Алотропія та її значення - Хімія - Реферати - Всі статті

Алотропія та її значення

Алотропія та її значення Алотропія – явище, коли проста речовина складається з певної кількості атомів одного і того ж елемента, які зв’язані між собою у певному порядку або утворюють кристалічні гратки, що відрізняються від інших кристалічних граток, побудованих атомами цього елемента. Цей термін ввів Йонс Якоб Берцеліус. Різні форми цього елементу називаються алотропами. Алотропія зумовлена різними ковалентними зв’язками атомів елементів. Карбон Алмаз Перший, хто довів, що алмаз – це вуглець, був Лавуазьє. Він провів дослід де спалював алмаз. Виявилось, що алмаз горить при температурі 700°С, не залишаючи твердого залишку, як і звичайне вугілля. Алмаз – один з перших речовин, структура якого була досліджена за допомогою рентгеноструктурного методу Бреггом(1913). У його гратці кожен атом карбону оточений тетраєдрично, на рівних відстанях, чотирма іншими атомами. Кут становить 109°28′. Атоми перебувають у стані sp3-гібридизації. Вони зв’язані міцними ковалентними неполярними зв’язками. З цим пов’язані його властивості, особливо мінеральна твердість (має найвищу твердість за шкалою Мооса) і тугоплавкість (tпл.>4000°С). Але у той час алмаз дуже крихкий і його можна розтерти в порошок у металевій ступці. Має високу теплопровідність – проводить тепло краще за деяки метали (у 4 рази більше ніж Cu), але він не проводить струм. Зразки його у чистому вигляді сильно заломлюють світло. Ще він не розчиняється в розчиниках, бо для того, щоб забрати один атом карбону з поверхні гратки повинні розірватися дуже міцні ковалентні зв’язки. Алмаз має низьку реакційноздатність. На нього не діють ні кислоти, ні основи. Разом з тим алмаз, нагрітий в кисні до температури вище 800°С, згорає до двуокису вуглецю. Якщо ж сильно нагріти алмаз без доступу кисню, то він перетворюється в графіт. Завдяки винятковій твердості, алмаз широко застосовують для різання скла, буріння гірських порід і шліфування особливо твердих матеріалів, а, завдяки властивості заломлювання світла, з алмазу виготовляють прикраси. Графіт Стародавні вчені вважали графіт одним із мінералів свинцю, можливо тому, що він, як і свинець, залишає на папері слід. У XVIII столітті К.В.Шееле довів, що графіт – це „особливий мінеральний вуголь”. Рідні зв’язки між графітом і алмазом вивчав Луї Бернар Гітон де Морво(1737-1816р.): при обережному нагріванні алмазу без доступу повітря він отримав порошок графіту. Графіт – темно-сіра кристалічна речовина зі слабким металічним блиском, масна на дотик. Атоми карбону перебувають у стані sp2-гібридизації і об’єднані в плоскі шари, що складаються з правильних шестикутників. У них кожен атом карбону сполучений міцними ковалентними зв’язками з трьома сусідніми атомами (три δ-зв’язки). Зв’язки направлені один до одного під кутом 120°. Четвертий валентний електрон кожного атома в шарі залишається рухливим, як у металів, і може переміщюватись від одного атома карбону до іншого. За рахунок таких електронів виникає металічний зв’язок. Цим пояснюється висока електрична провідність графіту (але гірша, ніж у металів), а також його теплопровідність та металічний блиск. Відстань між шарами графіту досить велика (0,335 нм), а сили взаємодії між ними порівняно слабкі (це в основному міжмолекулярні сили). Тому графіт розщеплюється на тонкі лусочки, які самі по собі дуже міцні. Лусочки легко прилипають до паперу. Графіт застосовується у виробництві грифелів для олівців, а також електродів. В суміші з технічними маслами використовується як мастило: його лусочки легко усувають нерівності поверхні, яку змащують. Оскільки він тугоплавкий і добре витримує різку зміну температур, із суміші графіту і глини виготовляють плавильні тиглі для металургії. Використовують графіт і в ядерних реакціях. Графіт використовують для одержання штучних алмазів. Коли вчені досліджували процес переходу графіту в алмаз, вони прийшли до висновку, що для цього потрібні високі температура і тиск. Незвичайна роль металів в одержанні алмазів була відкрита випадково. Французький хімік Андре Муассан вилив розплав чавуна з дуже високим вмістом карбону в льодяну воду і побачив в утвореному металі дрібні кристалики алмазу. Залізо зіграло роль каталізатора. У 1953р група шведських фізиків застосували високий тиск і температуру і отримали вперше в світі штучні алмази із графіту. У 1961р в Росії був розроблений промисловий метод синтезу алмазів із графіту при температурі 1800-2500°С і тиску 500атм в присутності каталізатора нікеля. КарбінКарбін – дрібнокристалічний порошок чорного кольору. У 60-х роках вперше його синтезував російський хімік Сладков, пізніше він був знайдений у природі. Кристали складаються з лінійних ланцюгів із атомів карбону. Відомо декілька форм карбіну, які відрізняються станом гібридизації карбону в ланцюгах: –С≡С–С≡С– (α-карбін) та =С=С=С=С= (β-карбін). Відстань між ланцюгами менша ніж в графіті, тому густина та твердість карбіну більша за графіт, але поступається алмазу. Вчені встановили, що карбін утворюється при перегонці графіту при температурі 2000°С та низькому тиску. Та перетворюється в графіт під час нагрівання до 2800°С без доступу повітря. Фулерен Алмаз, графіт і карбін мають немолекулярну будову. У 1996р. троє вчених – Гарольд Крото(Великобританія), Роберт Керл і Річард Смеллі(США) – отримали Нобелевську премію в галузі хімії за відкриття у 1985р. молекулярної форми карбону – фулерена. Фуренам належать речовини з кратним числом атомів карбону в молекулі: С60, С108, С1020 щодо. Структура молекули складається з атомів, об’єднаних у п’яти- та шестикутники зі спільними ребрами. Назву вони свою отримали за прізвищем американського архітектора та інженера Річарда Бакмінстера Фулерена, який побудував на виставці в Монреалі у 1967р. павільйон США, використовуючи конструкцію із зібраних п’яти- та шестикутників. В 1990р. було вивчено будову простішого фулерена, який має 60 атомів карбону. Це бакмінстерфулерен. Молекула С60 нагадує футбольний м’яч: вона складається з 12 п’ятикутників і 20 шестикутників. Такий багатогранник має високу симетрію, близьку до сферичної. Кожен атом карбону в молекулі С60, як і в графіті, зв’язан з трьома іншими атомами. В перших дослідах фулерени отримували випаровуванням графіту в атмосфері гелію під дією потужного лазерного імпульсу. Пізніше дізнались, що фулерени утворюються при пропусканні гелію через електричну дугу між графітовими електродами. На стінках реактора осідає сажа, яка має до 15% фулеренів. Фулерени – це крісталічні речовини чорного кольору з металевим блиском, які мають властивості напівпровідників. На відміну від інших алотропних модифікацій, вони добре розчиняються в органічних розчинниках: бензені(утворює малиновий розчин), толуолі, чотирихлористому карбоні – ці властивості використовують для відокремлення фулеренів від сажі. При тиску порядка 2∙105 атм і кімнатній температурі бакмінстерфулерен перетворюється на алмаз. При температурі біля 800°С молекули С60 переходять у газоподібний стан і до температури 1800°С. У внутрішню порожнину можна вводити інші речовини, так створюють нові матеріали з новими унікальними властивостями: надтверді та надпровідні. У 1992р. фулерени були найдені у природі – в мінералі шунгиті (аморфному вуглецю), що назван на честь селища Шуньга в Карелії. Не дивно, що довгий проміжок часу домішки фулерену в шунгиті не помічали, адже його там всього 0,001%. Фосфор Білий Складається з молекул Р4, які мають форму тетраєдра. Фосфор має електронну конфігурацію: P [Ne] 3s23p3 В утворенні молекули приймають участь р-орбіталі, вони утворюють тільки δ-зв’язки. При об’єднані чотирьох атомів в молекулу кут зменшується від 90° до 60°, тому молекула стиснута, як пружина. Цим пояснюється висока реакційна здатність. За звичайних умов це білий порошок. Має молекулярну кристалічну гратку. У порошкоподібному стані фосфор самозаймається прямо на повітрі. Білий фосфор добре розчинний в СS2, ефірі, але мало розчинний у воді, тому зберігають його під шаром води. Легко з’єднується з галогенами, енергічно реагує із сіркою і багатьма металами. Сильні окисники окиснюють його до фосфорної кислоти. Фосфор виділяє легко відновлювальні метали (золото, срібло, мідь, свинець) з їх солей, та й ще реагує з ними. Білий фосфор отримають відновленням фосфату кальцію вуглецем: Ca3(PO4)2+3SiO2+5C=1/2P4+3CaSiO3+5CO Має унікальні властивості світитися в темряві. Це відбувається через те, що пари, які постійно над ним, окиснюються з виділенням світла. Білий фосфор дуже отруйний. Доза 0,1г смертельна для людини. Червоний При нагріванні білого фосфору у закритій посудині до 260° він перетворюється у червоний фосфор, який менше реакційноздатний і абсолютно нешкідливий. Це перетворення відбувається повільно і при нормальній температури під дією світла.Це порошок темно-червоного кольору. Зазвичай червоний фосфор є сумішшю фіолетового з розчином білого у фіолетовому фосфорі. На відміну від білого фосфору, він не світиться у темряві і самозаймається тільки при температурі більшої за 400°, він реагує з галогенами і сіркою при більш високій температурі і не осаджує метали із розчинів їх солей. При розтиранні з хлоратом калію він легко загорається. Він не розчинний у розчинниках. Причиною нерозчинності, а також нездатності плавитись та закіпати (без зміни структури) є його полімерна будова. Рчерв побудован із октаедрів Р4, які зв’язані у нескінчені ланцюги. Полімерна будова обумовлює і його хімічну інертність. Але сильні окисники такі, як бертолетова сіль, взаємодіють з ним вже при ударі або терті. Ця властивість використовується для виготовленя сірників. Світло-червоний Отримується при кип’ятінні звичайного фосфору з трибромистим фосфором. Більш реакційноздатний, ніж червоний. Він розчиняється в їдкому лузі і осаджує мідь з розчину сульфату міді. Не отруйний. Фіолетовий Утворюється із білого фосфору при нагріванні та високому тиску (500атм). Схожий на червоний, але більш однорідний. Він складається з групувань Р8 і Р9, які укладені в довгі трубчасті структури з п’ятикутним перетином. Чорний Отрмують із білого фосфора нагріванням при 200° і високому тиску 12000атм. Нещодавно було знайдено, що білий фосфор можна перетворювати на чорний без використання високого тиску при каталізаторній дії ртуті. Структура чорного фосфору нагадує графіт, тільки різниця в тому, що шари не плоскі, а „гофровані”. У кристалах кожен атом зв’язан з трьома іншими атомами. Утворюються нескінчені шари, які складаються з двох площин паралельних атомів. Між атомами діють ван-дер-ваальсові сили. Це найменш активна модифікація фосфору. При нагріванні без доступу кисню він, як і червоний переходить у пару, з якої конденсується білий фосфор. І за зовнішнім виглядом він схожий на графіт: масний на дотик, має властивості напівпровідника. Миш’як Металічний Металічний миш’як сірого кольору, стійка алотропна модифікація. Має шарувату крісталічну гратку, кожен шар якої складається з атомів, які знаходяться в двух паралельних площинах так, що кожен атом утворює три пірамідальні (ковалентні) зв’язки з трьома найбільш близькими атомами із паралельної площини цього ж шару. Жовтий Утворюється при різкому охолодженні розплавленого металічного миш’яка у вигляді жовтих кубічних кристалів. Він м’який, як віск, і не проводить електричний струм. Жовтий миш’як схожий з білим фосфором запахом часнику. Однак жовтий миш’як дуже нестійкий, за одну хвилину він перетворюється на сірий миш’як. Оксиген Кисень Молекула складається з двох атомів оксигену. Вона має два неспарених електрони, які зумовлюють парамагнітні властивості кисню. У рідкому і твердому станах кисень притягується магнітом. Враховуючи наявність неспарених електронів , будову молекули О2 можна записати такою структурною формулою: де трьома крапками позначено трьохелектронний зв’язок, кратність якого дорівнює 0,5. Міжатомна відстань дорівнює 0,1207нм. Молекула О2 досить стійка: енергія її дисоціації Едис=494 кДж/моль, розкладання О2 на атоми стає помітним лише при температурі, вищій за 2000°С. Кисень – безбарвний газ, який не має запаху і смаку. У рідкому стані – це біло-голуба рідина. Має низьку температуру плавлення (tпл= -219°С) та температуру кипіння (tкип= -183°С). Озон Молекула містить три атоми оксигену, вона діамагнітна, має кутову будову і деяку полярність: О О 116,5° О Міжатомна відстань О – О в озоні дорівнює 0,126нм, що більше, ніж довжина подвійного зв’язку в молекулі О2, і менше, ніж довжина одинарного зв’язку. Отже, кратність зв’зку в молекулі О3 дорівнює 1,5. Центральний атом кисню має sp2-гібридизацію. Озон – газ голубого кольору, має характерний різкий запах, який нагадує запах свіжого повітря. У рідкому стані озон – інтенсивно синя рідина, а в твердому – це фіолетові, майже чорні кристали. Озон має досить низькі температури кипіння (tкип= -111,9°С) і плавлення (tпл= -192°С), добре розчиняється у воді. У природі утворюється з кисню під час грози завдяки електричним розрядам, а також в атмосфері на висоті 10-30 км під дією ультрафіолетових променів. Озоновий шар має велике значення для розвитку життя на Землі. Поглинаючи ультрафіолетові промені, він захищає живі істоти від згубної дії жорсткого випромінювання. Озон утворюється під час процесів, які супроводяться виділенням атомарного кисню, наприклад при повільному окисленні деяких органічних речовин (смоли хвойних дерев), розкладені пероксидів, при дії на молекулярний кисень електричного розряд, жорсткого випромінювання тощо. Сульфур Ромбічна сіркаНайбільш стійка модифікація при кімнатній температурі. Це жовтий порошок, нерозчинний у воді, густина дорівнює 2,06 і має невелику твердість. При кристалізації із хлороформа СНСl3 або із сірковуглецю СS2 вона виділяється у вигляді прозорих крісталів октоедричної форми. Ромбічна сірка складається із циклічних молекул S8 у вигляді корони. При температурі 113°С вона плавиться, перетворюючись на жовту легкорухливу рідину. При подальшому нагріванні розплав згущується, оскільки в ньому утворюються довгі полімерні ланцюги. А якщо нагріти сірку до 445°С, вона закипає. Моноклинна сірка При швидкому охолодженні розплавленої сірки вона перетворюється на тверду масу із голкоподібний кристалів – моноклинну сірку. Вона стійка лише при температурі вищій за 95,6°, тому при кімнатній температурі ї кристали швидко мутніють і розпадаються на дрібні кристали ромбічної сірки. Моноклинна і ромбічна сірка відрізняються лише взаємним положенням восьмикутникових молекул. Пластична сірка Утворюєть, якщо закипівшу сірку виливають тонкою струєю у холодну воду. Резиноподібна, складається з полімерних ланцюгів. При повільному охолоджені розплаву утворюються темно-жовті ігольчасті кристали моноклинної сірки. Складається з зигзагоподібних ланцюгів Sn, де n може сягать декількох тисяч. Селен Сірий Сірий селен має гексагональну гратку. Червоний Отримують із розчинів у сірковуглецю при випарюванні у вигляді моноклинних кристалів, які складаються з молекул Se8. Він не проводить електричний струм. При нагріванні переходить в сіру алотропну модифікацію. Аморфний Це коричневий порошок, який утворюється при відновленні кисневмісних кислот селену розчином SO2. Склоподібний Має червоно-коричневий колір, утворюється при швидкому охолодженні розплавленого селену. Схожий на пластичну сірку. Алотропні модифікації селену мають вищі температури плавлення і густину ніж сірка. Селен є типовим напівпровідником. Слабкий зв’язок зовнішніх електронів обумовлює його фотопровідність, при освітленні електропровідність селену зростає в 1000 разів. Селен використовують в радіо- і електротехніці. Телур Металічний Утворює сріблясто-білі гексагональні кристали. Дуже крихкі і легко розтираються у порошок. Аморфний Має коричневий колір. При температурі 25°С переходить у металічну алотропну модифікацію. Висновки: Алотропія – явище, коли будь-який елемент може існувати у двох або декількох формах простої речовини. Це спостерігається для багатьох елементів. Різна будова простих речовин одного і того ж елемента обумовлює різні властивості. Найбільш наглядно це спостерігається для карбону. Карбон в стані sp3-гібридизації – це алмаз, а в стані sp2-гібридизації – це графіт. Різні типи гібридизації обумовлюють різні валентні кути, різні відстані між вузлами кристалічних граток. Результатом цього є різні властивості. Твердість алмазу та графіту за шкалою Мооса знаходиться на протилежних кінцях шкали. Список літератури: 1. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия – М.:Аванта+, 2000 2. К.Неницеску Общая химия – М.:Мир, 1968 3. Г.П.Хомченко Посібник з хімії для вступників до вузів: Пер. з рос. – К.:А.С.К.:Ваклер, 1999 4. Григор’єва В.В., Самійленко В.М., Сич А.М. Загальна хімія: Підручник – К.:Вища шк., 1991 5. Ходаков Ю.В. Неорганическая химия. Пособие для учителей – М.:Просвещение, 1972 6. Спицын В.И., Мартыненко Л.Н. Неорганическая химия: Учебник – М.:Изд-во МГУ, 1991 7. Г.Реми Курс неорганической химии – М.:Мир, 1972 8. Малая детская энциклопедия – М.:Русск. энциклоп. товарищ., 2001 9. М.Фримантл Химия в действии. В 2-х ч. Ч. 1 – М.:Мир, 1991 Зміст: введення 3 карбон .3 алмаз .3 графіт 4 карбін 5 фулерен 5 фосфор 6 білий фосфор 6 червоний фосфор .7 світло-червоний фосфор 8 фіолетовий фосфор .8 чорний фосфор 8 миш’як 9 металічний миш’як .9 жовтий миш’як 9 оксиген 9 кисень .9 озон .9 сульфур 10 ромбічна сірка 10 моноклинна сірка .11 пластична сірка .11 селен 11 сірий селен 11 червоний селен 11 аморфний селен .11 склоподібний селен .11 телур 12 металічний телур .12 аморфний телур .12 висновок 12 список літератури 13
1 2 3 4 5 Категория: Хімія \| Добавил: DEN-SHP (12.05.2012)
Просмотров: 2005 \| Рейтинг: 0.0/0