Alotropia

Alotropia- własność ciała występowania w rozmaitych postaciach, różniących się własnościami fizycznymi i aktywnością chemiczną. Alotropia polega często, na różnej ilości atomów w cząsteczce.

ODMIANY TLENU

Podczas przepuszczania przez powietrze iskrowych wyładowań elektrycznych można wyczuć charakterystyczny zapach, podobny do tego, jaki występuje w powietrzu po burzy. Zjawisko to zaobserwował van Maruma w 1785 roku. Ten sam zapach wydziela się podczas pracy lampy kwarcowej. Początkowo uważano, że zapach ten pochodzi od nieznanych tlenków wodoru. Znaczniej później stwierdzono, że w skład tej substancji wchodzi tylko tlen, jest więc ona odmienną postacią pierwiastka tlenu występującego w stanie wolnym. Z powodu intensywnego zapachu substancji ta w 1840 r. została nazwana ozonem (z greckiego ozon znaczy pachnący, woniejący). O intensywności zapachu ozonu świadczy fakt, że daje się go wyczuć nawet wówczas, gdy powietrze zawiera 1 część ozonu na 300 000 części powietrza. Tlen jest jedynym pierwiastkiem w stanie gazowym, który występuje w dwóch odmianach alotropowych.
- Jak powstaje ozon? Pod wpływem promieniowania ultrafioletowego (UV) dwuatomowa cząstka tlenu rozpada się na dwa atomy tlenu. Atom tlenu, reagują z kolejną dwuatomową cząstką tlenu, tworzy ozon:

O ? 2O O O ? O O O ? O

Powstający tlen atomowy jest bardzo aktywny i natychmiast łączy się z innym atomem tlenu, tworząc O , lub z cząsteczką tlenu, tworząc O . Ze względu na dużą aktywność, a tym samym nietrwałość pojedynczych atomów tlenu, ta jego odmiana nie jest uznawana za odmianę alotropową.
- Ozon jest substancją nietrwałą i rozkłada się, wydzielając tlen:

2O ? 3O

To powoduję, że jest on bardzo silnym utleniaczem i ma właściwości bakteriobójcze. Dlatego jest stosowany do odkażania powietrza, a przede wszystkim wody. W nowoczesnych stacjach uzdatniania wody stosuje się ozon metoda ma te zaletę, że nie wprowadza się do wody żadnej szkodliwej substancji.

ZNACZENIE OZONOSFERY

Największe ilości ozonu znajdują się w górnych warstwach atmosfery na wysokości 25-50 km od powierzchni Ziemi. Warstwę tę nazywamy ozonosferą. Jest to bardzo cienka warstwa, a mimo to odgrywa bardzo ważną role filtra chroniącego Ziemię przed szkodliwym promieniowaniem kosmicznym. Nadmiar promieniowania UV jest bowiem bardzo szkodliwe dla organizmów. Szczególnie niekorzystny wpływ wywiera na skórę, oczy i układ immunologiczny, często jest też przyczyną powstawania nowotworów, zwłaszcza skóry. Niestety w latach 80 XX wieku zauważono po raz pierwszy, że nad Antarktydą we wrześniu stężenie ozonu w ozonosferze spada nawet o 59%. Spadek stężenia ozonu powodując zmniejszenie warstwy ozonowej został nazwany dziurą ozonową. Wpływ powstawania dziury ozonowej na wzrost natężenia promieniowania UV docierającego do powierzchni Ziemi. Do powstawania dziury ozonowej przyczyniają się, oprócz lotów odrzutowych samolotów, związki chemiczne tzw. freony i halony (pochodne węglowodorów), które używane są jako substancję chłodzące w lodówkach i urządzeniach klimatyzujących, jako nośniki w pojemnikach aerozolowych, w gaśnicach itp. Związki te są bardzo trwałe, ale po przedostaniu się do stratosfery pod wpływem promieniowania słonecznego rozkładają się z wydzielaniem fluorowców, a te z kolei powodują rozkład ozonu. Ze względu na to, że zjawisko dziury ozonowej jest bardzo niebezpieczne dla życia na Ziemi, podjęto działania prawne kontrolujące szkodliwą dla ozonosfery działalność człowieka. W 1987r. został podpisany Protokół Montrealski, w którym zobowiązano wszystkie kraje do stopniowego zmniejszania, a przyszłości do zaniechania produkcji i stosowania substancji niszczących warstwę ozonowa.

Zdjęcia dziury ozonowej z kosmosu


ODMIANY ALOTROPOWE WĘGLA

Od czasów Lavoisiera uznawano, że dowodem na obecność węgla w danej substancji jest powstawanie w wyniku jej spalania CO . W ten sposób stwierdzono, że ponieważ grafit i diament, substancje o zupełnie innych właściwościach, spalają się, tworzą tylko jeden produkt, CO , stanowią dwie alotropowe odmiany węgla.
-Grafit to minerał, rzadko tylko występujący w heksagonalnych kryształach w postaci cienkich tabliczek, przeważnie tworzy skupienia promieniste, łuskowate i zbite, barwy stalowo-szarej o połysku metalicznym. Grafit ?jest dobrym przewodnikiem elektryczności. Grafit podobnie do diamentu jest węglem, przeważnie jest on zanieczyszczony ciałami nieorganicznymi; nierozpuszczalny jest w zwykłych rozpuszczalnikach, ulega natomiast utlenianiu pod wpływem dwuchromianu potasu i kwasu siarkowego na dwutlenek węgla. Razem z innymi minerałami, a zwłaszcza kwarcem tworzy łupek grafitowy, występujący w postaci wkładek w łupkach łyszczykowych, gnejsach i fyllitach, np. koło Passawy, w Salzburgu, Tyrolu, Kanadzie, a szczególnie na Syberii; na Cejlonie występuje w szczelinach granulitów i gnejsów. Cały szereg metod pozwala na sztuczne odtwarzanie tego minerału, będącego najtrwalszą modyfikacją węgla. Topi on się w temperaturze około 3500C. Sieć przestrzenna grafitu składa się z równoległych warstw. W obrębie warstwy każdy atom połączony jest z 3 atomami. Odległość między warstwami jest przeszło dwukrotnie większa niż długość wiązań w obrębie warstwy. Świadczy to o dużo słabszych wiązaniach między warstwami nią między atomami węgla w obrębie warstwy. Dzięki tak słabym wiązaniom grafit ma małą twardość i wykazuje łupliwość w kierunku równoległym do tych warstw.

? struktura grafitu ? grafit jako kamień

porównanie struktury diamentu i grafitu
- Diament jest najtwardszą naturalną substancją, tworzącą piękne przezroczyste kryształy. Daje się oszlifować (szlifuje się je opiłkami diamentu bo przecież nie twardszego kamienia szlachetnego), a oszlifowane diamenty naszą nazwę brylantów (od francuskiego słowa brillant- błyszczeć). Od najdawniejszych czasów są najbardziej cenionymi kamieniami szlachetnymi. Nazwa diament pochodzi od greckiego słowa adamas, co oznacza niezwyciężony. Przez długie lata nic nie modło zwyciężyć diamentu, ani ogień, ani woda, ani kwas, ani nie można go było stopić. Dopiero w 1773r. Lavoisier z grupą innych badaczy, skupiając na diamencie światło słoneczne za pomocą silnej soczewki, stwierdził, że diament zniknął, a jedynym produktem, który pozostał był CO . Adamas został zwyciężony. Masę diamentu określa się w karatach: 1 karat = 0,200g. Kryształy diamentu stosuje się również jako materiał ścierny, w ostrzach narzędzi do cięcia szkła i w wiertłach ( nawet ty dentystycznych, więc nasze cierpienia dużo kosztują nie tylko nas ale i NFZ ? ).
Ze względu na duże zapotrzebowanie na diamenty, od lat trwały poszukiwania metody ich otrzymywania. Dopiero w 1957r. udało się go otrzymać z grafitu w wyniku zastosowania bardzo wysokiego ciśnienia (powyżej 100 000 atmosfer) i temperatury powyżej 2 000C. Metoda ta jest jednak bardzo kosztowna. Inna metoda opracowana przez M. Zeisera, niemieckiego uczonego, i ogłoszona 1 października 2000r., polega na bombardowaniu grafitu elektronami. Być może zbliża się czas produkcji sztucznych diamentów na skalę przemysłową? Tego jeszcze niesiemy czas pokaże. W diamencie każdy atom węgla otoczony jest przez 4 atomy, których środki wyznaczają czworościan foremny. Wszystkie wiązania kowalencyjne mają jednakową długość. Są to mocne wiązania, do których rozerwania potrzeba jest bardzo duża energia.


PRZYKŁADY OSZLIFOWANYCH DIAMENTÓW

FULERENY ? jeszcze jedna odmiana alotropowa węgla

Do roku 1985 znane były dwie odmiany alotropowe węgla, grafit i diament których właściwości wcześniej omówiłam. W latach 80 naukowcy zainteresowali się związkami węgla występującymi w przestrzeni kosmicznej. Kolejnym krokiem była próba otrzymania takich samych cząsteczek na Ziemi. Harold W. Kroto, Richard E. Smalley i Robert Curl naświetlając grafit wysokoenergetyczną wiązką lasera, otrzymali w 1985r. trzecią odmianę alotropowa węgla, o masie cząsteczkowej 720 u, odpowiadającej cząsteczkom C , a także o masie 840 u, która odpowiada cząsteczkom C .
Kształt cząsteczki C przypomina piłkę nożną. Jest to sfera składająca się z 12 pierścieni pięcioczłonowych oraz 20 sześcioczłonowych. Nazwa fulereny pochodzi od nazwiska R. B. Fullera amerykańskiego architekta, który zaprojektował kopułę o takim kształcie. Początkowo odmianę te ze względu na podobieństwo do piłki nożnej nazywano futbolanem. Ostatnie lata przyniosły również odkrycia fulerenów C w przyrodzie, w niektórych skałach. Przypuszcza się że mogły być uwięzione w skałach od przeszło pół miliarda lat. Obecnie istnieją już metody pozwalające otrzymywania fulereny w ilościach gramowych. Opanowanie metody otrzymywania tej niezwykłej odmiany węgla umożliwiło gwałtowny rozwój badań z innymi pierwiastkami. Związki te wykazują nietypowe właściwości, np. C po przyłączeniu 3 jonów potasu staje się nadprzewodnikiem w temperaturze poniżej 18 K.

Rysunki przedstawiają przykładowe struktury fulerenów.

ALOTROPIA SIARKI

Siarka rodzima, jako ciało stałe, jest pierwiastkiem kopalnym, znane już w starożytności. Z kolei wodne roztwory tlenku siarki(IV) służyły przez stulecia do dezynfekcji przedmiotów codziennego użytku oraz do bielenia tkanin. Siarka występuje w przyrodzie w postaci układu rombowego. Są to kryształy barwy żółtej, nieco przeświecające. Jest to jedyna odmiana siarki trwała w niskiej temperaturze. Jeśli stałą siarki rombowej ogrzeje się do temperatury około 96C, to można zobaczyć powolne przechodzenie struktury rombowej w strukturę jednoskośną. Całkowite przejście może przebiegać przez wiele dni, ponieważ cząsteczki w ciele stałym nie poruszają się dostatecznie swobodnie, aby móc szybko zamieniać jedną orientację na drugą, zgodnie z nową formą krystaliczną. Przemianie siarki rombowej w jednoskośną towarzyszy pochłanianie niewielkiej ilości ciepła. Dalsze ogrzewanie powoduje topienie się siarki już w temperaturze 119C. moment przemiany siarki rombowej w jednoskośną jest na tyle krótki, że ogrzewając siarkę zbyt intensywnie, można go ?przeskoczyć? i stopić bezpośrednio siarkę rombową. Jeżeli stopioną siarkę powoli ochłodzimy, krystalizuje ona jako siarka jednoskośna, ale ta odmiana jako nietrwała szybko przekształca się w trwałą odmianę rombową. Oprócz krystalicznej siarki rombowej i jednoskośnej istnieje jeszcze siarka bezpostaciowa, zwana siarką plastyczną.

ALOTROPIA FOSFORU

Fosfor nie występuje w stanie wolnym. Aby dowieść jego istnienia, należało najpierw wydzielić go ze związków występujących w środowisku naturalnym. Stało się to przypadkiem podczas prób uzyskania kamienia filozoficznego, w połowie XVIII wieku. Odkryto wtedy fosfor biały, który fascynował tym, że świecił w ciemnościach. Długi czas stosowano tę dziwaczną substancje wyłącznie do tworzenia świecących napisów. Było to niebezpieczne, ponieważ fosfor jest substancją toksyczną oraz łatwo się zapala i powoduje silne oparzenia. W XIX w. szwedzki chemik i mineralog Jacob von Berzelius spostrzegł, że fosfor biały pod wpływem promieni słonecznych przybiera barwę czerwoną, tracąc przy tym zdolność świecenia w ciemnościach. Dalsze doświadczenia wykazały, że obie te substancje różnią się od siebie strukturą kryształów, a więc są odmianami alotropowymi, przy czym fosfor czerwony jest mniej reaktywny od fosfory białego. Owo świecenie w ciemnościach było bowiem, jak zbadano w późniejszych czasach, efektem energetycznym towarzyszącym utlenianiu się na powietrzu fosforu białego.
Fosfor biały jest substancją woskowatą. W temperaturze 44,1C topi się do bezbarwnej cieszy, przy ponownym ochłodzeniu krystalizuje, tworząc sieć atomową. W sieci tej cząsteczki P przyciągają się słabymi oddziaływaniami międzycząsteczkowymi. Fosfor biały jest nierozpuszczalny w wodzie, nieco lepiej rozpuszcza się w eterze czy olejach roślinnych. Reaguje energicznie z wieloma pierwiastkami, trzeba go nawet przechowywać w wodzie, aby nie miał możliwości łączenia się z tlenem.
Pod wpływem światła słonecznego cząsteczka P zaczyna się przemieszczać wewnątrz sieci krystalicznej, tworząc odmienną strukturę fosforu czerwonego. Proces przemiany fosforu białego w czerwony rozpoczyna światło słoneczne, cały proces jest jednak egzotermiczny:

biały fosfor ? czerwony fosfor energia

co świadczy o większej trwałości fosforu czerwonego. Fosfor czerwony praktycznie nie rozpuszcza się w żadnym z rozpuszczalników polarnych i niepolarnych, jest nietoksyczny, a także niezbyt łatwo zapala się w powietrzu. Tak dużą trwałość zawdzięcza swojej łańcuchowej strukturze.
Przemysłowo zastosowano fosfor w XIX w. do produkcji zapałek. Pierwsze zapałki miały łepki pokryte trującą dla człowieka mieszaniną białego fosforu, chloranu(V) potasu i kleju. Zapalały się po potarciu o cokolwiek dlatego były tak nie bezpieczne. W połowie XIX w. opracowano bezpieczniejszy model zapałki, który stosujemy do dziś, z łebkiem pokrytym mieszaniną chloranu(VII) potasu, siarczku antymonu(III) i gumy. Taką zapałkę należy pocierać o kartonik pokryty mieszanina odrobiny piasku i fosforu czerwonego



BIBLIOGRAFIA:

- S. Hejwowska i R. Marcinkowski , Chemia, Gdynia 2003
- M. M. Pożniczek i Z. Kluz, Chemia, Warszawa 2002
- Encyklopedia Powszechna wyd. Gutenberga tom 1 i 5