Alotropía (cambio, giro) es la propiedad de algunos elementos químicos de poseer estructuras químicas diferentes. Las moléculas formadas por un solo elemento y que poseen distinta estructura molecular se llaman alótropos.- .................................................:http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Especial:Libro&bookcmd=download&collection_id=0d37e3c21958376f0901784ae60e5f477aa88edd&writer=rdf2latex&return_to=Alotrop%C3%ADa
La alotropía es la cualidad de algunos elementos que en el mismo estado físico pueden presentarse con dos o mas estructuras diferentes, razón por la cual sus propiedades serán también diferentes.
Variedades alotrópicas del oxígeno:
Oxígeno diatómico O2
|
Ozono O3
|
| 1. permite la combustión 2. Estable a condiciones ambientales 3. Apto para la respiración | 1. Absorbe la radiación ultravioleta 2. Se descompone lentamente en O2 a condiciones ambientales 3. Es tóxico, no es apto para la respiración |
Hace unos 2 mil millones de años, los microorganismos que vivían bajo el agua evolucionaron con la capacidad de efectuar fotosíntesis, gradualmente a través de millones de años, esos organismos agregaron oxígeno (O2) a la atmósfera. Conforme, parte de este elemento ascendía, reaccionó, por acción de la radiación ultravioleta (UV), convirtiéndose en ozono (O3) (en la estratósfera).
Antes de esto la vida sobre la tierra podía existir solamente debajo del agua, donde estaba protegida contra los rayos UV provenientes del sol.
Otros elementos que poseen alotropía son: Carbono, fósforo, azufre, hierro, etc..
Alotropía. Propiedad que poseen determinados elementos químicos de presentarse bajo estructuras moleculares diferentes, como el oxígeno, que puede presentarse como oxígeno atmosférico (O2) y como ozono (O3), o con características físicas distintas, como el fósforo, que se presenta como fósforo rojo y fósforo blanco (P4), o el carbono, que lo hace como grafito, diamante y fulereno. Para que a un elemento se le pueda denominar como alótropo, sus diferentes estructuras moleculares deben presentarse en el mismo estado físico.
El Azufre también puede manifestarse mediante estructuras moleculares diferentes bajo determinadas condiciones.
Contenido
[ocultar]Descubrimiento de su propiedad Alotrópica
A pesar que el azufre elemental es conocido desde tiempos de la prehistoria, no fue hasta hace apenas 20 años que se pudo aclarar la alotropía que poseía este elemento. El alótropo más común del azufre en la naturaleza es el S8, o ciclo octazufre, el cual con una temperatura superior a 95ºC es cristalino formando cristales aciculares, sin embargo, por debajo de dicha temperatura se forman cristales de tipo más grueso. Los cristales, se nombran como monocíclicos y rómbicos, según sus formas, diferenciándose tan solo en la forma en la que las moléculas se van empacando. Ambas formas son polimorfitas una de la otra, no alótropos propiamente dicho. Los polimorfos se pueden definir como distintas estructuras cristalinas en las cuales las unidades del compuesto, que son iguales, se van acomodando de diversa forma.
En 1891 se pudo sintetizar por vez primera un alótropo del azufre, el cual poseía unos anillos con un tamaño distinto de ocho. Dicho alótropo fue el S6,ciclo hexazufre, el segundo en ser descubierto de entre muchos alótropos reales del azufre. Para poder distinguir los alótropos y los polimorfos, se puede definir de forma más correcta a los alótropos como unas formas del mismo elemento que tienen unidades moleculares distintas. Se ha conseguido sintetizar alótropos del azufre con medidas de anillo de entre 6 y 20, y existen indicios de la posible existencia de alótropos con unos anillos bastante mayores. El más estable de todos, a parte del ciclooctaazufre, es el ciclo dodecazufre, o S12.
El ciclohexaazufre puede ser sintetizado mezclando tiosulfato de sodio y ácido clorhídrico en estado concentrado, a través de la reacción:
6 Na2S2O3 (ac) + 12 HCl (ac) → S6 (s) +6 SO2 (g) + 12 NaCl (ac) + 6 H2O (l)
Pero, sin embargo, existe ya una síntesis bastante lógica de los anillos con números de átomos pares, los cuales son más estables que los anillos de números impares. El método implica una reacción del polisulfuro de hidrógeno adecuado, H2Sx, con el dicloruro de poliazufre más adecuado, SyCl2, de manera que la x+y, de cómo resultado un tamaño igual al anillo que se desea. Así, el ciclo dodecazufre puede prepararse mezclando octasulfuro de dihidrógeno, H2S8, y dicloruro de tetrazufre, S4Cl2, en disolvente etoxietano:
H2S8 + S4Cl2 → S12 (s) + 2 HCl (g)
Pero el ciclo octazufre es el alótropo que se encuentra en la naturaleza, prácticamente en exclusiva, y el que se produce en la mayoría de las reacciones químicas, por lo cual hablaremos más detenidamente de él. En el punto de fusión, el ciclooctaazufre forma un líquido de un color ocre de baja viscosidad, pero cuando dicho líquido se calienta, se produce n cambio considerable en las propiedades, cuando llega a los 159ºC. Dicha transformación de las propiedades pasa con un aumento de la viscosidad de unas 10^4 veces. También, el líquido se torna mucho más oscuro. Estos cambios puedes explicarse en términos de ruptura de anillos. Así las cadenas de ciclooctaazufre se enlazan entre sí para dar lugar a la formación de polímeros que pueden llegar a contener un total de 20.000 átomos de azufre. Por lo cual, el aumento de la viscosidad se explica por la sustitución de las moléculas de S8, que se pueden mover libremente, por dichas cadenas, interactuando de manera intensa con las fuerzas de dispersión.
Según va aumentando la temperatura hacia el punto de ebullición del azufre, es decir 444ºC, la viscosidad inicia a bajar gradualmente pues las unidades poliméricas comienzas a partirse a causa del mayor movimiento térmico. Si dicho líquido es vertido en el agua fría, se conseguirá la formación de un sólido transparente y elástico de color marrón claro, conociendo a dicha sustancia como azufre plástico. Este material cambia lentamente a microcristales de azufre rómbico.
La ebullición del azufre provoca una fase de gas verde, que en la gran parte consiste en ciclooctaazufre. Cuando la temperatura aumenta aún mas, los anillos sufren una fragmentación; en torno a 700ºC se ve un gas de color violeta que contiene moléculas de diazufre, análogas a las de dioxígeno.
Aplicabilidad a partir de su Alotropía
Esta misma propiedad hace que el azufre tenga un amplio campo de aplicación. Se utilizan en la vulcanización del caucho, en atomizadores con azufre para combatir parásitos de las plantas, en la manufactura de fertilizantes artificiales y en ciertos tipos de cementos y aislantes eléctricos, en algunos ungüentos y medicinas y en la manufactura de pólvora y fósforos. Los compuestos de azufre se emplean en la manufactura de productos químicos, textiles, jabones, fertilizantes, pieles, plásticos, refrigerantes, agentes blanqueadores, drogas, tintes, pinturas, papel y otros productos.
Estructuras Alotrópicas comunes
Este no metal tiene un color amarillento, amarronado o anaranjado. Es blando, frágil, ligero, desprende un olor característico a huevo podrido al combinarse con hidrógeno y arde con llama de color azul, desprendiendo dióxido de azufre. Es insoluble en agua pero se disuelve en disulfuro de carbono. Es multivalente, y son comunes los estados de oxidación -2, +2, +4 y +6. En todos los estados (sólido, líquido y gaseoso) presenta formas alotrópicas cuyas relaciones no son completamente conocidas. Sus estructuras Alotrópicas comunes son:
Azufre rómbico: Es conocido de la misma manera como azufre alfa. Se halla de la transformación estable del elemento químico por debajo de los 95.5ºC (204ºF, el punto de transición), y la mayor parte de las otras formas se revierten a esta modificación si se las deja permanecer por debajo de esta temperatura. El azufre rómbico posee un color amarillo limón, insoluble en agua, levemente soluble en alcohol etílico, éter dietílico y benceno, y es muy soluble en disulfuro de carbono. Posee una densidad de 2.07 g/cm3 (1.19 oz/in3), una dureza de 2.5 en la escala de Mohs y la fórmula molecular presenta es S8.
Azufre monoclínico: También es llamado azufre prismático o azufre beta. Viene siendo la modificación estable del elemento por encima de la temperatura de transición mientras que se encuentra por debajo del punto de fusión.
Azufre fundido: Se cristaliza en prismas en forma de agujas que son casi incoloras. Posee una densidad de 1.96 g/cm3 (1.13 oz/in3), un punto de fusión de 119.0ºC (246.7ºF) y la fórmula molecular que ostenta es S8.
Azufre plástico: Denominado también azufre gamma. Se produce cuando el azufre fundido en el punto de ebullición normal o cerca de él, es enfriado al estado sólido. Esta forma es amorfa y es sólo parcialmente soluble en disulfuro de carbono.
Azufre líquido: Posee la propiedad notable de aumentar su viscosidad si sube la temperatura. Su color cambia a negro rojizo oscuro cuando su viscosidad aumenta, y el oscurecimiento del color y la viscosidad logran su máximo a 200ºC (392ºF). Por encima de esta temperatura, el color se aclara y la viscosidad disminuye.
En el punto normal de ebullición del elemento químico (444.60ºC u 832.28ºF) el Azufre gaseoso presenta un color amarillo naranja. Cuando la temperatura aumenta, el color se torna rojo profundo y después se aclara, aproximadamente a 650ºC (202ºF), y adquiere un color amarillo paja.
El fósforo elemental puede existir en varios alótropos; los más comunes de ellos son sólidos blancos y rojos. Alótropos sólidos violetas y negros también son conocidos. El fósforo gaseoso existe comodifósforo y fósforo atómico.- ......................................................:http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Especial:Libro&bookcmd=download&collection_id=de18e06e5f4ac47d20bf13a16bb93196c4603320&writer=rdf2latex&return_to=Al%C3%B3tropos+del+f%C3%B3sforo
El fósforo elemental puede existir en varias formas alotrópicas, el más común de los cuales son sólidos de color blanco y rojo. También se conocen sólido violeta y negro alótropos. Fósforo gaseoso existe como difósforo y fósforo atómica.
El fósforo blanco
Este artículo es sobre la química del fósforo blanco. Para aplicaciones militares, ver fósforo blanco.
El fósforo blanco, o fósforo amarillo, o simplemente tetrafósforo existe como moléculas compuestas de cuatro átomos en una estructura tetraédrica. El arsénico y el antimonio y el arsénico fosfuro sólido cada gaseoso y amarillo tienen una estructura tetraédrica similar. Los resultados disposición tetraédrica en la tensión del anillo y la inestabilidad. La molécula se describe como que consta de seis enlaces sencillos PP. Se conocen dos formas cristalinas diferentes. La una forma, que es estable bajo condiciones estándar, tiene una estructura cristalina cúbica centrada en el cuerpo. Se transforma reversiblemente en la forma en 195,2 K. Se cree que la forma de tener una estructura cristalina hexagonal.
El fósforo blanco es un sólido ceroso de color transparente que se convierte rápidamente en amarillo cuando se expone a la luz. Por esta razón también se le llama fósforo amarillo. Se ilumina de color verde en la oscuridad, es altamente inflamable y pirofóricas en contacto con el aire, así como tóxicos. El olor de la combustión de esta forma tiene un característico olor a ajo, y las muestras se comúnmente recubierto con blanco "pentóxido de fósforo", que consiste en P4O10 tetraedros con oxígeno insertado entre los átomos de fósforo y en sus vértices. El fósforo blanco es sólo ligeramente soluble en agua y puede ser almacenado bajo el agua. De hecho, el fósforo blanco es sólo seguro de encendido automático cuando se sumerge en agua. Es, es, sin embargo, soluble en benceno, aceites, disulfuro de carbono, y dicloruro de diazufre.
Producción y aplicaciones
La forma alotrópica blanca se puede producir utilizando varios métodos diferentes. En el proceso industrial, la roca de fosfato se calienta en un horno eléctrico o de combustión de combustible en la presencia de carbono y sílice. El fósforo elemental es entonces liberada en forma de vapor y se puede recoger en virtud ácido fosfórico. Una ecuación idealizado para esta reacción carbotérmica se muestra para el fosfato de calcio:
2 CA22 8 C? P4 8 CO2 4 Ca
El fósforo blanco tiene una presión de vapor apreciable a temperaturas ordinarias. La densidad de vapor indica que el vapor se compone de moléculas de P4 hasta aproximadamente 800 C. Por encima de esta temperatura, la disociación en moléculas P2 se produce.
Se inflama espontáneamente en el aire a unos 50 º C, y a temperaturas mucho más bajas si finamente dividido. Esta combustión da óxido de fósforo:
P4 5 O2? P4O10
Debido a esta propiedad, el fósforo blanco se usa como arma.
Inexistencia de cubic-P8
Aunque el fósforo blanco se convierte en la forma alotrópica roja termodinámicamente más estable, la formación de la molécula cúbico P8 no se observa en la fase condensada. Los derivados de esta molécula hipotética han, sin embargo, han preparado a partir phosphaalkynes.
El fósforo rojo
El fósforo rojo puede estar formada por calentamiento de fósforo blanco a 250 C o mediante la exposición de fósforo blanco a la luz solar. El fósforo rojo existe como una red amorfa. Tras un calentamiento adicional, el fósforo rojo amorfo cristaliza. El fósforo rojo no se enciende en el aire a temperaturas inferiores a 240 º C, mientras que el fósforo blanco se incendia a 30 C.
Violeta fósforo de Hittorf
Fósforo monoclínico o fósforo violeta, también se conoce como fósforo metálico de Hittorf. En 1865, Hittorf calienta fósforo rojo en un tubo sellado a 530 C. La parte superior del tubo se mantuvo a 444 C. Monoclínica brillante opaco, o romboédrica, cristales sublime. Violeta fósforo también se puede preparar mediante la disolución de fósforo blanco en plomo fundido en un tubo sellado a 500 º C durante 18 horas. Tras el enfriamiento lento, forma alotrópica de Hittorf cristaliza. Los cristales pueden ser revelados mediante la disolución del plomo en ácido nítrico diluido seguido por ebullición en ácido clorhídrico concentrado. En 1865 Johann Wilhelm Hittorf descubrió que cuando el fósforo se recristalizó en plomo fundido, se obtiene una forma rojo/púrpura. Esta forma púrpura es a veces conocido como el fósforo de Hittorf. Además, existe una forma fibrosa con jaulas de fósforo similares. A continuación se muestra una cadena de átomos de fósforo que muestra tanto las formas púrpura y fibrosa.
Reacciones de fósforo violeta
Se no se inflama en el aire hasta que se caliente a 300 º C, y que es insoluble en todos los disolventes. No es atacado por medio de álcali y sólo reacciona lentamente con halógenos. Puede ser oxidado por el ácido nítrico en ácido fosfórico.
Si se calienta en una atmósfera de gas inerte, por ejemplo nitrógeno o dióxido de carbono, se sublima y el vapor se condensa como fósforo blanco. Si, sin embargo, que se calienta en un vacío y el vapor condensado rápidamente, se obtiene violeta fósforo. Parece que el fósforo violeta es un polímero de alto peso molecular relativo, que al calentar se descompone en moléculas P2. Al enfriarse, éstos normalmente dimerize para dar moléculas P4 pero, al vacío, se vinculan de nuevo para formar el alótropo violeta polimérico.
Fósforo Negro
Fósforo negro es la forma termodinámicamente estable de fósforo a temperatura y presión ambiente. Se obtiene por calentamiento de fósforo blanco bajo altas presiones. En apariencia, las propiedades y la estructura es muy como el grafito, que es negro y escamosa, un conductor de la electricidad, y que tiene las hojas arrugadas de átomos enlazados.
Fósforo negro tiene una estructura ortorrómbica y es la forma alotrópica menos reactiva: un resultado de su red de anillos de seis miembros interconectados. Cada átomo está unido a otros tres átomos. Se ha descrito una síntesis reciente de fósforo negro usando sales de metales como catalizadores.
Una de las formas de fósforo rojo/negro es un sólido cúbico.
Difósforo
La forma alotrópica de difósforo se puede obtener normalmente sólo bajo condiciones extremas. Sin embargo, se han obtenido algunos avances en la generación de la molécula diatómica en solución homogénea, en condiciones normales con el uso por parte de algunos complejos de metales de transición.
Difósforo es la forma gaseosa de fósforo, y la forma termodinámicamente estable por encima de 1200 C y hasta 2000 C. La disociación de tetrafósforo comienza a una temperatura inferior: el porcentaje de P2 a 800 C es 1%. A temperaturas por encima de aproximadamente 2000 C, la molécula de difósforo comienza a disociarse en fósforo atómica.
Nanorods Fósforo
Nanorods fósforo fueron sintetizados como P-12 polímeros en dos modificaciones.
La fase rojo-marrón difiere de fósforo rojo y también es estable en el aire durante semanas. Microscopio electrónico mostró la forma rojo-marrón como teniendo nanobastones largos, paralelos con un diámetro de entre 0,34 nm y 0,47 nm.
No hay comentarios:
Publicar un comentario