Capítulo XVII

EL CARBONO Y ALGUNOS DE SUS COMPUESTOS MÁS SIMPLES

~La familia.~ El carbono encabeza una familia de elementos en el cuarto grupo de la tabla periódica. Las semejanzas entre los elementos de esta familia, aunque bastante notables, no son tan marcadas como en el caso de los elementos de la familia del cloro. Con excepción del carbono, estos elementos son relativamente raros, y no es necesario tratarlos en detalle en este capítulo. El titanio será mencionado nuevamente en relación con el silicio, al que se parece mucho.

~Ocurrencia.~ El carbono se encuentra en la naturaleza en estado libre en varias formas. El diamante es prácticamente carbono puro, mientras que el grafito y el carbón están compuestos en gran parte de carbono, aunque contienen pequeñas cantidades de otras sustancias. Sus compuestos naturales son sumamente numerosos y se presentan como gases, líquidos y sólidos. El dióxido de carbono es su compuesto gaseoso más conocido. El gas natural y el petróleo son en gran parte compuestos de carbono con hidrógeno. Los carbonatos, especialmente el carbonato de calcio, forman grandes estratos de rocas y se encuentran en casi todas las localidades. Todos los organismos vivos, tanto vegetales como animales, contienen un alto porcentaje de este elemento, y la cantidad de sus compuestos que conforman la vasta variedad de la naturaleza animada es casi ilimitada. Se han preparado más de cien mil compuestos definidos que contienen carbono. En estado libre, el carbono se presenta en tres formas alotrópicas, dos de las cuales son cristalinas y una amorfa.

~Carbono cristalino.~ El carbono cristalino se presenta en dos formas: diamante y grafito.

1. Diamante. Los diamantes se encuentran en cantidades considerables en varias localidades, especialmente en Sudáfrica, las Indias Orientales y Brasil. Los cristales pertenecen al sistema regular, pero las piedras naturales no muestran esto con mucha claridad. Cuando se encuentran, suelen estar cubiertos por una capa rugosa que se elimina en el proceso de tallado. El tallado de diamantes se realiza principalmente en Holanda.

La densidad del diamante es de 3.5 y, aunque es frágil, es una de las sustancias más duras que existen. Los diamantes negros, así como las piedras rotas e imperfectas que no tienen valor como gemas, se utilizan para pulir sustancias duras. Pocos reactivos químicos afectan al diamante, pero cuando se calienta en oxígeno o al aire, se ennegrece y arde, formando dióxido de carbono.

Lavoisier fue el primero en demostrar que el dióxido de carbono se forma por la combustión del diamante; y Sir Humphry Davy, en 1814, demostró que este es el único producto de la combustión y que el diamante es carbono puro.

~El diamante como gema.~ El diamante puro es perfectamente transparente e incoloro, pero muchos presentan diversos matices debido a trazas de sustancias extrañas. Por lo general, los incoloros son los más apreciados, aunque en algunos casos el color aumenta su valor; así, el famoso diamante Hope es de un hermoso color azul. La luz que pasa a través de un diamante se refracta mucho, y a este hecho la piedra debe su brillo y destello.

~Preparación artificial de diamantes.~ Se han hecho muchos intentos para producir diamantes artificialmente, pero durante mucho tiempo estos siempre terminaron en fracaso, obteniéndose grafito y no diamantes. El químico francés Moissan, en su extenso estudio de la química a altas temperaturas, finalmente logró (en 1893) fabricar algunos pequeños. Lo consiguió disolviendo carbono en hierro en ebullición y sumergiendo el crisol que contenía la mezcla en agua, como se muestra en la figura 58. Bajo estas condiciones, el carbono cristalizó en el hierro en forma de diamante. Los diamantes se obtuvieron luego disolviendo el hierro con ácido clorhídrico.

2. Grafito. Esta forma de carbono se encuentra en grandes cantidades, especialmente en Ceilán, Siberia y en algunas localidades de Estados Unidos y Canadá. Es una sustancia negra y brillante, muy suave y grasosa al tacto. Su densidad es de aproximadamente 2.15. Sus propiedades varían algo según la localidad en que se encuentre, y es más fácilmente atacada por reactivos que el diamante. También se fabrica calentando carbono con una pequeña cantidad de hierro (3%) en un horno eléctrico. Se utiliza en la fabricación de lápices, crisoles, como lubricante y como recubrimiento protector para el hierro en forma de barniz o pintura.

~Carbono amorfo.~ Aunque se conocen muchas variedades de carbono amorfo, no son verdaderas modificaciones alotrópicas. Se diferencian únicamente en su grado de pureza, su finura de división y en su modo de preparación. Estas sustancias son de gran importancia debido a sus múltiples usos en las artes e industrias. Tal como se encuentran en la naturaleza o se fabrican artificialmente, casi todos son carbono impuro, y la impureza depende de la sustancia en cuestión.

1. Carbono puro. El carbono amorfo puro se prepara mejor carbonizando azúcar. Esta es una sustancia compuesta de carbono, hidrógeno y oxígeno, estando estos dos últimos presentes en la proporción de un átomo de oxígeno por cada dos de hidrógeno. Cuando el azúcar se calienta fuertemente, el oxígeno y el hidrógeno se eliminan en forma de agua y queda el carbono puro. Preparado de esta manera, es un polvo negro, suave, lustroso y muy voluminoso.

2. Carbón y coque. Los carbones de diversos tipos probablemente se formaron a partir de vastas acumulaciones de materia vegetal en épocas pasadas, que quedaron cubiertas por materiales terrosos y así protegidas de la descomposición rápida. Bajo diversas acciones naturales, la materia orgánica se transformó lentamente en carbón. En la antracita estos cambios han llegado más lejos, y esta variedad de carbón es casi carbono puro. Los carbones blandos o bituminosos contienen bastante materia orgánica además de carbono y sustancias minerales. Cuando se calientan fuertemente fuera del contacto con el aire, la materia orgánica se descompone y la materia volátil resultante se elimina en forma de gases y vapores, quedando solo la materia mineral y el carbono. El producto gaseoso es principalmente gas de alumbrado y el residuo sólido es coque. Parte del coque se encuentra como una costra densa en los lados y techo del retorta. Esto se llama carbono de retorta y es bastante puro.

3. Carbón vegetal. Se prepara a partir de madera de la misma manera que el coque se obtiene del carbón mineral. Cuando el proceso se realiza en retortas, se aprovechan los productos expulsados por el calor. Entre estos hay muchas sustancias valiosas, como el alcohol de madera y el ácido acético. Donde la madera es abundante, el proceso se lleva a cabo de manera poco eficiente, cubriendo simplemente pilas de madera con césped y prendiéndoles fuego. Parte de la madera se quema y el calor de esta descompone la madera no quemada, formando carbón vegetal. El carbón vegetal, por supuesto, contiene la parte mineral de la madera de la que se forma.

4. Negro animal. Esto se llama a veces carbón animal y se obtiene carbonizando huesos y desechos animales. La parte orgánica de los materiales se descompone y queda el carbono en estado muy finamente dividido, disperso en la parte mineral que consiste principalmente en fosfato de calcio. Para algunos usos, esta parte mineral se elimina mediante tratamiento con ácido clorhídrico y lavado prolongado.

5. Negro de humo. El negro de humo y el hollín son productos de la combustión imperfecta del aceite y el carbón, y se depositan de una llama humeante sobre una superficie fría. El carbono en esta forma está muy finamente dividido y suele contener diversos materiales aceitosos.

~Propiedades.~ Aunque las diversas formas de carbono difieren en muchas propiedades, especialmente en color y dureza, todas son sólidos inodoros e insípidos, insolubles en agua y caracterizados por su estabilidad frente al calor. Solo en el intenso calor del arco eléctrico el carbono se volatiliza, pasando directamente del estado sólido al vapor. Debido a esto, la superficie interna de una bombilla incandescente, después de usarse por algún tiempo, se recubre con una película oscura de carbono. No es atacado a temperaturas ordinarias por la mayoría de los reactivos, pero a temperaturas elevadas se combina directamente con muchos elementos, formando compuestos llamados carburos. Cuando se calienta en presencia de suficiente oxígeno, arde formando dióxido de carbono.

~Usos del carbono.~ El principal uso del carbono amorfo es como combustible para proporcionar calor y energía para todos los usos de la civilización. Se utiliza una enorme cantidad de carbono en forma de carbones más puros, coque y carbón vegetal como agente reductor en la fabricación de diversos metales, especialmente en la metalurgia del hierro. La mayoría de los metales se encuentran en la naturaleza como óxidos, o en formas que pueden convertirse fácilmente en óxidos. Cuando estos óxidos se calientan con carbono, el oxígeno es extraído, dejando el metal. El carbono de retorta y el coque se usan para fabricar electrodos para lámparas eléctricas y placas de baterías, mientras que el negro de humo se utiliza para tintas indelebles, tinta de imprenta y barnices negros. El negro animal y el carbón vegetal tienen la propiedad de absorber grandes volúmenes de ciertos gases, así como menores cantidades de materia orgánica; por eso se emplean en filtros para eliminar gases nocivos y colores y olores indeseables del agua. El negro animal se usa extensamente en las refinerías de azúcar para eliminar materias colorantes de los azúcares impuros.

Química de los compuestos del carbono. El carbono es notable por la gran cantidad de compuestos que forma con otros elementos, especialmente con el oxígeno y el hidrógeno. Los compuestos que contienen carbono son más numerosos que todos los demás juntos, y la química de estas sustancias presenta particularidades que no se encuentran en el estudio de otras sustancias. Por estas razones, el estudio sistemático de los compuestos del carbono, o de la química orgánica como suele llamarse, debe posponerse hasta que el estudiante haya adquirido ciertos conocimientos sobre la química de otros elementos. Sin embargo, el conocimiento de algunos de los compuestos de carbono más familiares es esencial para la comprensión de los principios generales de la química.

Compuestos de carbono con hidrógeno, los hidrocarburos. El carbono se une con el hidrógeno para formar una gran cantidad de compuestos llamados hidrocarburos. El petróleo y el gas natural son esencialmente mezclas de una gran variedad de estos hidrocarburos. Muchos otros se encuentran en plantas vivas, y otros más se producen por la descomposición de materia orgánica en ausencia de aire. Aquí solo se discutirán dos de ellos: el metano y el acetileno.

Metano (gas de los pantanos) (CH{4}). Este es uno de los hidrocarburos más importantes y constituye aproximadamente nueve décimas partes del gas natural. Como su nombre lo indica, se forma en los pantanos por la descomposición de materia vegetal bajo el agua, y a menudo se pueden ver burbujas de gas que ascienden cuando se remueven las hojas muertas en el fondo de los estanques. También se acumula en las minas y, cuando se mezcla con aire, los mineros lo llaman grisú debido a su gran inflamabilidad, siendo "grisú" un antiguo término para referirse a un gas. Se forma cuando materia orgánica, como carbón o madera, se calienta en recipientes cerrados, por lo que es un componente principal del gas de hulla.

Preparación. El metano se prepara en el laboratorio calentando acetato de sodio o de calcio con cal sodada. Se secan completamente cantidades iguales de acetato de sodio fundido y cal sodada, luego se mezclan y se colocan en un tubo de ensayo de vidrio resistente, de buen tamaño, provisto de un tapón con un solo orificio y un tubo de salida. La mezcla se calienta gradualmente y, cuando el aire ha sido desplazado del tubo, el gas se recoge en frascos por desplazamiento de agua. La cal sodada es una mezcla de hidróxidos de sodio y calcio. Considerándola solo como hidróxido de sodio, la ecuación es

NaC{2}H{3}O{2} + NaOH = Na{2}CO{3} + CH{4}.

Propiedades. El metano es un gas incoloro e inodoro cuya densidad es 0.55. Es difícil de licuar, hierve a -155 °C bajo presión estándar y es casi insoluble en agua. Arde con una llama azul pálida, liberando mucho calor, y cuando se mezcla con oxígeno es muy explosivo.

La lámpara de seguridad de Davy. En 1815, Sir Humphry Davy inventó una lámpara para uso de los mineros, con el fin de prevenir las terribles explosiones en las minas, entonces frecuentes, causadas por el metano mezclado con aire. La invención consistía en rodear la parte superior de la lámpara común del minero con una malla de alambre y la parte inferior con vidrio (ver Fig. 59). Se ha visto que dos gases no se combinan hasta que se elevan a su temperatura de ignición, y si mientras se combinan se enfrían por debajo de este punto, la combinación cesa. Una llama no atraviesa una malla de alambre porque el metal, al ser un buen conductor de calor, extrae tanto calor de la llama que los gases se enfrían por debajo de la temperatura de ignición. Cuando una lámpara así protegida se introduce en una mezcla explosiva, los gases dentro de la malla arden en una serie de pequeñas explosiones, advirtiendo al minero que el aire es inseguro.

Acetileno (C{2}H{2}). Es un gas incoloro que usualmente tiene un olor desagradable debido a impurezas. Actualmente se produce en grandes cantidades a partir de carburo de calcio (CaC{2}). Esta sustancia se forma cuando el carbón y la cal se calientan juntos en un horno eléctrico. Cuando se trata con agua, el carburo se descompone, produciendo acetileno:

CaC{2} + 2H{2}O = C{2}H{2} + Ca(OH){2}.

En condiciones normales, el gas arde con una llama muy humeante; en quemadores diseñados para asegurar una gran cantidad de oxígeno, arde con una luz blanca muy brillante y, por ello, se utiliza como iluminante.

Preparación en laboratorio. El gas puede prepararse fácilmente en un generador como el que se muestra en la Fig. 60. El tubo interior contiene fragmentos de carburo de calcio, mientras que el exterior está lleno de agua. Mientras la llave de paso esté cerrada, el agua no puede subir al tubo interior. Cuando se abre la llave, el agua asciende y, al entrar en contacto con el carburo en el tubo interior, genera acetileno. Este escapa por la llave de paso y, una vez expulsado el aire, puede encenderse al salir por el quemador.

El carbono forma dos óxidos: el dióxido de carbono (CO{2}) y el monóxido de carbono (CO).

Dióxido de carbono (CO{2}). El dióxido de carbono está presente en el aire en una proporción de aproximadamente 3 partes en 10,000, y esta cantidad aparentemente pequeña es de fundamental importancia en la naturaleza. En algunos lugares, escapa de la tierra en grandes cantidades, y muchas aguas de manantial llevan grandes cantidades disueltas. Cuando estas aguas muy cargadas llegan a la superficie y se elimina la presión, el dióxido de carbono escapa con efervescencia. Es un producto de la oxidación de toda materia orgánica, por lo que se forma en incendios así como en el proceso de descomposición. Se expulsa de los pulmones de todos los animales durante la respiración y es producto de muchos procesos de fermentación, como la fabricación de vinagre y la cerveza. Combinado con óxidos metálicos, forma vastos depósitos de carbonatos en la naturaleza.

Preparación. En el laboratorio, el dióxido de carbono se prepara siempre por la acción de un ácido sobre un carbonato, generalmente carbonato de calcio, utilizando el aparato mostrado en la Fig. 39, que cumple muy bien este propósito. Podría esperarse que esta reacción produjera ácido carbónico, así:

CaCO{3} + 2HCl = CaCl{2} + H{2}CO{3}.

Sin embargo, el ácido carbónico es muy inestable y se descompone en su anhídrido, CO{2}, y agua, así:

H{2}CO{3} = H{2}O + CO{2}.

La reacción completa se representa con la ecuación

CaCO{3} + 2HCl = CaCl{2} + CO{2} + H{2}O.

Propiedades físicas. El dióxido de carbono es un gas incoloro y prácticamente inodoro cuya densidad es 1.5. Su peso puede inferirse por el hecho de que puede sifonearse o verterse como agua de un recipiente a otro hacia abajo. A 15 °C y bajo presión ordinaria, se disuelve en su propio volumen de agua y le da un sabor algo picante y punzante. Se condensa fácilmente y actualmente se prepara comercialmente en esta forma bombeando el gas en cilindros de acero (ver Fig. 6) que se mantienen fríos durante el proceso. Cuando el líquido se libera al aire, parte de él se evapora instantáneamente y, al hacerlo, absorbe tanto calor que otra porción se solidifica, y la forma sólida se parece notablemente a la nieve en apariencia. Esta nieve es muy fría y el mercurio puede congelarse fácilmente con ella.

Dióxido de carbono sólido. Los cilindros de dióxido de carbono líquido son económicos y deberían estar disponibles en todas las escuelas. Para demostrar las propiedades del dióxido de carbono sólido, el cilindro debe colocarse sobre la mesa y sostenerse de modo que el extremo con la llave de paso quede varios centímetros más bajo que el otro extremo. Se hace una bolsa floja sujetando las esquinas de un pañuelo alrededor del cuello de la llave, y luego se abre la llave para que el gas salga en grandes cantidades. Muy rápidamente se recoge una cantidad considerable de nieve en el pañuelo. Para congelar mercurio, presione un trozo de papel de filtro en una cápsula de evaporación pequeña y vierta el mercurio sobre él. Enrolle una espiral plana en el extremo de un alambre y sumerja la espiral en el mercurio. Coloque una cantidad de dióxido de carbono sólido sobre el mercurio y vierta 10 a 15 cc de éter sobre él. En uno o dos minutos el mercurio se solidificará y podrá retirarse de la cápsula usando el alambre como mango. El papel de filtro evita que el mercurio se adhiera a la cápsula; el éter disuelve el dióxido de carbono sólido y favorece su rápida conversión en gas.

Propiedades químicas. El dióxido de carbono es incombustible, ya que, al igual que el agua, es un producto de la combustión. No sostiene la combustión, como lo hace el peróxido de nitrógeno, porque el oxígeno que contiene está unido químicamente al carbono de manera muy firme. Agentes reductores muy fuertes, como el carbono altamente calentado, pueden extraer la mitad de su oxígeno:

CO{2} + C = 2CO.

Usos. La relación del dióxido de carbono con la vida vegetal se ha tratado en un capítulo anterior. El agua muy cargada de dióxido de carbono se utiliza para fabricar agua gaseosa y bebidas similares. Como no sostiene la combustión y puede generarse fácilmente, el dióxido de carbono también se usa como extintor de incendios. Algunos de los extintores portátiles son simplemente dispositivos para generar grandes cantidades de este gas. No es necesario que todo el oxígeno sea eliminado del fuego para sofocarlo. Una vela encendida se apaga en aire que contiene solo 2.5% de dióxido de carbono.

Ácido carbónico (H{2}CO{3}). Al igual que la mayoría de los óxidos de los elementos no metálicos, el dióxido de carbono es un anhídrido ácido. Se combina con el agua para formar un ácido de fórmula H{2}CO{3}, llamado ácido carbónico:

H{2}O + CO{2} = H{2}CO{3}.

Sin embargo, el ácido es muy inestable y no puede aislarse. Solo se forma una cantidad muy pequeña cuando se hace pasar dióxido de carbono en agua, como se evidencia por la baja solubilidad del gas. Si, no obstante, hay una base presente en el agua, se forman sales del ácido carbónico, y estas son bastante estables:

2NaOH + H{2}O + CO{2} = Na{2}CO{3} + 2H{2}O.

Acción del dióxido de carbono sobre las bases. Esta conducta se explica por los principios de las reacciones reversibles. La ecuación

H{2}O +CO{2} H{2}CO{3}

es una ecuación reversible, y el grado hasta el cual progresa la reacción depende de las concentraciones relativas de cada uno de los tres factores en ella. Normalmente se alcanza el equilibrio cuando se forma muy poco H{2}CO{3}. Si hay una base presente en el agua para combinarse con el H{2}CO{3} tan pronto como se forma, todo el CO{2} se convierte en H{2}CO{3}, y de ahí en un carbonato.

Sales del ácido carbónico,—carbonatos. Los carbonatos forman una clase de sales muy importante. Se encuentran en grandes cantidades en la naturaleza y a menudo se utilizan en procesos químicos. Solo los carbonatos de sodio, potasio y amonio son solubles, y estos pueden obtenerse por la acción del dióxido de carbono sobre soluciones de las bases, como se acaba de explicar.

Los carbonatos insolubles se forman como precipitados cuando se tratan sales solubles con una solución de un carbonato soluble. Así, el carbonato de calcio insoluble puede obtenerse reuniendo soluciones de cloruro de calcio y carbonato de sodio:

CaCl{2} + Na{2}CO{3} = CaCO{3} + 2NaCl.

La mayoría de los carbonatos se descomponen por el calor, produciendo un óxido del metal y dióxido de carbono. Así, la cal (óxido de calcio) se obtiene calentando fuertemente el carbonato de calcio:

CaCO{3} = CaO + CO{2}.

Bicarbonatos. Como todos los ácidos que contienen dos átomos de hidrógeno ácido, el ácido carbónico puede formar tanto sales normales como ácidas. Los bicarbonatos se obtienen tratando un carbonato normal con un exceso de ácido carbónico. Con pocas excepciones, son muy inestables, descomponiéndose por el calor incluso cuando están en solución.

Acción del dióxido de carbono sobre el hidróxido de calcio. Si se hace pasar dióxido de carbono en agua de cal clara, al principio se precipita carbonato de calcio:

H{2}O + CO{2} = H{2}CO{3},

Ca(OH){2} + H{2}CO{3} = CaCO{3} + 2H{2}O.

Se aprovecha esta reacción para probar la presencia de dióxido de carbono, como ya se explicó en el capítulo sobre la atmósfera. Si se continúa el paso del dióxido de carbono, el precipitado pronto se disuelve, porque el exceso de ácido carbónico forma bicarbonato de calcio, que es soluble:

CaCO{3} + H{2}CO{3} = Ca(HCO{3}){2}.

Si ahora se calienta la solución, el bicarbonato se descompone y el carbonato de calcio se vuelve a precipitar:

Ca(HCO{3}){2} = CaCO{3} + H{2}CO{3}.

Monóxido de carbono (CO). El monóxido de carbono puede obtenerse de varias maneras, siendo las tres siguientes las más importantes:

1. Por la oxidación parcial del carbono. Si se hace pasar una corriente lenta de aire sobre carbono muy caliente, se forma el monóxido, así:

C + O = CO

Por lo tanto, a menudo se forma en estufas cuando la corriente de aire es insuficiente. El gas de agua, que contiene grandes cantidades de monóxido de carbono, se produce oxidando parcialmente el carbono con vapor de agua:

C + H{2}O = CO + 2H.

2. Por la reducción parcial del dióxido de carbono. Cuando se hace pasar dióxido de carbono sobre carbono muy caliente, este se reduce a monóxido de carbono por el exceso de carbono:

CO{2} + C = 2CO.

Cuando el carbón arde en una estufa o brasero, primero se forma dióxido de carbono en el abundante suministro de aire, pero a medida que el gas caliente asciende a través del carbón incandescente, se reduce a monóxido de carbono. Cuando el monóxido de carbono llega al aire libre sobre el carbón, toma oxígeno para formar dióxido de carbono, ardiendo con la llama azul tan familiar sobre una capa de brasas, especialmente en el caso del carbón duro.

3. Por la descomposición del ácido oxálico. En el laboratorio, el monóxido de carbono se prepara usualmente por la acción del ácido sulfúrico concentrado sobre ácido oxálico. Esta última sustancia tiene la fórmula C{2}H{2}O{4}. El ácido sulfúrico, debido a su afinidad por el agua, descompone el ácido oxálico, como se representa en la ecuación

C{2}H{2}O{4} + (H{2}SO{4}) = (H{2}SO{4}) + H{2}O + CO{2} + CO.

Propiedades. El monóxido de carbono es un gas ligero, incoloro, casi inodoro y muy difícil de licuar. Químicamente es muy activo, combinándose directamente con gran cantidad de sustancias. Tiene gran afinidad por el oxígeno y, por lo tanto, es combustible y un buen agente reductor. Así, si se hace pasar monóxido de carbono sobre óxido de cobre caliente, el cobre se reduce al estado metálico:

CuO + CO = Cu + CO{2}.

Cuando se inhala, se combina con la materia colorante roja de la sangre y de este modo impide la absorción de oxígeno, por lo que incluso una pequeña cantidad del gas puede resultar fatal.

El poder reductor del monóxido de carbono. La figura 61 ilustra un método para mostrar el poder reductor del monóxido de carbono. El gas se genera calentando suavemente 7 u 8 g de ácido oxálico con 25 cc de ácido sulfúrico concentrado en un matraz A de 200 cc. El frasco B contiene una solución de hidróxido de sodio, que elimina el dióxido de carbono formado junto con el monóxido. C contiene una solución de hidróxido de calcio para mostrar que el dióxido de carbono se elimina completamente. E es un tubo de vidrio resistente que contiene 1 o 2 g de óxido de cobre, el cual se calienta con un mechero. El óxido de cobre negro se reduce a cobre metálico rojizo por el monóxido de carbono, que así se transforma en dióxido de carbono. La presencia del dióxido de carbono se muestra por el precipitado en la solución de hidróxido de calcio en D. Cualquier monóxido de carbono no transformado se recoge sobre agua en F.

Disulfuro de carbono (CS{2}). Así como el carbono se combina con el oxígeno para formar dióxido de carbono, también se combina con el azufre para formar disulfuro de carbono (CS{2}). Este compuesto se ha descrito en el capítulo sobre el azufre.

Ácido cianhídrico (ácido prúsico) (HCN). Bajo las condiciones adecuadas, el carbono se une con el nitrógeno y el hidrógeno para formar el ácido HCN, llamado ácido cianhídrico. Es un ácido débil y volátil, por lo que se prepara fácilmente tratando sus sales con ácido sulfúrico:

KCN + H{2}SO{4} = KHSO{4} + HCN.

Es más conocido como gas, aunque se condensa en un líquido incoloro que hierve a 26 grados. Tiene un olor peculiar, que recuerda a las almendras amargas, y es extremadamente venenoso tanto al inhalarse como al ingerirse. Una sola gota puede causar la muerte. Se disuelve fácilmente en agua, y su solución se conoce comúnmente como ácido prúsico.

Las sales del ácido cianhídrico se llaman cianuros, siendo los cianuros de sodio y potasio los más conocidos. Son sólidos blancos y extremadamente venenosos.

Las soluciones de cianuro de potasio son alcalinas. Una solución de cianuro de potasio vuelve azul el papel tornasol rojo, por lo que debe contener iones hidroxilo. La presencia de estos iones se explica de la siguiente manera.

Aunque el agua está tan poco disociada en sus iones H+ y OH- que para la mayoría de los propósitos podemos descartar la disociación, sin embargo, está disociada en una medida apreciable. El ácido cianhídrico es uno de los ácidos más débiles y se disocia en un grado extremadamente bajo. Cuando un cianuro como el cianuro de potasio se disuelve, se disocia libremente, y los iones CN- deben alcanzar un equilibrio con los iones H+ derivados del agua:

H+ + CN- HCN.

El resultado de este equilibrio es que un número considerable de iones H+ del agua se convierten en moléculas no disociadas de HCN. Pero por cada ion H+ así eliminado, queda libre un ion OH-, lo que dará a la solución propiedades alcalinas.

EJERCICIOS

1. ¿Cómo puedes demostrar que la composición de las diferentes formas alotrópicas del carbono es la misma?

2. ¿Son el negro de humo y el negro animal formas alotrópicas del carbono? ¿Se liberará la misma cantidad de calor en la combustión de 1 g de cada uno?

3. ¿Cómo podrías juzgar la pureza relativa de diferentes formas de carbono?

4. Aparte de su color, ¿por qué debería ser útil el carbono en la preparación de tintas y pinturas?

5. ¿Podrían usarse fibras de asbesto para reemplazar el alambre en una lámpara de seguridad?

6. ¿Por qué la mayoría de los ácidos descomponen los carbonatos?

7. ¿Qué efecto tendría duplicar la presión sobre la solubilidad del dióxido de carbono en el agua?

8. ¿Qué compuesto se formaría al hacer pasar dióxido de carbono en una solución de hidróxido de amonio? Escribe la ecuación.

9. Escribe las ecuaciones para la preparación de K{2}CO{3}; de BaCO{3}; de MgCO{3}.

10. ¿En qué aspectos son similares los ácidos carbónico y sulfuroso?

11. Da tres razones por las que la reacción que ocurre cuando se calienta una solución de bicarbonato de calcio se completa.

12. ¿Cómo podrías distinguir entre carbonatos y sulfitos?

13. ¿Cómo podrías distinguir entre oxígeno, hidrógeno, nitrógeno, óxido nitroso y dióxido de carbono?

14. ¿Podría sustituirse una solución de hidróxido de sodio por la solución de hidróxido de calcio en la prueba para dióxido de carbono?

15. ¿Qué cantidad de hidróxido de sodio es necesaria para neutralizar el ácido carbónico formado por la acción del ácido clorhídrico sobre 100 g de carbonato de calcio?

16. ¿Qué cantidad de carbonato de calcio sería necesaria para preparar suficiente dióxido de carbono para saturar 10 l de agua a 15 grados y bajo presión ordinaria?

17. Suponiendo que el carburo de calcio cuesta 12 centavos el kilogramo, ¿cuál sería el costo de una cantidad suficiente para generar 100 l de acetileno medidos a 20 grados y 740 mm?

18. ¿Cómo se compararía el volumen de una cantidad definida de monóxido de carbono con el volumen de dióxido de carbono formado por su combustión, si las mediciones se realizan bajo las mismas condiciones?