Alotropía
Alotropía (cambio, giro) es la propiedad de algunas sustancias simples de poseer estructuras atómicas o moleculares diferentes.[1] Las moléculas formadas por un solo elemento y que poseen distinta estructura molecular se llaman alótropos.
- Oxígeno. Puede existir como oxígeno atmosférico (O2) y como ozono (O3), que genera el olor penetrante distintivo en las proximidades de las caídas de agua.[2]
- Fósforo. Se manifiesta como fósforo rojo (P4) y como fósforo blanco (P4), de características físicas distintas.[3] Ambos tienen la misma fórmula química, ya que lo que le da propiedades diferentes es su estructura interna.
- Carbono. Variedades alotrópicas: grafito, diamante, grafeno, nano tubos de carbono, fullereno y carbono.[4]
La alotropía ocurre debido a la capacidad de algunos elementos químicos de presentarse como varios compuestos naturales simples, las cuales son sustancias con diferentes estructuras moleculares y diferente o igual cantidad de átomos. En general los cambios de estado de agregación de la materia o de sus fenómenos concomitantes, como la temperatura o la presión, son uno de los factores más importantes que influyen sobre cuales alótropos de un elemento se presentan.
La variación de las propiedades de los alótropos de un elemento, son causados por las diferencias en las estructuras moleculares de estos compuestos alótropos. Por ejemplo, en los cristales de diamante cada átomo de carbono está unido a cuatro átomos vecinos de este mismo elemento, por lo cual adopta un arreglo en forma de tetraedro que le confiere una particular dureza. La hibridación de orbitales del carbono en el diamante es sp3.
En el grafito, los átomos de carbono están dispuestos en capas superpuestas. En cada capa ocupan los vértices de hexágonos regulares.[5] De este modo, cada átomo está unido a tres de la misma capa con más intensidad y a uno de la capa próxima de manera más débil. En este caso la hibridación del carbono es sp2. Esto explica la blandura y la untuosidad –al tacto– del grafito. La mina de un lápiz forma el trazo porque, al desplazarse sobre el papel, a este se adhiere una delgada capa de grafito.
El diamante y el grafito, por ser dos sustancias simples diferentes, sólidas, constituidas por átomos de carbono, reciben la denominación de variedades alotrópicas del elemento carbono.
Una tercera variedad alotrópica del carbono es el fullereno (C60) o buckminsterfullereno (en honor del arquitecto Buckminster Fuller, por haber construido la cúpula geodésica en la Île Sainte-Hélène, Montreal). Puesto que tiene forma de balón de fútbol, al buckminsterfullereno también se le conoce como bucky ball.
Lista de alótropos
- Metales
Entre los elementos metálicos de origen natural (hasta U, sin Tc y Pm), 28 están en condiciones de ambiente de presión alotrópicos: Li, Be, Na, Ca, Sr, Ti, Mn, Fe, Co, Y, Zr, Sn, La, Ce, Pr, Nd, (Pm), Sm, Gd, Tb, Dy, Yb, Hf, Tl, Po, Th, Pa, U. Considerando sólo la tecnología pertinente, seis metales son alótropos:
Estructuras alotrópicas
Entre las estructuras alotrópicas comunes tenemos las del azufre.
Este no metal tiene un color amarillo,marrón 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:[6] Es conocido de la misma manera como azufre α. Se halla de la transformación estable del elemento químico por debajo de los 95.5 °C (204 °F, 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 que presenta es S8.
- Azufre monoclínico: También es llamado azufre prismático o azufre β. 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 con forma de agujas que son casi incoloras. Posee una densidad de 1.96 g/cm3(1.13 oz/in3), un punto de fusión de 119.0 °C (246.7 °F) 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 200 °C (392 °F). Por encima de esta temperatura, el color se aclara y la viscosidad disminuye.
En el punto normal de ebullición del elemento químico (444.60 °C u 832.28 °F) el Azufre gaseoso presenta un color amarillo naranja. Cuando la temperatura aumenta, el color se torna rojo profundo y después se aclara, aproximadamente a 650 °C (202 °F), y adquiere un color amarillo paja.
Referencias
- ↑ Teijón, José María; Pérez, José Antonio García (1996). Química: Teoría y problemas. Editorial Tebar. ISBN 9788473601559. Consultado el 29 de enero de 2018.
- ↑ Rivera, José María Teijón; Teijón, José María (2006). La química en problemas. Editorial Tebar. ISBN 9788473602266. Consultado el 29 de enero de 2018.
- ↑ Burns, Ralph A. (2003). Fundamentos de química. Pearson Educación. ISBN 9789702602811. Consultado el 29 de enero de 2018.
- ↑ Márquez, Eduardo J. Martínez (2010). Química. Cengage Learning Editores. ISBN 6074811652. Consultado el 29 de enero de 2018.
- ↑ Antón, Juan Luis; Andrés, Dulce María (2015-06). Física y Química 3º ESO (LOMCE). Editex. ISBN 9788490785270. Consultado el 29 de enero de 2018.
- ↑ Teijón, José María; Pérez, José Antonio García (1996). Química: Teoría y problemas. Editorial Tebar. ISBN 9788473601559. Consultado el 29 de enero de 2018.
Véase también
Enlaces externos
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