Alotropos

Introducción.

La química, es la ciencia que estudia tanto la composición, estructura y propiedades de la materia como los cambios que ésta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía. Un elemento químico es un tipo de materia, constituida por átomos de la misma clase. En su forma más simple posee un número determinado de protones en su núcleo, haciéndolo pertenecer a una categoría única clasificada con el número atómico, aún cuando este pueda ostentar distintas masas atómicas.

Dentro de esos elementos, figuran varios tipos: los metales, no metales, alcalinotérreos, entre otros. También los Alótropos forman parte de estos elementos.

A continuación se estará dando una reseña, de sus características, funciones y tipos.

Alótropos.

Son elementos químicos que poseen la propiedad de presentarse bajo estructuras de moléculas diferentes, como el oxigeno, 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.

En química, se denomina alotropía a la 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.

La explicación de las diferencias que presentan en sus propiedades se ha encontrado en la disposición de los átomos de carbono 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.

El azufre, el carbón y el fósforo son los ejemplos más comunes

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 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 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), 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 tridimenional de anillos de carbono de seis miembros (similar al 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.

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), el grafito resultó ser un lubricante muy pobre. Este hecho conduce al descubrimiento de que la lubricidad es debida al aire y agua adsorbidos entre las capas, a diferencia de otros lubricantes secos laminares, como el disulfuro de molibdeno. Estudios recientes sugieren que un efecto denominado súper lubricidad 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), 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 espcífica es 2,3, lo que lo hace más ligero que el diamante.

Efecto del 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.

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