. Pero lo que es seguro es que el carbono tiene algo especial, algo que lo hace diferenciarse de otros elementos. Entre otras cosas, puede formar cadenas con suma facilidad, así como enlaces simples, dobles y triples (cualidades que lo hacen ser sumamente versátil). Además, si observamos los elementos que lo rodean en la tabla, podemos hacernos un par de preguntas acerca de sus propiedades.

El carbono pertenece a un grupo muy general de elementos químicos situados a la derecha de la tabla, los no metales. En la misma fila encontramos al nitrógeno, al oxígeno y al flúor. Y bajando, en la misma columna que el flúor, encontramos al cloro, al bromo, al yodo y al astato. Dejando de lado al astato (se estima que hay menos de 30 gramos en toda la corteza terrestre), el resto de los elementos mencionados pueden formar moléculas de dos átomos con facilidad. Así, encontramos al dinitrógeno, al dióxigeno, al flúor molecular, y a todos los demás elementos formando parejas de dos. Además, todas estas moléculas constituyen gases. Sin ir más lejos, el nitrógeno y el oxígeno en su forma molecular componen la mayor parte del aire que respiramos (78% y 21%, respectiva y aproximadamente). ¿Puede formar el carbono moléculas de dos átomos? Para responder esta pregunta habrá que reducir un poco la escala, y pensar en electrones en lugar de átomos.



Los electrones son algo escurridizo. No podemos verlos directamente por su propia naturaleza, así que tenemos que recurrir a teorías, modelos, y métodos alternativos para obtener información acerca de sus propiedades. Hay diversas teorías que podemos utilizar para hallar una respuesta. La más simple de ellas, una que se maneja incluso en la educación secundaria, es la representación de estructuras de Lewis.

El concepto es simple. Cada elemento se representa con su símbolo, y alrededor se disponen puntos que simbolizan los electrones que dicho elemento tiene disponibles para formar enlaces (los electrones de valencia, situados en la capa más exterior). Tenemos que tener en cuenta que un enlace simple,  que se representa como una línea, requiere dos electrones, y que los elementos por algún motivo son más estables cuando están rodeados de ocho electrones. No importa si son todos suyos, como en el caso de los gases nobles, o compartidos con otro elemento. Como pasa con frecuencia, hay excepciones: algunos elementos se rodean de más de ocho electrones para conseguir una configuración que resulta ser estable. Otros no llegan a los ocho. Pero por lo general, es así.

Si observamos la forma en que se disponen los electrones en el átomo de carbono, observamos que en la última capa hay cuatro. Cuatro electrones que están disponibles para formar enlaces. Y si tenemos que llegar a ocho electrones, lo razonable es pensar que cada átomo de carbono puede unirse a otro átomo igual y compartir sus cuatro electrones, de forma tal que cada uno dispone de sus cuatro electrones más los cuatro de su vecino. Ocho en total.

Vemos que el carbono forma un cuádruple enlace para unirse a otro átomo igual de carbono. Puede parecer raro (porque, de hecho, lo es). No es muy frecuente ver cuádrules enlaces, aunque según nuestro razonamiento puede ser algo perfectamente posible. La molécula de dicarbono, tal y como la hemos predicho, sería una molécula muy estable. Así como el dinitrógeno, que aunque forma las tres cuartas partes del aire que respiramos apenas interacciona con nuestro organismo, el dicarbono debería ser una molécula estable y fácilmente detectable una vez se hubiese producido en abundancia. Pero ahora viene lo interesante: no es así. El dicarbono existe. Es una especie química que se ha detectado fuera de la Tierra, en cometas y en el vacío. Pero es una molécula con propiedades ácidas muy marcadas, y además muy inestable y difícil de detectar. Esto nos dice algo sobre su estructura.

Si el dicarbono es una sustancia reactiva, significa que su estructura no puede ser tan estable. Si empujamos ligeramente una pelota y acaba a dos kilómetros del punto inicial es porque se encontraba en un lugar bastante precario. Por tanto tenemos que descastar la estructura de arriba y usar otra herramienta. Podemos utilizar herramientas más avanzadas para obtener algo diferente.

En un post anterior hablamos de los motivos por los que los átomos existen, y mencionamos la existencia de los orbitales atómicos. Un orbital es una zona del espacio en la que hay cierta probabilidad de encontrar un electrón. En la imagen de abajo vemos los orbitales de un átomo de carbono enlazado a cuatro hidrógenos (una molécula de metano). Podemos observar que un enlace no es más que la superposición de dos orbitales. Así, cuando el orbital esférico de cada hidrógeno (representado de color rojo) se superpone con el orbital globular del carbono (de color azul) se forma un enlace carbono-hidrógeno. Recordad esto, va a ser importante para después.


Carbono con cuatro enlaces simples (hibridación sp3). Fuente.

En el átomo de carbono, los átomos más externos están situados de tal forma que dicho átomo sólo puede formar tres enlaces iguales, y otro de diferente tipo. Pero como en la realidad el carbono forma cuatro enlaces simples idénticos (si se une a cuatro átomos idénticos, claro) suponemos que estos electrones se redistribuyen en un proceso que conocemos como hibridación. Así, los cuatro orbitales iniciales, que eran de tipos diferentes, se convierten en orbitales iguales que pueden formar enlaces idénticos entre sí. Si el carbono forma enlaces dobles en lugar de simples, la redistribución de los electrones es diferente. Y si forma enlaces triples, de nuevo, la redistribución es diferente. El caso es que utilizando el concepto de hibridación podemos predecir cosas interesantes. La forma de las moléculas que contienen carbono dependiendo del tipo de enlace, por poner un ejemplo práctico:

Representación de la molécula del olimpiceno e imagen obtenida mediante microscopía de fuerza atómica. Las zonas más claras indican la persencia de electrones. Fuente.

Ahora ya sabemos que los enlaces son sólo superposiciones de orbitales (o eso parece). Y sabemos que dependiendo del tipo de enlace (simple, doble, triple…) los orbitales tendrán que modificarse o hibridarse para hacer posible la unión entre átomos. Pues resulta que, si nos adentramos más en la teoría de los orbitales, llegamos a la conclusión de que el carbono no puede enlazarse a otro carbono con un cuádruple enlace. La razón es simple: sus orbitales no apuntan en las direcciones necesarias para superponerse entre sí. Los electrones que giran en torno al núcleo de seis protones del carbono, en definitiva, no se mueven por los lugares adecuados. Lo máximo que nos podemos acercar a un cuádruple enlace es un triple enlace, y los electrones restantes de cada átomo simplemente pueden unirse a cualquier otra cosa.

Pero entonces, ¿cómo es la molécula de dicarbono? La descripción más precisa parece definir la molécula como un eteno (dos carbonos unidos con un doble enlace) sin sus dos hidrógenos en cada carbono. También podemos comparar la energía necesaria para separar los dos carbonos con la energía necesaria para romper moléculas similares. El resultado que obtenemos es que la energía que requiere la rotura del enlace es equiparable a la necesaria para romper un doble enlace carbono-carbono en cualquier otra molécula. Así, podemos concluir que el dicarbono es algo así:


Siendo los puntos que hay junto a cada carbono electrones disponibles para enlazar. El dicarbono (o carbono diatómico, o carbono molecular) existe. Y como dijimos antes, hay ciertas propiedades suyas que conocemos. Se trata de un elemento muy ácido y altamente inestable. Es corrosivo, y se encuentra de forma momentánea incluso en la Tierra, cerca de nosotros. Podemos encontrar (en pequeñas cantidades) dicarbono en los arcos eléctricos formados entre dos piezas de metal con una diferencia de potencial alta. También en las llamas azules producidas cuando se quema un hidrocarburo. Algo más lejos, podemos encontrar dicarbono en los gases que rodean los cometas más tenues, y en el medio interestelar (pues en el vacío es más complicado que se den reacciones con otros elementos, como el oxígeno).

Me gustaría acabar recomendando un artículo divulgativo (aunque quizás no apto para todo el mundo, eso sí) escrito por el ganador del premio Nobel de Química de 1981 Roald Hoffmann, acerca del carbono diatómico. El artículo en cuestión (en inglés) puede leerse aquí: C2 In All Its Guises. Me quedo con las últimas líneas:

Creo que lo que la naturaleza está intentando decirnos, tan claramente como le es posible a través de esta riqueza deslumbrante, es «Podéis desmenuzar la química como queráis, pero os estoy diciendo que el mundo es sólo uno (…).»

Fuentes

-CCD Photometry of Comets [link]
-Re: Why don't two carbon atoms form a molecule with four covalent bonds? [link]
-C2 In All Its Guises [link]
-Química General (10ª Ed), Raymond Chang, McGraw-Hill, 2010. ISBN: 978-607-15-0307-7.

4 comentarios:

  1. muy buen artículo!

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  2. ¡Gracias por el comentario! Espero que el resto del blog sea también de tu agrado.

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  3. ups, creo que al principio debería decir (en mayúscula mi "aportación"):
    "Por otro lado, la química INorgánica se encarga del estudio de los demás elementos."

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  4. Hola, Nicolás. Por supuesto, tienes razón. Vaya un error más tonto :\

    Corregido, gracias por la aportación.

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