Alotropia

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS UNIVERSIDAD DEL PERÚ , DECANA DE AMÉRICA

FACULTAD DE INGENIERIA GEOLOGICA, MINERA, METAULRGIA, GEOGRAFICA Y CIVIL E.A.P. MINAS

ASIGNATURA: QUIMICA GENERAL TEMA: Alotropías ALUMNO: Rios Miranda, Paul Brian

CÓDIGO 12160186

PROFESOR: Canchari Silverio, Godelia CICLO: I Semestre 2012.

CIUDAD UNIVERSITARIA, 2012

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INDICE ALOTROPIA………………………………………………………………. 3

ALOTROPIA DEL CARBONO…………………………… CARBONO…………………………………………. ……………. 4

ALOTROPIA DEL OXIGENO …………………………………………. 13

ALOTROPÍAS DEL NITRÓGENO…………………………………….. NITRÓGENO…………………………………….. 15

…………………………………………. 16 ALOTROPÍA DEL FOSFORO ………………………………………….

ALOTROPÍA DEL AZUFRE……………………………………………. AZUFRE……………………………………………. 18

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ALOTROPÍA

Estructuras del Diamante y del grafito.

Alotropía (del griego: allos, otro, y tropos, manera) en química es la propiedad que poseen determinados elementos químicos de presentarse bajo estructuras químicas diferentes, como el oxígeno, que puede presentarse como oxígeno atmosférico (O 2) y como ozono (O3), o con características físicas distintas, como el fósforo, que se presenta como fósforo rojo y fósforo blanco (P 4), o el carbono, que lo hace como grafito, diamante, grafeno y fulereno. Para que a un elemento se le pueda denominar como alótropo, sus diferentes estructuras moleculares deben presentarse en el mismo estado físico. Las propiedades alotrópicas se presentan en elementos que tienen una misma composición, pero aspectos diferentes; por lo tanto, la propiedad debe observarse en el mismo estado de agregación de la materia y es característico del estado sólido. La explicación de las diferencias que presentan en sus propiedades se ha encontrado en la disposición de los átomos en el espacio. Por ejemplo, en los cristales de diamante, cada átomo de carbono está unido a cuatro átomos de carbono vecinos, adoptando una ordenación en forma de tetraedro que le confiere una particular dureza. La hibridación del carbono en el diamante es sp 3 En el grafito, los átomos de carbono están dispuestos en capas superpuestas y en cada capa ocupan los vértices de hexágonos regulares imaginarios. De este modo, cada átomo está unido a tres de la misma capa con más intensidad y a uno de la capa próxima en forma más débil, en este caso, la hibridación del carbono es sp 2. Esto explica por qué el grafito es blando y untuoso al tacto. La mina de grafito de un lápiz forma el trazo porque, al desplazarse sobre el papel, se adhiere a éste una pequeña capa de grafito.

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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.

ALOTROPIA DEL CARBONO El carbono es un elemento químico de número atómico 6 y símbolo C. Es sólido a temperatura ambiente. Dependiendo de las condiciones de formación, puede encontrarse en la naturaleza en distintas formas alotrópicas, carbono amorfo y cristalino en forma de grafito o diamante. Es el pilar básico de la química orgánica; se conocen cerca de 16 millones de compuestos de carbono, aumentando este número en unos 500.000 compuestos por año, y forma parte de todos los seres vivos conocidos. Forma el 0,2 % de la corteza terrestre.

Características El carbono es un elemento notable por varias razones. 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). Más aún, presenta una gran afinidad para enlazarse químicamente con otros átomos pequeños, incluyendo otros átomos de carbono con los que puede formar largas cadenas, y su pequeño radio atómico le permite formar enlaces múltiples. Así, con el oxígeno forma el dióxido de carbono (IV), vital para el crecimiento de las plantas (ver ciclo del carbono); carbono) ; con el hidrógeno forma numerosos compuestos denominados genéricamente hidrocarburos, esenciales para la industria y el transporte en la forma de combustibles combustibles fósiles; y combinado con oxígeno e hidrógeno forma gran variedad de compuestos como, por ejemplo, los ácidos grasos, esenciales para la vida, y los ésteres que dan sabor a las frutas; además es vector, a través del ciclo carbono-nitrógeno, de parte de la energía producida por el Sol. Sol.1

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Estados alotrópicos

Cristales de fulerenos

Se conocen cinco formas alotrópicas del carbono, además del amorfo: grafito, diamante, fulerenos, nanotubos y carbinos. carbinos .2 Una de las formas en que se encuentra el carbono es el grafito, que es el material del cual está hecha la parte interior de los lápices de madera. El grafito tiene exactamente los mismos átomos del diamante, pero por estar dispuestos en diferente forma, su textura, fuerza y color son diferentes. Los diamantes naturales se forman en lugares donde el carbono ha sido sometido a grandes presiones y altas temperaturas. Los diamantes se pueden crear artificialmente, sometiendo el grafito a temperaturas y presiones muy altas. Su precio es menor al de los diamantes naturales, pero si se han elaborado adecuadamente tienen la misma fuerza, color y transparencia. El 22 de marzo de 2004 se anunció el descubrimiento de una sexta forma alotrópica: las nanoespumas. nanoespumas .3 La forma amorfa es esencialmente grafito, pero no llega a adoptar una estructura cristalina macroscópica. Esta es la forma presente en la mayoría de los carbones y en el hollín.

Disposición geométrica de los orbitales híbridos sp.

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Disposición geométrica de los orbitales híbridos sp 2.

A presión normal, el carbono adopta la forma del grafito, en la que cada átomo está unido a otros tres en un plano compuesto de celdas hexagonales; este estado se puede describir como 3 electrones de valencia en orbitales híbridos planos sp 2 y el cuarto en el orbital  p. Las dos formas de grafito conocidas alfa (hexagonal) y beta (romboédrica) tienen propiedades físicas idénticas. Los grafitos naturales contienen más del 30% de la forma beta, mientras que el grafito sintético contiene únicamente la forma alfa. La forma alfa puede transformarse en beta mediante procedimientos mecánicos, y ésta recristalizar en forma alfa al calentarse por encima de 1000 °C. Debido a la deslocalización de los electrones del orbital pi, el grafito es conductor de la electricidad, propiedad que permite su uso en procesos de electroerosión. El material es blando y las diferentes capas, a menudo separadas por átomos intercalados, se encuentran unidas por enlaces de Van de Waals, siendo relativamente fácil que unas deslicen respecto de otras, lo que le da utilidad como lubricante.

Disposición geométrica de los orbitales híbridos sp 3.

A muy altas presiones, el carbono adopta la forma del diamante, en el cual cada átomo está unido a otros cuatro átomos de carbono, encontrándose los 4 electrones en orbitales sp 3, como en los hidrocarburos. El diamante presenta la misma estructura cúbica que el silicio y el germanio y, gracias a la resistencia del enlace químico carbono-carbono, es, junto con el nitruro de boro, la sustancia más dura conocida. La transición a grafito a temperatura ambiente es tan lenta que es indetectable. Bajo ciertas condiciones, el carbono cristaliza como lonsdaleíta, una forma similar al diamante pero hexagonal. El orbital híbrido sp 1 que forma enlaces covalentes sólo es de interés en química, manifestándose en algunos compuestos, como por ejemplo el acetileno. 6

Fulereno C60.

Los fulerenos tienen una estructura similar al grafito, pero el empaquetamiento hexagonal se combina con pentágonos (y en ciertos casos, heptágonos), lo que curva los planos y permite la aparición de estructuras de forma esférica, elipsoidal o cilíndrica. El constituido por 60 átomos de carbono, que presenta una estructura tridimensional y geometría similar a un balón de fútbol, es especialmente estable. Los fulerenos en general, y los derivados del C60 en particular, son objeto de intensa investigación en química desde su descubrimiento a mediados de los 1980. A esta familia pertenecen también los nanotubos de carbono, que pueden describirse como capas de grafito enrolladas en forma cilíndrica y rematada en sus extremos por hemiesferas (fulerenos), y que constituyen uno de los primeros productos industriales de la nanotecnología.

Diamante El diamante es uno de los alótropos del carbono mejor conocidos, cuya dureza y alta dispersión de la luz lo hacen útil para aplicaciones industriales y joyería. El diamante es el mineral natural más duro conocido, lo que lo convierte en un abrasivo excelente y le permite mantener su pulido y lustre extremadamente bien. No se conocen sustancias naturales que puedan rayar, o cortar, un diamante. El mercado para los diamantes de grado industrial opera de un modo muy diferente a su contraparte de grado gema. Los diamantes industriales son valuados principalmente por su dureza y conductividad térmica, haciendo muchas de las características gemología gemológicas del diamante, incluyendo claridad y color, principalmente irrelevantes. Esto ayuda a explicar por qué el 80% de los diamantes minados, inadecuados para uso como gemas y conocidos como bort , son destinados para uso industrial. Además de los diamantes minados, los diamantes sintéticos encontraron aplicaciones industriales casi inmediatamente después de su invención en la década de 1950; otros 600 millones de quilates (80000 kg) de diamantes sintéticos son producidos anualmente para uso industrial — casi casi cuatro veces la masa de diamantes naturales minados en el mismo período. El uso industrial dominante de los diamantes es en cortado, perforado (brocas de perforación), abrasión (cortadores con filo de diamante), y pulido. La mayoría de usos del diamante en estas tecnologías no requiere diamantes grandes; en efecto, la mayoría de 7

diamantes que son de calidad de gema pueden encontrar un uso industrial. Los diamantes son insertados en puntas de taladros o hojas de sierras, o dispersadas en un polvo para su uso en lijas y aplicaciones de pulido. Algunas aplicaciones especializadas incluyen uso en laboratorios como contenedores para experimentos de alta presión (ver yunque de diamante), diamante) , rodamientos de alta performance, y un uso limitado en ventanas especializadas. Con los avances continuos que se hacen en la producción de diamante sintético, algunas aplicaciones futuras están comenzando a ser factibles. Es objeto de mucha excitación el posible uso del diamante como un semiconductor apto para construir microchips, o el uso del diamante como un disipador en electrónica. Hay esfuerzos de investigación significativos en Japón, Europa, y los Estados Unidos para capitalizar el potencial ofrecido por las propiedades materiales únicas del diamante, combinadas con la calidad incrementada y la cantidad de suministro que comienza a hacerse disponible de parte de los fabricantes de diamantes sintéticos. Cada átomo de carbono en un diamante está unido covalentemente a otros cuatro átomos de carbono, dispuestos en un tetraedro. Estos tetraedros, juntos, forman una red tridimensional de anillos de carbono de seis miembros (similar al ciclohexano), ciclohexano) , en la conformación de silla, permitiendo que haya tensión de ángulo de enlace de cero. Esta red estable de enlaces covalentes y anillos hexagonales es la razón de que el diamante sea increíblemente duro.

Grafito El grafito (denominado así por Abraham Gottlob Werner en 1789, del griego γράφειν (graphein, "dibujar/escribir", por su uso en lápices) es uno de los alótropos más comunes del carbono. A diferencia del diamante, el grafito es un conductor eléctrico, y puede ser usado, por ejemplo, como material en los electrodos de una lámpara de arco eléctrico. El grafito tiene la distinción de ser la forma más estable de carbono a condiciones estándar. En consecuencia, es usado en termoquímica como el estado estándar para definir el calor de formación de los compuestos de carbono. El grafito es capaz de conducir la electricidad, debido a la deslocalización de los electrones π sobre y debajo de los planos de los átomos de carbono. Estos electrones tienen libertad de movimiento, por lo que son capaces de conducir la electricidad. Sin embargo, la electricidad es conducida sólo a los largo del plano de las capas. En el diamante, los cuatro electrones externos de cada átomo de carbono están 'localizados' entre los átomos en enlaces covalentes. El movimiento de los electrones está restringido, y el diamante no conduce corriente eléctrica. En el grafito, cada átomo de carbono usa sólo 3 de sus 4 electrones de los niveles de energía externos en enlaces covalentes a otros tres átomos de carbono en un plano. Cada átomo de carbono contribuye con un electrón a un sistema deslocalizado que es parte también del enlace químico. Los electrones deslocalizados son libres de moverse a través del plano. Por esta razón, el grafito conduce la electricidad a lo largo de los planos de los átomos de carbono, pero no conduce en una dirección a ángulos rectos al plano.

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El polvo de grafito es usado como un lubricante seco. Aunque puede pensarse que esta importante propiedad industrial es debida netamente al débil acoplamiento interlaminar entre las hojas en la estructura, en efecto, en un ambiente vacío (como en las tecnologías pasa uso en el espacio), espacio) , el grafito resultó ser un lubricante muy pobre. Este hecho conduce al descubrimiento de que la lubricidad es debida al aire y agua adsorbida entre las capas, a diferencia de otros lubricantes secos laminares, como el disulfuro de molibdeno. Estudios recientes sugieren que un efecto denominado superlubricidad puede también explicar este efecto. Cuando un gran número de defectos cristalográficos unen estos planos entre sí, el grafito pierde sus propiedades lubricantes y se convierte en lo que es conocido como carbono pirolítico, un material muy útil en implantes que contactan sangre, tales como las válvulas cardíacas prostéticas. Los grafitos naturales y cristalinos no son usados frecuentemente en forma pura como materiales estructurales, debido a sus planos irregulares, fragilidad y propiedades mecánicas inconsistentes. En sus formas sintéticas vítreas puras (isotrópicas), (isotrópicas), el grafito pirolítico y la fibra de carbono, el grafito es un material extremadamente fuerte, resistente al calor (hasta 3000 °C), usado en escudos térmicos para las narices de los misiles, motores de cohetes sólidos, reactores de alta temperatura, zapatas de freno, y escobillas de motores eléctricos. Los grafitos intumescentes o expandibles son usados en sellos de fuego, ajustados alrededor del perímetro de una puerta de fuego. Durante un fuego, el grafito se entumece (expande y calcina) para resistir la penetración del fuego y evitar la difusión de los humos. Una temperatura típica de expansión inicial (SET) está entre 150 y 300 grados Celsius. Densidad: su gravedad específica es 2,3, lo que lo hace más ligero que el diamante. Efecto dl calor: es el alótropo más estable del carbono. A una temperatura de 2500 grados Celsius, puede ser transformado en diamante. A cerca de 700 grados Celsius, arde en oxígeno puro formando dióxido de carbono. Actividad química: es ligeramente más reactivo que el diamante. Esto es debido a que los reactantes son capaces de penetrar entre las capas hexagonales de átomos de carbono en el grafito. No es afectado por solventes ordinarios, ácidos diluidos, o álcalis fundidos. Sin embargo, el ácido crómico lo oxida a dióxido de carbono. Grafeno

Una sola capa de grafito, que alguna vez se creyó ser imposible, es denominada grafeno y tiene propiedades eléctricas, térmicas y físicas extraordinarias. Puede ser producido por epitaxia (deposición química de vapor) en una superficie aislante, o por exfoliación mecánica (pelado repetido). Sus aplicaciones pueden incluir reemplazar al silicio en dispositivos electrónicos de alto rendimiento.

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Carbono amorfo El carbono amorfo es el nombre usado para el carbono que no tiene una estructura cristalina. Como con todos los materiales vítreos, puede presentarse algún orden de corto alcance, pero no hay patrones de largo alcance de las posiciones atómicas. Aunque puede fabricarse carbono completamente amorfo, el carbono amorfo natural (como el hollín) realmente contiene cristales microscópicos de grafito, grafito ,1 algunas veces diamante. diamante .2 A escala macroscópica, el carbono amorfo no tiene una estructura definida, puesto que consiste de pequeños cristales irregulares, pero a escala nano microscópica, puede verse que está hecho de átomos de carbono colocados regularmente. El carbón y el hollín o negro de carbón son llamados informalmente carbono amorfo. Sin embargo, son productos de la pirólisis, que no produce carbono amorfo verdadero bajo condiciones normales. La industria del carbón divide al carbón en varios grados, dependiendo de la cantidad de carbono presente en la muestra, comparada con la cantidad de impurezas. El grado más alto, antracita, es aproximadamente 90 por ciento carbono y 10% otros elementos. El carbón bituminoso es aproximadamente 75-90% carbono, y el lignito es el nombre del carbón que tiene alrededor de 55 por ciento de carbono.

Buckminsterfulerenos

Cristales de fulerenos

Los buckminsterfulerenos, o usualmente abreviados como  fulerenos, fueron descubiertos en 1985, en condiciones deliberadamente creadas en el laboratorio, por un equipo de científicos de la Rice University y la University of Sussex, tres de ellos fueron galardonados con el Premio Nobel de Química de 1996. Recibieron el nombre por la similitud de su estructura alotrópica con las estructuras geodésicas diseñadas por el científico y arquitecto Richard Buckminster "Bucky" Fuller. Los fulerenos son moléculas de tamaños variados, compuestas en su totalidad de carbono, que toman la forman de una esfera hueca, elipsoide, o tubo. A principios del siglo veintiuno, las propiedades químicas y físicas de los fulerenos son aún objeto de estudio profundo, tanto en laboratorios de investigación pura y aplicada. En abril 10

del 2003, los fulerenos fueron objeto de estudio por su potencial uso médico - al unir a antibióticos específicos a la estructura para apuntar a bacterias resistentes e incluso apuntar a ciertas células de cáncer, tales como el melanoma. En julio de 2010, un grupo de investigadores de la Universidad de Ontario Occidental, en Canadá, detectaron, con el telescopio Spitzer de la NASA, esas moléculas en una nube de polvo cósmico que rodeaba a una estrella distante, en el hemisferio sur de la constelación Ara, a 6.500 años luz de distancia. distancia .3  Buckybolas  Buckybolas

Fulerenos esféricos son conocidos popularmente como buckybolas, y tienen la fórmula C 60.  Nanotubos  Nanotubos de carbono carbono

Los nanotubos de carbono, también llamados buckytubos, son moléculas de carbono cilíndricas con propiedades novedosas que las hacen potencialmente muy útiles en una amplia variedad de aplicaciones (nanoelectrónica, óptica, aplicaciones de materiales, etc.). Exhiben propiedades extraordinarias de resistencia, propiedades eléctricas únicas, y son eficientes conductores del calor. También han sido sintetizados nanotubos inorgánicos. Los nanotubos poseen una forma cilíndrica, generalmente con un extremo tapado con un hemisferio de una estructura de buckybola. Su nombre deriva de su tamaño, puesto que el diámetro de un nanotubo es del orden de unos pocos nanómetros (aproximadamente 50 mil veces más delgado que el grosor de un cabello humano), a la vez que pueden ser de algunos centímetros de longitud. Hay dos tipos principales de nanotubos: nanotubo de una sola pared (SWNT) y nanotubo de paredes múltiples (MWNT).  Nanobuds  Nanobuds de carbono carbono

Modelos de computadora de estructuras de Nanobuds estables. e stables.

Los Nanobuds de carbono es un alótropo de carbono recientemente descubierto, en los que un fulereno, como "compañero", está unidos covalentemente a las paredes laterales externas de un nanotubo de carbono. Este material híbrido tiene propiedades útiles, tanto de los fulerenos como de los nanotubos de carbono. En particular, se ha encontrado que son excepcionales emisores de campo.

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Carbono vítreo El carbono vítreo es una clase de carbono no grafitizante, que es usado ampliamente como material para electrodos en electroquímica, así como en crisoles de alta temperatura, y como componente de algunos dispositivos prostéticos. Fue producido por trabajadores en los laboratorios de The General Electric Company, UK, a inicios de la década de 1960, usando celulosa como material inicial. Poco tiempo después, trabajadores japoneses produjeron un material similar a partir de resinas fenólicas. Fue producido por primera vez por Bernard Redfern a mediados de 1950, en los laboratorios de The Carborundum Company, en UK. Consiguió desarrollar una matriz de polímero para imitar una estructura de diamante, y descubrió una resina fenólica que, con preparación especial, la produciría sin ayuda de un catalizador. Se llenaron algunas patentes, algunas de las cuales fueron retiradas en el interés de la seguridad nacional. Las muestras de investigación originales de la resina y el producto aún existen. La preparación de carbono vítreo implica someter a los precursores orgánicos a una serie de tratamientos térmicos a temperaturas hasta de 3000 °C. A diferencia de muchos carbonos no grafitizantes, son impermeables a los gases, y son extremadamente inertes químicamente, especialmente aquellos preparados a muy altas temperaturas. Se ha demostrado que las velocidades de oxidación de ciertos carbonos vítreos en oxígeno, dióxido de carbono, o vapor de agua, son menores que las de cualquier otro carbono. También son altamente resistentes al ataque por ácidos. En consecuencia, mientras el grafito normal es reducido a un polvo por una mezcla de ácido sulfúrico y ácido nítrico a temperatura ambiente, el carbono vítreo no es afectado por tal tratamiento, incluso después de varios meses.

Nanoespuma de carbono La nanoespuma de carbono es el quinto alótropo conocido del carbono, descubierto en 1997 por Andrei V. Rode y colaboradores en la Australian National University en Canberra. Consiste de un ensamblado de cúmulos de baja densidad de átomos de carbono, mantenidos en una red tridimensional difusa. Cada cúmulo es de aproximadamente 6 nm de ancho, y consiste de aproximadamente 4000 átomos de carbono, unidos en hojas similares a las del grafito, que tienen una curvatura negativa por la inclusión de heptágonos en el esquema regular hexagonal. Esto es el opuesto de lo que pasa en el caso de los buckminsterfulerenos, en el que las hojas de carbono reciben una curvatura positiva por la inclusión de pentágonos. La estructura a gran escala de la nanoespuma de carbono es similar a la de un aerogel, pero con el 1% de la densidad de los aerogel de carbono anteriormente producidos - sólo unas pocas veces más la densidad del aire a nivel del mar. A diferencia de los aerogel de carbono, la nanoespuma de carbono es un mal conductor eléctrico.

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Lonsdaleíta (diamante hexagonal) Artículo principal:  Lonsdaleíta. La lonsdaleíta es un alótropo hexagonal del alótropo de carbono diamante, que se cree se forma a partir del grafito presente en los meteoritos al impactar sobre la Tierra. El gran calor y tensión del impacto transforman el grafito en diamante, pero reteniendo la estructura cristalina hexagonal del grafito. El diamante hexagonal ha sido sintetizado en el laboratorio, mediante compresión y calentamiento del grafito, tanto mediante el uso de una prensa estática, o usando explosivos.

Carbono acetilénico lineal (LAC) El carbono acetilénico lineal (LAC por sus siglas en inglés), también llamado carbino, es un alótropo del carbono que tiene la estructura químic a5 -(C≡C)n- como una cadena repetitiva .6

ALOTROPIA DEL OXIGENO Puede presentarse como oxígeno atmosférico (O 2) y como ozono (O 3)

Oxigeno atmosférico (O2) El oxígeno es un elemento químico de número atómico 8 y símbolo O. En su forma molecular más frecuente, O2, es un gas a temperatura ambiente. Representa aproximadamen te el 20,9 % en volumen de la composición de la atmósfera terrestre. Es uno de los elementos más importantes de la química orgánica y participa de forma muy importante en el ciclo energético de los seres vivos, esencial en la respiración celular de los organismos aeróbicos. Es un gas incoloro, inodoro (sin olor) e insípido.

Descubrimiento Carl Wilhelm Scheele (1742-1786) (1742-1786) farmacéutico y químico sueco (aunque de origen alemán), describe el descubrimiento del oxígeno, producido durante sus trabajos entre 1772 y 1773, en su libro Chemische Abhandlung von der Luft und dem Feuer (Tratado químico del aire y del fuego) publicado en 1777. Tradicionalmente este descubrimiento ha sido atribuido al químico inglés Joseph Priestley (1733-1804), quien lo descubrió de manera independiente en 1772, aunque el primero que publicó un trabajo sobre este gas y le dio nombre fue el químico francés Lavoisier (17431794) en 1777, siendo el descubridor oficial. Utilizó para ello dos raíces griegas ὀξύς  (oxýs) (ácido, literalmente "punzante", por el sabor de los ácidos) y - γενής  (- genēs) ("generador, que engendra"), porque creyó que el oxígeno era un constituyente indispensable de los ácidos.

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Al calentar monóxido de mercurio, Priestley obtuvo dos vapores: uno se condensó en gotas, el mercurio, pero ¿qué era el otro? Priestley juntó ese gas en un recipiente e hizo algunos ensayos: si introducía una brasa de madera, ardía; si acercaba ratones vivos, éstos se volvían muy activos. En vista de lo cual, Priestley inhaló un poco de ese gas y notó que se sentía muy "ligero y cómodo". A este gas lo llamó aire desflogistizado, hoy sabemos que era oxígeno. Sin saberlo, Priestley fue la primera persona que usó la mascarilla de oxígeno.

Rol biológico El oxígeno respirado por los organismos aerobios, liberado por las plantas mediante la fotosíntesis, participa en la conversión de nutrientes en energía (ATP) y es imprescindible para la vida. Todas las células del cuerpo humano precisan del oxígeno para poder vivir. Su disminución provoca hipoxia y la falta total de él anoxia pudiendo provocar la muerte del organismo.

Ozono El ozono (O3), es una sustancia cuya molécula está compuesta por tres átomos de oxígeno, formada al disociarse los 2 átomos que componen el gas de oxígeno. Cada átomo de oxígeno liberado se une a otra molécula de oxígeno (O 2), formando moléculas de Ozono (O3). A temperatura y presión ambientales el ozono es un gas de olor acre y generalmente incoloro, pero en grandes concentraciones puede volverse ligeramente azulado. Si se respira en grandes cantidades, puede provocar una irritación en los ojos y/o garganta, la cual suele pasar luego de respirar aire fresco por algunos minutos. El ozono, es el primer alótropo de un elemento químico que fue identificado por la ciencia, Christian Friedrich Schönbein propuso que fuera un compuesto químico distinto en 1840, nombrándolo con el verbo griego ozein (ὄζειν, "tener olor"), a causa del olor peculiar que se observa durante las tormentas eléctricas. Recién en 1865 Jacques-Louis Soret determinó la fórmula del ozono (O 3)3 lo que fue confirmado por Schönbein en 1867. Se descompone rápidamente en presencia de oxígeno a temperaturas mayores de 100 °C y en presencia de catalizadores como el dióxido de manganeso (MnO2) a temperatura ambiente. En condiciones normales, puede demorar varias horas en reconvertirse nuevamente en oxígeno.

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ALOTROPÍAS DEL NITRÓGENO Alótropos inestables de nitrógeno que consta de más de dos átomos de nitrógeno se han producido en el laboratorio, como N 3 y N 4 . Bajo extremadamente altas presiones (1,1 millones atm ) y altas temperaturas (2000 K), tal como se produce utilizando un diamante celda de yunque , el nitrógeno se polimeriza en el único en condiciones de servidumbre estructura cristalina cúbica gauche. Esta estructura es similar a la del diamante , y ambos tienen muy fuertes enlaces covalentes . N 4 es apodado "el diamante de nitrógeno". Otros (aún unsynthesized) alótropos son hexazine (N6, un benceno analógico) y octaazacubane (N 8, un cubane analógica). La primera se prevé que sea muy inestable, mientras que el segundo se prevé que sea cinéticamente estable, por razones de simetría orbital .

Hexazine (también conocido como hexaazabenzene) es un hipotético alótropo de nitrógeno compuesto de 6 átomos de nitrógeno dispuestos en una estructura de anillo como análoga a la de benceno . Sería el último miembro de la azabenzene (azina) serie, que tengan todas las metilidino grupos de la molécula de benceno sustituido por átomos de nitrógeno. Octaazacubane es un hipotético alótropo de nitrógeno , cuyas moléculas tienen ocho átomos dispuestos en un cubo . (En comparación, el nitrógeno se produce normalmente como el diatómico molécula N 2.) Se puede considerar como un derivado de cubane , donde todos los ocho de carbono átomos (y sus correspondientes hidrógeno átomos) han sido reemplazados por un átomo de nitrógeno. Es prevé que sea una molécula metaestable , en el que a pesar de la termodinámica inestabilidad causada por la cepa de bonos , y la alta energía de las NN enlaces simples , la molécula se mantiene cinéticamente estable por razones de simetría orbital . Explosivo y combustible Octaazacubane se prevé contar con una densidad de energía (descomposición asumiendo en N 2) de 22,9 MJ /  MJ  / kg kg , [4] , que es más de 5 veces el valor estándar de TNT . Así, se ha propuesto (junto con otros alótropos nitrógeno exóticas) como un explosivo , y como un componente de alto rendimiento de combustible para cohetes . [5] Su velocidad de detonación se prevé que sea 15.000 m / s, mucho (48,5%) más que cualquier explosivo no nuclear conocida.

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ALOTROPÍA DEL FOSFORO El fósforo presenta una alotropía complicada, llegándose a mencionar alrededor de once formas alotrópicas diferentes, sin embargo, las más conocidas y quizás mejor caracterizadas son las conocidas con los nombres de: fósforo blanco, fósforo negro, y fósforo rojo.

Fósforo blanco: Se forma cuando se calienta el fosfato cálcico con presencia de sílice y carbón , a una temperatura de 1400ºC, condensándose los vapores, que no son otra cosa que el fósforo blanco, P4 : 2Ca3 (PO4)2 + 3 SIO2 + 10C ↔ P4 + 3 Ca2SiO4 + 10 CO La especia P 4, tiene una forma tetraédrica, como índica la figura, donde cada átomo de fósforo forma un enlace sencillo con los sus otros tres átomos vecinos, con ángulos de enlace de 60º. Loa ángulos de dichos grados se dice que se encuentran en tensión, esperándose que la molécula sea debido a esto, reactiva.

Algunas de las características más destacables son: El fósforo blanco, es un sólido blanco como su nombre indica, que se torna amarillo cuando se ve expuesto a la luz. Su punto de fusión es 44ºC, mientras que su punto de ebullición es de 287ºC. Por encima de los 50ºC se inflama en el aire. Es extremadamente venenoso y prácticamente insoluble en el agua, pero en cambio, si es soluble en benceno y CS2. Cuando a éste alótropo se le expone al aire, se oxida dando una llama verde y produciéndose la formación de PO2, y algo de ozono. Produce unas reacciones bastante violentas con toda la familia de los halógenos. El ácido nítrico lo oxida lentamente, convirtiéndolo en ácido fosfórico, y el NaOH, lo convierte en fosfina e hipofosfito sódico: P4 + 3 NaOH + 3 H2O ↔ PH3 + 3 NaH2PO2

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Este alótropo ha tenido un extenso uso militar, utilizándose como agente incendiario, para crear cortinas de humo, y como componente antipersona ya que puede producir quemaduras bastante graves, por todo esto se le conoce también como arma química. Los militares lo conocen como WP (del inglés, White phosphorus), llegándole a dar apodos durante las guerras.

Fósforo negro: El fósforo negro es la forma alotrópica más estable de este elemento químico. Fue preparado por primera vez, por el físico americano P.W. Bridgman. Se obtiene a través de calentamiento del fósforo blanco cuando se encuentra a presiones elevadas. Este alótropo recuerda al grafito en su aspecto y también en lo que se refiere a la conductividad eléctrica, pues posee una red en capas, donde cada átomo de fósforo se

encuentra enlazado a otros tres átomos a una distancia de 2.20 Ǻ y con uno ángulos de enlace de 99º. Esta forma alotrópica es cinéticamente inerte, y ni siquiera a 400ºC arde, así que mucho menos al aire.

Fósforo rojo: El fósforo rojo se obtiene calentando el fósforo blanco, en una atmósfera inerte, a unos 250 ºC de temperatura. Es de color rojo, amorfo, y más bien poco soluble tanto en agua como en disolventes orgánicos. La reactividad de este alótropo del fósforo es intermedia entre las otras dos formas alotrópicas. La gran diferencia de reactividad del fósforo blando y la del rojo, hace que sea interesante observar el valor del ΔHº para la conve rsión del fósforo rojo en blanco, siendo ésta de tan sólo 17.6 KJ.mol^-1. De manera contraria al fósforo blanco, el rojo no es nada soluble en disulfuro de carbono y tampoco es tóxico. Cuando se pone en contacto con sustancias oxidantes, éste se transforma a través de una reacción bastante violenta, en pentóxido de fósforo, desprendiendo un humo blanco. Se suele usar como agente reductor en las reacciones químicas, o como compuesto de partida para sintetizar distintos compuestos del fósforo. Pero quizás su uso popular más conocido, son las cerillas, donde produce una reacción al contacto con clorato potásico.

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ALOTROPÍA DEL AZUFRE 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 ciclooctaazufre, 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, ciclohexaazufre, 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 ciclododecaazufre, o S12. El ciclohexaazufre puede ser sintetizado mezclando trisulfato de sodio y ácido clorhídrico en estado concentrado, a través de la reacción: 6 Na2S2O3 (ac) + 12 HCl (ac) → S 6 (s) +6 SO2 (g) + 12 NaCl (ac) + 6 H 2O (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 poli sulfuro de hidrógeno adecuado, H 2Sx, con el dicloruro de poliazufre más adecuado, SyCl 2, de manera que la x+y, de cómo resultado un tamaño igual al anillo que se desea. Así, el ciclododecaazufre puede prepararse mezclando octasulfuro de dihidrógeno, H 2S8, y dicloruro de tetraazufre, S 4Cl2, en disolvente etoxietano: H2S8 + S4Cl2 → S12 (s) + 2 HCl (g) Pero el ciclooctaazufre 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 18

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 más, 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

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BIBLIOGRAFIA

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http://es.wikipedia.org/wiki/Al%C3%B3tropos_del_carbono

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http://www.dendritics.com/scales/c-allotropes.asp

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Principios de Química, los caminos del descubrimiento, Jones Atkins, Ed. Medica Panamericana.

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