Alotropske modifikacije

[причалица]

Alotropske modifikacije (koristi se i pojam alotropija) su dva ili više oblika istog hemijskog elementa koja se međusobno razlikuju po načinu međusobnog vezivanja atoma. Zbog različitih hemijskih veza, alotropi imaju različita fizikalna i hemijska svojstva.

Grafit i dijamant su alotropske modifikacije ugljenika.
- Grafit je crn, mekan i provodi električnu struju.
- Dijamant je proziran, tvrd i ne provodi električnu struju (izolator).

Kiseonik i ozon su alotropi istog hemijskog elementa. Molekul kiseonika sadrži dva, a ozona tri atoma kiseonika. Zato običan kiseonik i ozon imaju različita fizička i hemijska svojstva.

[причалица]

Ozon (O3) je troatomski molekul koji se sastoji od tri atoma kiseonika.

Ozon je alotropska modifikacija kiseonika koja je mnogo nestabilnija od uobičajenog dvoatomskog oblika, O2. Na standardnim uslovima ozon je plavičasti gas koji na temperaturi ispod -112 °C prelazi u tamno plavu tečnost koja dalje ispod -193 °C prelazi u tamno plavi 'led'. Ozon je snažan oksidacioni agens što je u vezi sa njegovom nestabilnošću pri čemu prelazi u običan dvoatomski kiseonik:

2 O3 → 3 O2

Ova reakcija se ubrzava sa porastom temperature i padom pritiska.

[причалица]

O3 je opšteprisutan u Zemljinoj atmosferi: u slojevima pri zemlji je jedan od opasnih zagađivača sa štetnim uticajem na pluća; ozon u gornjim slojevima atmosfere sprečava prodor štetnih ultraljubičastih zraka do površine Zemlje. Takođe može da nastane iz O2 električnim pražnjenjem u atmosferi ili pod uticajem visokoenergijskog elektromagnetnog zračenja. Brojni eletrični uređaji mogu da generišu ozon, posebno oni koji koriste visoki napon poput laserskih štampača, mašina za fotokopiranje ili lučno zavarivanje. Svi električni motori koji koriste četkice stvaraju izvesnu količinu ozona manje više proporcionalnu veličini i snazi motora.

[причалица]

Ozon je pronašao 1840. godine nemački hemičar Kristijan Fridrih Šenbajn koji mu je nadenuo ime po grčkoj reči za miris, οζω, ozein, zbog karakterističnog mirisa.

Ozon oksiduje sve metale do najvišeg oksidacionog stanja, izuzev zlata, platine i iridijuma:

2 Cu2+ + 2 H+ + O3 → 2 Cu3+ + H2O + O2

Ozon prevodi okside u perokside:

SO2 + O3 → SO3 + O2

Takođe oksiduje okside do oksida sa najvećim oksidacionim brojem:

NO + O3 → NO2 + O2

Gornja reakcija je praćena hemiluminiscencijom.

[причалица]

Oksid NO2 može dalje da bude oksidovan:

NO2 + O3 → NO3 + O2

Novonastali NO3 može da reaguje sa NO2 i da nagradi N2O5:

NO2 + NO3 → N2O5

Ozon reaguje sa ugljenikom obrazujući ugljendioksid, čak i na sobnoj temperaturi:

C + 2 O3 → CO2 + 2 O2

[причалица]

Ozon ne reaguje sa amonijačnim solima, ali reaguje sa amonijakom gradeći amonijum nitrat:

2 NH3 + 4 O3 → NH4NO3 + 4 O2 + H2O

Ozon sa sulfidima gradi sulfate:

PbS + 4 O3 → PbSO4 + 4 O2

[причалица]

Grafit je mineral i jedna je od tri stabilne alotropske modifikacije ugljenika (pored dijamanta i fulerena), među kojima je najčešća i najstabilnija upravo grafit. Sive je boje.

Grafit najčešće poseduje heksagonalnu rešetku, a veoma retko se pojavljuje u romboedričnoj. Atomi u slojevima vezani su jakim kovalentnim vezama, ali su sami slojevi povezani slabim Van der Valsovim vezama, što im omogućava da klize jedan preko drugog, tako da se grafit otire. Grafit je jedini nemetal koji dobro provodi električnu struju i toplotu.

Upotrebljava se za podmazivanje, u elektrolizi (kao inertna elektroda), za kontakte u električnim motorima i sl.

Najveći rudnici grafita u svetu nalaze se u Kini (2005. godine proizvodnja je bila 1.650.000 tona). Ostali veliki proizvođači grafita su Indija, Brazil, Severna Koreja i Kanada. Grafit nije rastvorljiv u vodi.

[причалица]

Fuleren je alotropska modifikacija ugljenika, otkrivena 1985. godine, kada je pukom igrom slučaja laserski sintetizovan molekul C60. Za ovo otkriće naučnici Harold Kroto (Univerzitet u Saseksu, Velika Britanija), Robert Kerl i Ričard Smoli (Rajs Univerzitet iz Hjustona) 1996. godine dobili su Nobelovu nagradu.

Fuleren se sastoji od 60 sp hibridizovanih ugljenikovih atoma, koji su spojeni u tridesetostranični eikozaedarski molekul koji se sastoji od 12 petočlanih (pentagoni) i 20 šestočlanih (heksagoni) prstenova, spojenih u sferni oblik C60 (eng. buckminster fullerene) nalik fudbalskoj lopti. Broj pentagona je uvek konstantan u sfernim molekulima ugljeničnih klastera, dok broj heksagona može biti varijabilan.

[причалица]

Familija fulerena (C60, C70, C82,..., C540) su kavezati sferni molekuli, koji predstavljaju treću alotropsku modifikaciju ugljenika, a najstabilniji predstavnik familije fulerena je molekul C60. Danas se fulerenima naziva čitava familija zatvorenih, sfernih ugljovodoničnih struktura, kaveza, mreža sa obaveznih 12 pentagona i neograničenim brojem heksagona.

Molekul C60 gradi kristalnu formu koja po svojoj simetričnosti spada u najviši rang uređenosti. Kao individualni molekul, C60 čvršći je od dijamanta, međutim, kada kristališe, kristalna rešetka mu je meka skoro kao kod grafita. Kako C60 ima osu petog reda, to su njegova struktura i energetska stanja određena osobina zlatnog preseka.

Iako vrlo stabilan, molekul C60 je neočekivano reaktivan, tako da je danas poznato više od 6500 potpuno novih jedinjenja na bazi ovog molekula.
Molekul C60 ima neslućene mogućnosti primene koje se očekuju u narednim decenijama.

Fulereni su drugi tip najčešće korišćenih nanočestica nakon srebra. Svojstva kristalne strukture, provodnika i lubrikanta doprinose da se ovo jedinjenje koristi u više oblasti među kojima su farmacija, kozmetika, elektronika i solarna energija.

[причалица]

Dijamant (grč. adams- nepobediv) je bezbojna, kristalna supstanca sa velikim indeksom prelamanja svetlosti. Struktura dijamanta odgovara sp3 hibridizaciji ugljenika. Dijamant je alotropska modifikacija ugljenika. On je najtvrđi mineral u prirodi.

Zbog toga se koristi za sečenje, brušenje i poliranje drugih mekših materijala - upotreba u industrijske svrhe.
Na Mosovoj skali tvrdoće zauzima najviše mesto sa tvrdoćom 10.

Ugljenikovi atomi u dijamantu zauzimaju tetraedarsku strukturu, svaki atom ugljenika ima 4 sigma veze. Tvrdoća i sposobnost dijamanta da prelama svetlost posledica su njegove strukture.
Sečenjem i poliranjem dijamanata dobija se brilijant koji se koristi kao nakit. Poliranje se izvodi dijamantskom prašinom.
Kopa se u rudnicima i najveći svetski proizvođači dijamanata su Rusija, Južnoafrička Republika ...

[причалица]

Proizvodnja veštačkih dijamanata se izvodi u čeličnom kontejneru - eksplozijom, jer onda u kontejneru vladaju veliki pritisak i temperatura. Veštački dijamanti se koriste u industrijske svrhe. Rusi su razvili tehnologiju da tako proizvedene dijamante boje različitim bojama. Industrijski proizvedeni dijamanti nisu tako krupni kao pojedini primerci koji se mogu naći u prirodi, ali im to i nije namena.

Mera za težinu diajamanat je Karat.
Jedan Karat = 0.2 grama

[причалица]

Prelamanje svetlosti na okruglo-brilijantski isečenom dijamantu pokazuje brojne refleksije.

Vlasti u Konakriju, glavnom gradu Gvineje (Afrika) saopštile su 20.07. 2004. godine, da je u njihovoj zemlji nedavno otkriven dijamant vredan nekoliko miliona dolara. Dijamant je pronađen u džungli, blizu graničnog prelaza Obale Slonovače i Liberije. Dijamant dužine deset i širine tri centimetara, prema prvoj proceni stručnjaka nema 100% čistoću. Uočljive su unutrašnje vene, ali one ne umanjuju njegovu lepotu. Srećni 25-godišnji pronalazač ostao je anoniman.


Dijamant i grafit dve alotropske modifikacije ugljenika: čiste forme istog elementa, koje se razlikuju po strukturi.

[причалица]

Elementarni fosfor može da postoji u obliku nekoliko alotropskih modifikacija. Najrasprostranjenije među njima su beli i crveni fosfor. Ljubičasti i crni alotropi su takođe poznati. Gasoviti fosfor postoji kao difosfor, ili kao atomski fosfor.

[причалица]

Beli fosfor, žuti fosfor, ili tetrafosfor (P4) je molekul sa četiri atoma vezana sa šest jednostrukih P-P veza. Njegova tetraedralna struktura dovodi do naprezanja prstena i nestabilnosti. Poznate su dve kristalne forme. α forma, koja je stabilna pod standardnim uslovima, ima teseralna kristalnu strukturu. Ona se reverzibilno transformiše u β formu na 195.2 K. Smatra se da β forma ima heksagonalnu kristalnu strukturu.

Beli fosfor je transparentni voštani materijal koji brzo požuti kad je izložen svetlosti. Iz tog razloga on se takođe naziva žutim fosforom. On proizvodi zelenkasti sjaj u mraku (kad je izložen kiseoniku), visoko je zapaljiv i piroforičan (samo-zapaljiv) nakon kontakta sa vazduhom, kao i toksičan (uzrokuje ozbiljno oštećenje jetre ako se proguta, a usled hronični unos tragova belog fosfora kroz usta ili udisanjem izaziva fosfornu nekrozu vilice). Miris dima pri sagorevanju ovog oblika fosfora podseća na beli luk, a uzorci su obično prekriveni belim (di) fosfor pentoksidom, koji se sastoji od P4O10 tetraedra sa kiseonikom umetnutim između atoma fosfora i na njihovim temenima. Beli fosfor je neznatno rastvoran u vodi i, može se čuvati ispod sloja vode. On je rastvoran u benzenu, uljima, ugljen disulfidu i disumpor dihloridu.


Uzorak belog fosfora

[причалица]

Postoji nekoliko metoda za proizvodnju belog alotropa. U jednom od procesa, kalcijum fosfat, koji se dobija iz fosfatnih stena, se greje u pećima u prisustvu ugljenika i silicijum dioksida. Elementarni fosfor se oslobađa kao para koja može da se sakupi ispod fosforne kiseline.


Tetrafosforni molekul

Beli fosfor ima znatan napon pare na običnim temperaturama. Iz gustine pare proističe da se para sastoji od P4 molekula do oko 800 °C. Iznad te temperature, dolazi do disocijacije u P2 molekule.
On se spontano pali na vazduhu na oko 50 °C. Do paljenja može doći i na mnogo nižim temperaturama, ako je beli fosfor fino usitnjen. Njegovim sagorevanjem nastaje fosfor (V) oksid:



Zbog ove osobine, beli fosfor se koristi kao oružje.

[причалица]

Struktura crvenog fosfora

Crveni fosfor se može formirati zagrevanjem belog fosfora do 250 °C (482 °F), ili izlaganjem belog fosfora sunčevoj svetlosti. Crveni fosfor postoji kao amorfna mreža. Nakon daljeg zagrevanja, amorfni crveni fosfor se kristališe. Crveni fosfor se ne pali u vazduhu na temperaturama ispod 240 °C, dok se beli fosfor pali na oko 30 °C. Crveni fosfor se može konvertovati u beli zagrevanjam na 260 °C.


Crveni fosfor

[причалица]

Struktura ljubičastog fosfora

Monoklinični fosfor, or ljubičasti fosfor, je takođe poznat kao Hitorfov metalični fosfor.

Hitorf je (1865. godine) zagrevao crveni u zatvorenoj cevi na 530 °C. Gornji deo cevi je održavan na 444 °C. Sjajni neprozirni monoklinični, ili romboedarski, kristali su se sublimirali. Ljubičasti fosfor se takođe može pripremiti rastvaranjem belog fosfora u rastopljenom olovu u zatvorenoj cevi na 500 °C tokom 18 časova. Nakon sporog hlađenja, Hitorfovi alotropi se kristališu. Kristali se mogu odvojiti rastvaranjem olova u razblaženoj azotnoj kiselini, i naknadnim ključanjem u koncentovanoj hlorovodoničnoj kiselini.


Struktura Hitorfovog fosfora

Hitorf je otkrio da crveno/ljubičasta forma nastaje kad se fosfor rekristališe iz rastopljenog olova. Pored toga, postoji i vlaknasta forma sa sličnim fosfornim strukturama.

[причалица]

Crni fosfor

Crni fosfori su termodinamički stabilne forme fosfora na sobnoj temperaturi i pritisku. On se dobija zagrevanjem belog fosfora pod visokim pritiskom (12.000 atmosfera). Njegov izgled, osobine i struktura su veoma slični grafitu, jer je crne boje i pahuljast, provodi struju, i sadrži naborane listove vezanih atoma.

Crni fosfor ima ortorombičnu strukturu. On je najmanje reaktivan alotrop, jer se sastoji od mnogobrojnih međusobno vezanih šestočlanih prstenova. Svaki atom je vezan za tri druga atoma. Nedavno je bilo objavljeno da se sinteza crnog fosfora može izvesti koristeći metalne soli kao katalizatore.
Jedan od oblika crvenog/crnog fosfora je kubni čvrsti materijal.


Struktura crnog fosfora

[причалица]

Difosforni alotrop (P2) se može dobiti samo pod ekstremnim uslovima (na primer, iz P4 na 1100 K). Ipak, izvestan napredak je ostvaren u formiranju diatomskih molekula u homogenim rastvorima, pod normalnim uslovima uz upotrebu kompleksa prelaznih metala (baziranih na primer na tungstenu i niobijumu).


Molekul difosfora

Difosfor je gasoviti oblik fosfora, i termodinamički je stabilna forma iznad 1200 °C, i sve do 2000 °C. Disocijacija tetrafosfora (P4) počinje na nižim temperaturama: procenat P2 na 800 °C je ≈ 1%. Na temperaturi od oko 2000 °C, molekuli difosfora počinju da se disociraju u atomski fosfor.