Materia - estructura química

Alótropos

Alótropos del fósforo

Los cuatro alótropos más comunes del fósforo.

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.- .....................................:https://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Al%C3%B3tropos_del_f%C3%B3sforo&printable=yes

El fósforo, al igual que ocurre con el S, se presenta en varias formas alotrópicas. Sus propiedades (aspecto e incluso reactividad) varían sustancialmente de unas a otras. Todas ellas contienen enlaces sencillos P–P.

a: fusión + sublimación a vacío
b: calentamiento >250oC
c: calentamiento 220oC bajo P
d: evolución espontánea
e: 25ºC P elevadas

Fósforo blanco

El fósforo blanco fue la sustancia que obtuvo H. Brandt.

Propiedades

Es una sustancia molecular, constituida por moléculas de P4 en las que los átomos de P se disponen de forma tetraédrica

Al ser un sólido molecular los puntos de ebullición y fusión (44ºC y 280ºC, respectivamente) son bajos. El sólido tiene elevada presión de vapor y tiene un aspecto como de cera.

Es blando y soluble en disolventes no polares (CS2) o poco polares (el rojo y el negro no lo son). Es insoluble en agua. Se almacena bajo ella para prevenir su oxidación (las otras formas son estables en contacto con el aire).

Es muy tóxico (dosis letal 0.1 g). Provoca necrosis de la mandíbula y una muerte lenta y dolorosa. No se debe permitir su contacto con la piel.

Reactividad

Es un sólido metaestable. Pblanco  Projo (DH = -17 kJ/mol). Cuando se le expone a radiación UV el P blanco evoluciona lentamente al P rojo.

Es la variedad del fósforo más reactiva. Probablemente debido a las tensiones estéricas de la molécula (ángulos P-P-P=60o). Este ángulo es mucho más cerrado de lo que es habitual en un átomo trivalente. Un ángulo tan pequeño significa un peor solapamiento entre los orbitales atómicos, por eso el enlace P–P en el P4 es tan débil.

Arde en contacto con el aire a temperaturas por encima de 35ºC, es por esto que se ha utilizado para fabricar ingenios incendiarios. En una atmósfera húmeda, por debajo de 35 ºC, la reacción de oxidación transcurre lentamente y es la causante del fenómeno observado por primera vez por el químico que lo aisló. El óxido se forma en un estado electrónicamente excitado y es cuando los electrones decaen a su estado fundamental cuando se emite luz (fosforescencia).

P4 (s) + 5 O2 (g)  P4O10 (s)

Como ya se ha avanzado, el fósforo blanco se obtiene por reducción de fosfato cálcico con carbón, utilizándose el dióxido de silicio para capturar el Ca en forma de silicato cálcico. La reducción con carbón requiere una elevada temperatura a pesar de que la reacción es exotérmica (DH=-3060 kJ).

2 Ca3(PO4)2 (s) + 10 C (s) + 6 SiO2 (s) 1500 ºC P4 (g) + 10 CO (g) + 6 CaSiO3 (l)

¿Por qué existe el P4 y no el N4?

Argumento termodinámico

A partir de la tabla de energías de enlace podemos calcular las variaciones entálpicas asociadas a los procesos de formación de ambas moléculas que claramente favorecen la formación del P4 frente a la del N4.

2P2(g)  P4(g) DHo= -220 kJ mol-1

2N2(g)  N4(g) DHo= 930 kJ mol-1

Argumento Estérico

Las tensiones estéricas, ya grandes en el P4, aumentarían en el N al ser este más pequeño.

Fósforo rojo

Si calentamos (270-300ºC) el fósforo blanco en ausencia de aire se obtiene el P rojo. Es una sustancia amorfa, más densa, más dura, con un punto de fusión mucho mayor (600ºC).

Es menos tóxica y reactiva que la forma blanca. Puede ser almacenada en presencia de aire sin que reaccione con el.

Está formado por redes tridimensionales con cada átomo de fósforo en un entorno piramidal. Debido a ello el fósforo rojo es insoluble y su temperatura de fusión es mayor (600oC) que la del blanco.

La densidad del fósforo rojo también es mayor que la del blanco

Reactividad

Es termodinámicamente más estable que el P4 y, por tanto, menos activo desde un punto de vista químico. Arde en contacto con el aire sólo si calentamos a temperaturas aproximadas de 400ºC. No hay peligro de combustión al aire en condiciones normales

Cuando se calienta bajo presión (1.2 GPa) se forma una variedad negra (fósforo negro), más densa y aún menos reactiva con estructura tridimensional. Es la forma alotrópica más estable termodinámicamente. Tiene propiedades de semiconductor. Estructuralmente recuerda al grafito.

P4 (blanco)(300 ºC) P rojo(200ºC,12000 atm) P negro

Alótropos del carbono .- .............................:https://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Al%C3%B3tropos_del_carbono&printable=yes

Alótropos del Carbono

Alótropos del carbono

El carbono es elemento químico de número atómico 6 y símbolo C. Es un elemento notable ya que sus formas alotrópicas incluyen, sorprendentemente, una de las sustancias más blandas (el grafito) y la más dura (el diamante) y, desde el punto de vista económico, uno de los materiales más baratos (carbón) y uno de los más caros (diamante). Las formas alotrópicas del carbono son:

Grafito

 Diamante

Fullereno

 Nanotubo

A continuación se describe cada uno y los usos que los mismos dan al ser humano:

Grafito: Es de color negro con brillo metálico, refractario y se exfolia con facilidad. Fue nombrado por Abraham Gottlob Werner en el año 1789 y el término grafito deriva del griego graphein que significa escribir. También se denomina plumbagina y plomo negro.

El grafito se encuentra en yacimientos naturales y se puede extraer, pero también se produce artificialmente. El principal productor mundial de grafito es China, seguido deIndia y Brasil. Algunas de sus aplicaciones son las siguientes:

- El grafito es un material refractario y se emplea en ladrillos, crisoles, etc.

- Al deslizarse las capas fácilmente en el grafito, resulta ser un buen lubricante sólido.

- Se utiliza en la fabricación de diversas piezas en ingeniería, como pistones, juntas, arandelas, rodamientos, etc.

- Este material es conductor de la electricidad y se usa para fabricar electrodos.

- Se emplea en reactores nucleares, como moderadores y reflectores.

 - El grafito mezclado con una pasta sirve para fabricar lápices.

Diamante: Tiene la más alta dureza y conductividad térmica de todos los materiales comunes. Es el material natural más duro conocido. Esta propiedad determina que la aplicación industrial principal del diamante sea en herramientas de corte y de pulido.

El diamante tiene características ópticas destacables. Debido a su estructura cristalina extremadamente rígida, puede ser contaminada por pocos tipos de impurezas, como elboro y el nitrógeno.. Algunas de sus aplicaciones son:

- Pueden ser usados como una herramienta de grabado.

- Gran utilidad en herramientas de corte y pulido.

- Desde la antigüedad es usado como gemas de adorno.

- Como semiconductores de electricidad, cabe destacar que esta aplicación está en vías de desarrollo.

Fullerenos: Se han vuelto populares entre los químicos, tanto por su belleza estructuralcomo por su versatilidad para la síntesis de nuevos compuestos, ya que se presentan en forma de esferas, elipsoides o cilindros. El fullereno más conocido es el C60 La estructura de este es la de una figura geométrica truncada y se asemeja a un balón defútbol, constituido por 20 hexágonos y 12 pentágonos, con un átomo de carbono en cada una de las esquinas de los hexágonos y un enlace a lo largo de cada arista. Otros fullereno como el C20 no tiene hexágonos, sólo 12 pentágonos, mientras que el C70, tiene 12 pentágonos al igual que el C60, pero tiene más hexágonos, y su forma en este caso se asemeja un balón de rugby.

Nanotubo: Su estructura puede considerarse procedente de una lámina de grafito enrolladas sobre sí misma. Dependiendo del grado de enrollamiento, y la manera como se conforma la lámina original, el resultado puede llevar a nanotubos de distinto diámetro y geometría interna. Están siendo estudiados activamente, como los fulerenos, por su interés fundamental para la química y por sus aplicaciones tecnológicas.