O carbono em suas formas elementares (carvão vegetal, fuligem, diamante, grafite) é conhecido desde a pré-história. Os humanos usavam carvão vegetal como combustível e para criar pigmentos em pinturas rupestres há mais de 30.000 anos. Os diamantes eram valorizados como gemas preciosas desde a Antiguidade. No entanto, não foi até 1772 que Antoine Lavoisier (1743-1794) demonstrou que o diamante é uma forma de carbono puro ao queimá-lo e observar que apenas dióxido de carbono era produzido. Em 1779, o químico sueco Carl Wilhelm Scheele (1742-1786) mostrou que o grafite também era carbono puro. O nome carbono deriva do latim carbo que significa "carvão". Em 1985, uma nova forma alotrópica do carbono foi descoberta: os fulerenos (C₆₀), seguidos pelos nanotubos de carbono em 1991 e o grafeno em 2004, revolucionando a ciência dos materiais.
O carbono (símbolo C, número atômico 6) é um não-metal do grupo 14 da tabela periódica, composto por seis prótons, geralmente seis nêutrons (para o isótopo mais comum) e seis elétrons. Os isótopos estáveis são o carbono-12 \(\,^{12}\mathrm{C}\) (≈ 98,93%) e o carbono-13 \(\,^{13}\mathrm{C}\) (≈ 1,07%). O carbono-14 \(\,^{14}\mathrm{C}\) é radioativo com uma meia-vida de 5.730 anos, usado para datação arqueológica.
O carbono apresenta várias formas alotrópicas com propriedades radicalmente diferentes. O diamante é transparente, extremamente duro (10 na escala de Mohs), isolante elétrico, com uma estrutura tetraédrica onde cada átomo está ligado a outros quatro (hibridização sp³). O grafite é opaco, preto, macio, condutor elétrico, com uma estrutura em camadas planas onde cada átomo está ligado a outros três (hibridização sp²). Outras formas incluem os fulerenos (estruturas esféricas ou elipsoidais), os nanotubos de carbono (folhas de grafeno enroladas) e o grafeno (uma única camada atômica de grafite). O carbono amorfo existe em formas como carvão vegetal, negro de fumo e fuligem.
Densidade: grafite ≈ 2,26 g/cm³, diamante ≈ 3,51 g/cm³. Ponto de fusão (grafite, sob pressão): ≈ 3823 K (3550 °C). Ponto de sublimação (grafite, pressão atmosférica): ≈ 3915 K (3642 °C).
| Isótopo / Notação | Prótons (Z) | Nêutrons (N) | Massa atômica (u) | Abundância natural | Meia-vida / Estabilidade | Decaimento / Observações |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Carbono-11 — \(\,^{11}\mathrm{C}\,\) | 6 | 5 | 11.011433 u | Não natural | 20,334 minutos | Radioativo β\(^+\) dando \(\,^{11}\mathrm{B}\); usado em tomografia por emissão de pósitrons (PET). |
| Carbono-12 — \(\,^{12}\mathrm{C}\,\) | 6 | 6 | 12.000000 u (por definição) | ≈ 98,93 % | Estável | Isótopo de referência para a escala de massas atômicas; base de toda a química orgânica. |
| Carbono-13 — \(\,^{13}\mathrm{C}\,\) | 6 | 7 | 13.003355 u | ≈ 1,07 % | Estável | Utilizado em espectroscopia de RMN de carbono-13 e como traçador em bioquímica e geoquímica. |
| Carbono-14 — \(\,^{14}\mathrm{C}\,\) | 6 | 8 | 14.003241 u | Traços (cosmogênico) | 5.730 anos | Radioativo β\(^-\) dando \(\,^{14}\mathrm{N}\); produzido por raios cósmicos; usado para datação por carbono-14. |
| Carbono-15 — \(\,^{15}\mathrm{C}\,\) | 6 | 9 | 15.010599 u | Não natural | 2,449 s | Radioativo β\(^-\); produzido artificialmente em aceleradores de partículas. |
| Outros isótopos — \(\,^{8}\mathrm{C}-\,^{10}\mathrm{C},\,^{16}\mathrm{C}-\,^{22}\mathrm{C}\) | 6 | 2-4, 10-16 | — (ressonâncias) | Não naturais | \(10^{-21}\) — 0,747 s | Estados instáveis observados em física nuclear; alguns têm estruturas de halo de nêutrons. |
N.B. :
Camadas eletrônicas: Como os elétrons se organizam ao redor do núcleo.
O carbono possui 6 elétrons distribuídos em duas camadas eletrônicas. Sua configuração eletrônica completa é: 1s² 2s² 2p², ou simplificada: [He] 2s² 2p². Essa configuração também pode ser escrita como: K(2) L(4).
Camada K (n=1): Contém 2 elétrons no subnível 1s. Essa camada interna está completa e é muito estável.
Camada L (n=2): Contém 4 elétrons distribuídos como 2s² 2p². Os orbitais 2s estão completos, enquanto os orbitais 2p contêm apenas 2 elétrons dos 6 possíveis. Portanto, faltam 4 elétrons para atingir a configuração estável do neônio com 8 elétrons (octeto).
Os 4 elétrons da camada externa (2s² 2p²) são os elétrons de valência do carbono. Essa configuração explica suas propriedades químicas:
Ao ganhar 4 elétrons, o carbono forma teoricamente o íon C⁴⁻ (estado de oxidação -4), um estado muito raro observado apenas em alguns carbonetos metálicos como Al₄C₃, adotando a configuração estável do neônio [Ne].
Ao perder 4 elétrons, o carbono formaria o íon C⁴⁺ (estado de oxidação +4), outro estado iônico raro, mas observado no dióxido de carbono CO₂ em forma covalente.
O carbono pode apresentar estados de oxidação intermediários: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 e +4, com preferência por ligações covalentes em vez de iônicas.
O estado de oxidação 0 corresponde ao carbono elementar, que existe em várias formas alotrópicas: diamante, grafite, grafeno, fulerenos e nanotubos de carbono.
A configuração eletrônica do carbono, com 4 elétrons em sua camada de valência, coloca-o no grupo 14 da tabela periódica e lhe confere uma posição única na química. Essa estrutura lhe confere propriedades excepcionais: a capacidade de formar quatro ligações covalentes estáveis compartilhando seus elétrons de valência, a aptidão para formar ligações simples, duplas ou triplas consigo mesmo e com outros elementos, e a possibilidade de criar cadeias lineares, ramificadas ou cíclicas de comprimento virtualmente ilimitado (catenation). O carbono raramente forma íons porque as energias necessárias para ganhar ou perder 4 elétrons são muito altas. Portanto, favorece ligações covalentes onde os elétrons são compartilhados. Essa capacidade única de formar estruturas moleculares complexas e variadas faz do carbono o elemento fundamental da química orgânica e da vida.
A importância do carbono é absolutamente fundamental: é o elemento básico de toda a química orgânica e da vida na Terra. Todos os organismos vivos são construídos em torno de moléculas à base de carbono (carboidratos, lipídios, proteínas, ácidos nucleicos). O carbono forma mais compostos do que todos os outros elementos combinados, com milhões de moléculas orgânicas diferentes conhecidas. Suas formas alotrópicas têm propriedades notáveis: o diamante é o material natural mais duro, o grafite é um excelente condutor e lubrificante, e o grafeno possui propriedades eletrônicas excepcionais. O ciclo do carbono regula o clima terrestre por meio do CO₂ atmosférico. Industrialmente, o carbono é usado na forma de carvão, coque, negro de fumo, fibras de carbono e em inumeráveis aplicações, desde combustíveis até materiais de alta tecnologia.
O carbono tem quatro elétrons de valência, permitindo-lhe formar quatro ligações covalentes estáveis. Esta tetravalência e a capacidade do carbono de formar ligações simples, duplas e triplas consigo mesmo e com outros elementos (notavelmente hidrogênio, oxigênio, nitrogênio, enxofre, fósforo) são a base da extraordinária diversidade da química orgânica. O carbono pode formar cadeias lineares, ramificadas, cíclicas e estruturas tridimensionais complexas, criando milhões de compostos orgânicos diferentes.
O carbono elementar é relativamente inerte à temperatura ambiente, mas reage com o oxigênio em altas temperaturas para formar dióxido de carbono (CO₂) ou monóxido de carbono (CO) dependendo das condições. Reage com metais para formar carbonetos, com hidrogênio para produzir hidrocarbonetos, e com halogênios para formar tetra-haletos de carbono. O carbono pode existir em vários estados de hibridização (sp, sp², sp³), determinando a geometria e propriedades de seus compostos.
O carbono é o elemento central da bioquímica. Todos os organismos vivos conhecidos são baseados em moléculas orgânicas contendo carbono: carboidratos, lipídios, proteínas, ácidos nucleicos. A capacidade única do carbono de formar macromoléculas estáveis e complexas o torna o elemento fundamental da vida como a conhecemos.
O carbono é o quarto elemento mais abundante no universo observável (depois do hidrogênio, hélio e oxigênio) e desempenha um papel absolutamente central na evolução estelar e galáctica. Ao contrário do hidrogênio e do hélio, que vêm do Big Bang, o carbono é inteiramente produzido por nucleossíntese estelar nos núcleos de estrelas massivas.
A formação de carbono nas estrelas ocorre através do processo triplo-alfa: três núcleos de hélio-4 se fundem para formar carbono-12 em temperaturas acima de 100 milhões de kelvin. Esta reação é possível graças à existência de um estado excitado particular do carbono-12 (estado de Hoyle, previsto em 1953 por Fred Hoyle), que permite superar a "lacuna do berílio-8". Sem esta notável coincidência quântica, o carbono não poderia se formar eficientemente, e a vida baseada em carbono provavelmente não existiria. Esta observação foi um dos primeiros argumentos do princípio antrópico em cosmologia.
Em estrelas massivas evoluídas, o carbono serve como combustível para reações de fusão subsequentes (queima de carbono) em temperaturas de cerca de 600 milhões de kelvin, produzindo neônio, sódio e magnésio. O carbono também é um catalisador essencial no ciclo CNO (carbono-nitrogênio-oxigênio), um processo de fusão de hidrogênio em hélio que domina em estrelas mais massivas que o Sol.
Estrelas no final de suas vidas enriquecem o meio interestelar com carbono através de ventos estelares e explosões de supernovas. Estrelas do tipo AGB (ramo assintótico das gigantes) são particularmente eficazes na produção e dispersão de carbono, criando estrelas de carbono onde o carbono é mais abundante que o oxigênio na atmosfera estelar. Este carbono estelar forma poeira de carbono no meio interestelar, que desempenha um papel crucial na formação de novas estrelas e planetas.
No meio interestelar, o carbono existe em várias formas: atômico (C, C⁺), molecular (CO, C₂, cadeias de carbono), como grãos de grafite e hidrocarbonetos aromáticos policíclicos (HAP). O monóxido de carbono (CO) é o segundo composto molecular mais abundante depois do H₂ e serve como traçador principal para mapear nuvens moleculares frias onde as estrelas se formam.
A proporção isotópica ¹²C/¹³C em estrelas e objetos planetários fornece informações valiosas sobre os processos de nucleossíntese, mistura estelar e evolução química galáctica. Variações nesta proporção observadas em meteoritos primitivos e poeira interestelar revelam a diversidade de fontes estelares que contribuíram para a formação do nosso sistema solar.
N.B.:
O ciclo cósmico do carbono ilustra a interconexão profunda entre as estrelas, o meio interestelar e a formação planetária. O carbono formado nas estrelas é disperso no espaço, incorpora-se em nuvens moleculares, participa na formação de novas gerações de estrelas e sistemas planetários e, finalmente, permite o surgimento da vida em planetas como a Terra. Em nosso planeta, o carbono circula entre a atmosfera (CO₂), os oceanos (carbonatos dissolvidos), a biosfera (matéria orgânica viva) e a litosfera (rochas carbonatadas, combustíveis fósseis) em um ciclo geoquímico complexo. A humanidade está atualmente perturbando este ciclo ao liberar massivamente carbono fóssil na atmosfera, causando um aquecimento global do clima. Compreender o ciclo do carbono em todas as escalas, da cósmica à planetária, é, portanto, essencial não apenas para a ciência fundamental, mas também para o futuro de nossa civilização.
Berílio (Z=4): um metal
raro com propriedades excepcionais 
