Кварц аллотропная модификация чего

Аллотропия

Аллотро́пия (от др.-греч. αλλος — «другой», τροπος — «поворот, свойство») — существование одного и того же химического элемента в виде двух и более простых веществ, различных по строению и свойствам — так называемых аллотропических (аллотропных) модификаций или форм.

Явление аллотропии обусловлено либо различным составом молекул простого вещества (аллотропия состава), либо способом размещения атомов или молекул в кристаллической решётке (аллотропия формы).

Содержание

История

Понятие аллотропии введено в науку Й. Берцелиусом в 1841 году для обозначения разных форм существования элементов; одновременно он предполагал, по-видимому, применить его и к изомерии соединений. После принятия гипотезы А. Авогадро в 1860 году стало понятно, что элементы могут существовать в виде многоатомных молекул, например, О₂ — кислород и О₃ — озон.

Примеры аллотропии

В настоящее время известно более 400 разновидностей простых веществ. Способность элемента к образованию аллотропных форм обусловлена строением атома, которое определяет тип химической связи, строение молекул и кристаллов.

Как правило, большее число аллотропных форм образуют элементы, имеющие переменные значения координационного числа или степени окисления (олово, фосфор). Другим важным фактором является катенация — способность атомов элемента образовывать гомоцепные структуры (например, сера). Склонность к аллотропии более выражена у неметаллов, за исключением галогенов и благородных газов, и полуметаллов.

Принято обозначать различные аллотропические формы одного и того же элемента строчными буквами греческого алфавита; причём форму, существующую при самых низких температурах, обозначают буквой α, следующую — β и т. д.

Неметаллы

Водород может существовать в виде орто- и пара-водорода. В молекуле орто-водорода o-H₂ (т. пл. −259,10 °C, т. кип. −252,56 °C) ядерные спины параллельны, а у пара-водорода p-H₂ (т. пл. −259,32 °C, т. кип. −252,89 °C) — антипараллельны.

Множество модификаций: алмаз, графит, фуллерен, карбин, графен, углеродные нанотрубки, лонсдейлит и др. Точное число модификаций указать затруднительно вследствие разнообразия форм связывания атомов углерода между собой. Наиболее многочисленны молекулярные структуры фуллеренов и нанотрубок.

Известно 11 аллотропных модификаций фосфора. Основные модификации: белый, красный и чёрный фосфор. Белый фосфор ядовит, светится в темноте, способен самовоспламеняться, красный фосфор не ядовит, не светится в темноте, сам по себе не воспламеняется.

Две аллотропные модификации: О₂ — кислород и О₃ — озон. Кислород бесцветен, не имеет запаха; озон имеет выраженный запах, имеет бледно-фиолетовый цвет, он более бактерициден.

Большое число аллотропных модификаций, второе место после углерода. Основные модификации: ромбическая, моноклинная и пластическая сера.

Красный цикло-Se₈, серый полимер Se и чёрный селен.

Полуметаллы

Бор существует в аморфном и кристаллическом видах. Аморфный бор – порошок бурого цвета. Обладает большей реакционной способностью, чем кристаллический бор. Кристаллический бор – вещество черного цвета. Известно более 10 аллотропных модификаций бора, которые кристаллизуются в ромбической и тетрагональной сингониях. Наиболее устойчивая модификация – β-ромбический бор – состоит из икосаэдров B₁₂, которые образуют слои, объединенные в бесконечную структуру.

Известны четыре металлических аллотропных модификаций сурьмы, существующих при различных давлениях, и три аморфные модификации (взрывчатая, чёрная и жёлтая сурьма), из которых наиболее устойчива металлическая форма серебристо-белого цвета с синеватым оттенком

Полоний существует в двух аллотропных металлических модификациях. Кристаллы одной из них – низкотемпературной – имеют кубическую решетку (α-Po), а другой – высокотемпературной – ромбическую (β-Po). Фазовый переход из одной формы в другую происходит при 36 °C, однако при обычных условиях полоний находится в высокотемпературной форме вследствие разогрева собственным радиоактивным излучением.

Металлы

Среди металлов, которые встречаются в природе в больших количествах (до U, без Tc и Pm), 28 имеют аллотропные формы при атмосферном давлении: Li, Be, Na, Ca, Sc, Ti, Mn, Fe, Co, Sr, Y, Zr, Sn, La, Ce, Pr, Nd, Sm, Gd, Tb, Dy, Yb, Hf, Tl, Th, Pa, U. Также важны аллотропные формы ряда металлов, образующиеся при их технологической обработке: Ti при 882˚C, Fe при 912˚C и 1394˚C, Co при 422˚C, Zr при 863˚C, Sn при 13˚C и U при 668˚C и 776˚C.

Энантиотропные и монотропные переходы

Переход одной аллотропной модификации в другую происходит при изменении температуры или давления (или одновременном воздействии обоих факторов) и связан со скачкообразным изменением свойств вещества. Этот процесс бывает обратимым (энантиотропным) и необратимым (монотропным).

Примером энантиотропного перехода может служить превращение ромбической серы в моноклинную α-S (ромб.) ↔ β-S (монокл.) при 95,6 °C. При обычной температуре стабильной является ромбическая модификация серы, которая при нагревании до 95,6 °С при нормальной давлении переходит в моноклинную форму. Последняя при охлаждении ниже 95,6 °С вновь переходит в ромбическую форму.

К монотропному переходу относится превращение белого фосфора P₄ под давление 1,25 ГПа и температуре 200 °C в более стабильную модификацию — чёрный фосфор. При возвращении к обычным условиям обратный переход не происходит. Переход из нестабильной формы в стабильную в принципе возможен при любой температуре, а обратный — нет, то есть определенная точка перехода отсутствует. Еще один пример — превращение графита в алмаз при давлении 6 ГПа и температуре 1500 °C в присутствии катализатора (никель, хром, железо и другие металлы). В обоих случаях давление способствует превращению, поскольку образуется вещества с более высокой плотностью, чем исходные.

Источник

Аллотропия

Изучение простых веществ и их свойств чрезвычайно важно для неорганической химии и закладывает основу для ее изучения. Кардинальная особенность простых веществ заключается в том, что при рассмотрении их свойств не нужно учитывать изменения их состава, поскольку он всегда один и тот же. Но и у простых веществ необходимо уделить особое внимание явлению аллотропии. Это позволит выявлять зависимость свойств веществ от их химического строения.

Аллотропия (от греческого «tropos» — признак) — это процесс, при котором один химический элемент может трансформироваться в два или больше простых веществ. К примеру, атомы кислорода могут преобразоваться в два других различных вещества – кислород и озон, а сера – кристаллическую и пластическую серу. Вещества, которые образовались из атомов одно химического элемента, называют аллотропными модификациями этого элемента. Аллотропия вызвана разнящимся набором молекул в простом веществе или разным местонахождением частиц в кристаллической решётке этого вещества.

В 1841 году явление аллотропии стало известно науке благодаря ученому Йенсу Якобу Берцелиусу, позднее тщательные и долгие исследования этого явления были проделаны А. Шреттером. В 1860 году, вскоре после того как был открыт закон Авогадро, по которому в веществах одного объема, где установлены равные температуры и давление, существует равное количество молекул, ученые поняли, что элементы имеют возможность находиться в форме молекул со множеством атомов. К примеру, О₂ — кислород и О₃ — озон. В самом начале двадцатого века стало понятно, что отличия в кристаллической конструкции простых веществ — это еще одна причина аллотропии.

Аллотропные модификации

На сегодняшний день насчитывается больше четырехсот аллотропных модификаций простых веществ. К примеру, алмаз и графит – это аллотропные модификации углерода, хотя эти вещества внешне совершенно непохожи. У графита структура гексагональная слоистая, а у алмаза выглядит как правильно соединенная с друг другом сетка тетраэдрических образований.

Иногда это явление объединяют с полиморфизмом. Это возможность веществ твердого агрегатного состояния находится в двух или больше видоизменениях с различной кристаллическим построением и свойствами при одинаковом химическом составе. Но аллотропия имеет отношение лишь к простым веществам, вне зависимости от их агрегатного состояния, а полиморфизм — к любому твердому вещество, без указания на то, простое оно или сложное.Несмотря на количество аллотропных модификаций у химического элемента, самым стойким и не разрушающимся оказывается, в большинстве, только одно. Вот примеры одних из самых распространенных примеров аллотропии веществ: углерод может образовать множество аллотропных модификаций — алмаз, графит, карбин и т.д. Кремний образует два аллотропных видоизменения: аморфный и кристаллический кремний.

Аллотропные формы углерода: a) лонсдейлит; б) алмаз;
в) графит; г) аморфный углерод; д) C60 (фуллерен); е) графен;
ж) однослойная нанотрубка

Разнообразие сложных веществ наблюдается из-за их разного количественного состава. Его можно определить по набору электронов, находящихся на электронном уровне атома и количественное содержание протонов и нейтронов в ядре. Но было обнаружено, что химические элементы могут образовывать различные вариации, у которых у ядер один и тот же заряд, но при этом у них разные массы. Такие разновидности атомов называются изотопами. Явления аллотропии и изотопии являются подтверждениями многообразия неорганических веществ.

Источник

Химия

А Вы уже инвестируете?
Слышали про акцию в подарок?

Зарегистрируйся по этой ссылке
и получи акцию до 100.000 руб

План урока:

Углерод и кремний

Строение углерода. Углерод представитель четвертой группы, главной подгруппы. Обозначение в периодической системе – С. Находится он, в системе элементов под номером 6, атомный вес равен 12. Заряд ядра +6. Внешний слой представлен 4 электронами, двумя спаренными s-электронами и двумя неспаренным и р-электронам.

Имеет множество интересных особенностей в своем строении. Элемент поистине уникальный. Называют его «царём органического мира». И за его особенности строения молекулы и атома, он может образовывать множество элементов. А в химии есть целый раздел, изучающий эти соединения.

группы, главной подгруппы.Но в отличие от углерода он в третьем периоде. Что наделяет его несколько иными свойствами.

Кремний также называют «царем», но только неорганического «мира». Если органическим миром называют совокупность живых организмов их продукты жизнедеятельности. То неорганической называют природу неживую. И ее главное отличие – не способность гореть в огне.

Внешний слой атома кремния такой же, как внешний слой атома углерода. Так же 4 атома, но разница в радиусе, расстоянии до ядра. Оно больше, чем у углерода, а значит атомы менее связаны с ядром.

Нахождение кремния в природе в виде минералов Источник

Строение атома кремния Источник

Аллотропия углерода и кремния

Аллотропные формы углерода

Углероду свойственно явление аллотропии. Например, у углерода 4 аллотропные формы: графит, алмаз, карбин, фуллерен. По составу это все тот же углерод, но ввиду особенностей строения молекулы каждого из них, имеются различия в физических и химических свойствах.

Открытие фуллерена произошло относительно недавно, в 1985 г, их особенность в строении молекулы, похожей на футбольный мяч. Наиболее распространены молекулы фуллерена С_60, состоящего из 60 атомов углерода,и фуллерена С₇₀, состоящего из 70 атомов углерода.

Благодаря своему строению, обладает уникальными свойствами, который открывает широкий спектр применений. Начиная применениями в физике, заканчивая медициной. Молекула является мощнейшим антиоксидантом, используемая даже в борьбе с ВИЧ.

Аллотропные модификации углерода Источник

Графит и алмаз нам хорошо знакомы. Первый используется как грифель для простого карандаша, второй является драгоценным камнем, но ввиду своей прочности используется и в строительстве, и в медицине и т.д. Отличны они по своим физическим свойствам, в силу различий строений графических решеток.

Графит вещество темно-серого цвета, не поддается плавлению, обладает металлическим блеском и достаточно мягкий. Его кристаллическая решетка атомная. Это означает, что в узлах таких решеток атомы, связаны ковалентной полярной или неполярной связью. Такая кристаллическая решетка влияет и на свойства вещества, придавая тугоплавкость, нерастворимость в воде.

Изображение графита при нахождении в природе и графит в грифеле карандаша.

Алмаз – самое твердое вещество на земле. Цвета не имеет.Плавлению не поддается. Высока твердость и тугоплавкость алмаза объясняется строением кристаллической решетки.Связи между атомами углерода – ковалентные неполярные, они равны по длине и энергии. Поэтому сложно разорвать их. Иначе называют «кубической аллотропной формой углерода».

Алмазы до и после огранки

Карбин — это еще одна аллотропная модификация углерода, по последним данным это вещество считается тверже алмаза.Было впервые получено и открыто в 1960-х годах. Примечательно, что сначала его получили в лаборатории, а после обнаружили в природе, в виде вкраплений в чаоите (минерал белого цвета, называемый иначе «белый углерод»), графите и в метеоритах.Обладает широкими набором свойств. В обычном состоянии порошкообразное вещество. Также тугоплавкое.

Аллотропия кремния

Аллотропия кремния выражена двумя видами кремния: аморфным и кристаллическим. Это два вещества,одинаковых по составу, но различные построению молекул. Эти отличия наделяют их разными физическими и химическими свойствами, а также различиями во внешнем виде.

Цвет кристаллического кремния темный, почти черный. Присутствует металлический блеск. Твердый на ощупь, при этом хрупкий. Обладает свойствами полупроводником. Полупроводники – вещества, способные проводить электричество. Но по своей способности проводить последнее они находятся между проводниками, хорошо проводящими электрический ток, и диэлектриками, веществами, плохо проводящими электрический ток.

Кипит и плавится при больших температурах, реакционно не активен. Структуру имеет подобную алмазу.

Аморфный кремний буро-красный по цвету, порошкообразен. Хорошо впитывает воду, но структура такая же как у кристаллического.

Свойства углерода и кремния

Химические свойства углерода

Для углерода нередко характерны разные степени окисления. Но самые распространённые степени окисления: +4, +2. Мало реакционноспособен углерод при комнатной температуре. Но нагревание увеличивает реакционную способность и углерод взаимодействует с некоторыми металлами и кислотами, а также с кислородом, азотом, галогенами и водородом.

Однако для углерода характерны реакции, в которых он проявляет восстановительные и окислительные свойства.

Химические свойства кремния

Особое внимание уделяется влиянию кремния на свойства стали. Кремний, при добавлении к стали, изменяет атомную решетку железа (сталь состоит из железа, углерода и других элементов). Это влияет на свойства стали: увеличиваются магнитная проницаемость, упругость и сопротивляемость к коррозии, прочность.

Оксид углерода (II) СО

Известны два вида получения. В промышленности и лабораторных условиях. Первый необходим для получения в больших объёмах, ведь данный газ активно используется в химической промышленности как сырье для синтеза других веществ, на основе углерода.

Свойства оксида. При обычных условиях CO мало активен. При повышении температуры вступает в реакцию. Солей не образует.

Химические свойства:

Оксид углерода (IV) СO₂

Получение

Свойства (углекислого газа) СO₂

Так как оксид обладает свойством предотвращать горение,его используют в противопожарных условиях. А также углекислый газ используют при изготовлении газированных напитков.

Химические свойства

Отдельно отметим значение углекислого газа в фотосинтезе. Коротко эту реакции можно описать следующим образом:

Рисунок процесса фотосинтез Источник

Угольная кислота

Угольная кислота образуется при растворении оксида углерода (IV) в воде. А если быть еще точнее, то раствор углекислого газа и является угольной кислотой. Очень нестабильная кислота, после получения сразу разлагается на воду и газ.

Реакция разложения угольной кислоты:

Угольная кислота взаимодействуя с щелочами. Образует средние (соли, в состав которых входят металлический химический элемент и кислотный остаток) и кислые соли (в состав которых, кроме металлического химического элемента и кислотного остатка, входят атомы водорода) угольной кислоты. Последние называют гидрокарбонатами, первые – карбонаты.

Такие понятия, встречаемые в природе и в повседневной жизни, как временная жесткость воды и постоянная жесткость объясняется наличием в воде гидрокарбонатов кальция и магния и другими солями этих же элементов. Общая жесткость воды определяется суммой постоянной и временной жесткости.

Устранить жесткость воды можно различными содами. Например, кальцинированной содой (Na₂CO₃), т.е. карбонатом натрия, или же пищевой содой (NaHCO₃).Так же в быту для борьбы с накипью используют лимонную кислоту.

Если, к примеру, мы хотим очистить чайник от накипи, то зальем в него воды, добавим немного соды или лимонной кислоты, на выбор. Прокипятим и тщательно промоем. Не рекомендуется использовать уксус, т.к. он слишком летуч при кипячении и в воздухе окажутся вредные пары.

И чем жесткость выше, тем больше содержания в воде солей кальция и магния, а значит при кипячении такой воды образуется большое количество накипи. Накипь, систематически попадающая в организм, вредна. Она откладывается в организме человека, отрицательно влияя на функциональность органов и здоровье в целом. Так же этот процесс уменьшает срок службы бытовых электроприборов. Например, стиральных машин.

Оксид кремния (IV)

Данный оксид известен как кремнезём SiO₂. Диоксид кремния является песком, содержание в котором кремния прямо влияет на свойства песка, улучшая их. Вещество твердое, плохо растворяется в воде, тугоплавкое. Отличительной особенностью можно назвать немолекулярное строение.

В естественной природной среде оксид данный встречается в виде песка, кварца и горного хрусталя, а также входит в состав глины и многих других элементов.

Данный оксид является кислотным, и при его взаимодействии с щелочами и амфотерными оксидами образуются силикаты, соли кремневой кислоты. Не реагирует с водой.

Кремневая кислота – это одна из слабых кислот. А слабыми называют кислоты, плохо растворяющиеся в воде.Нагревание разлагает эту кислоту на воду и диоксид кремния (SiO₂).

Силикаты — это соли кремниевой кислоты. Природные силикаты являются сложными соединениями. Среди них растворимы в воде только соли калия и натрия. Соли калия и натрия еще называют растворимыми стеклами, а их раствор – жидким стеклом.

Природные силикаты, это варианты соединения кремния с кислородом и другими элементами, среди которых: натрий, магний, кальций, алюминий, литий, бор, железо, калий, водород и т.д. Кристаллические решетки данной группы соединений составлены из тетраэдров кремния и кислорода, в соотношении 1:4 соответственно. И именно на основе этих комбинаций происходит следующая классификация типов силикатов.

Таблица классификация силикатов

Стекло – материал, активно используемый в быту. По своим свойствам хрупкий и прозрачный. Получают при варке сырьевой смеси (шихты) из песка, соды и известняка в специально приспособленных печах.

Процесс производства стекловолокна Источник

Вывод

Углерод и кремний уникальные элементы. Очень значимые как в жизни человека, так и в природе. Оба элемента очень распространены на Земле. Углерод составляет основу органических соединений, а значит является основой «живого» на Земле. Так же сам углерод в чистом виде, а точнее его аллотропная модификация алмаз, прослыли «самым твёрдым» веществом на нашей планете!

Соединения этих элементов тоже очень значимы. Например, соединения кремния получили широкое применение в силикатной промышленности. А соединения углерода очень востребованы как топливо.

Источник

Аллотропия химических элементов

Аллотропия это когда атомы одного и того же химического элемента могут образовывать несколько простых веществ.

Это явление носит название аллотропии. (Термин «аллотропия» произошел от греческого словосочетания, означающего «другая форма».

Он был введен в химическую литературу Я. Берцелиусом в 1841 г.

Что такое аллотропия химических элементов

Первоначально этим термином определялось явление существования химического элемента или соединения в твердом состоянии в нескольких кристаллических формах (модификациях).

Я. Берцелиус ошибочно считал, что различные аллотропные формы элементов образуют в результате химических реакций различные вещества.).

Аллотропные формы отличаются составом своих молекул (кислород О₂ и озон О₃), строением кристаллов (графит и алмаз) или направлением вращения атомных ядер в молекулах (ортоводород и параводород).

Последний случай аллотропии характерен не только для водорода, но и для некоторых других двухатомных газов.

Однако молекула Н₂ имеет очень маленькую массу и направление вращения ядер в ту или иную сторону заметно влияет на ее свойства.

Самопроизвольное превращение одной аллотропной формы в другую представляет собой переход от структуры с более высокой внутренней энергией к структуре с меньшей внутренней энергией.

При низких температурах устойчивыми являются те аллотропные формы, в которых частицы расположены ближе друг к другу и связаны между собой наибольшим числом химических связей.

С повышением температуры амплитуда колебательного движения частиц возрастает и более устойчивыми оказываются аллотропные формы с большими межатомными расстояниями.

Теоретически любое изменение внешних условий должно приводить к перестройке взаимного расположения частиц в молекулах или кристаллических решетках.

В действительности же мы наблюдаем на первый взгляд странную картину: при одинаковой температуре сосуществуют различные аллотропные формы одного и того же элемента.

Так, например, озон О₃ и кислород О₂ могут сосуществовать во всех трех агрегатных состояниях. Однако никакого противоречия здесь нет.

Просто мы не учли одно очень важное обстоятельство: чтобы произошел переход одной аллотропной формы в другую, необходимо первоначально затратить определенное количество энергии, которая называется энергией возбуждения или потенциальным барьером перехода.

И если атомы не обладают такой энергией, то аллотропного превращения не происходит.

Аллотропия водорода

Ядра атомов, подобно электронам, обладают спином. Поэтому молекула, состоящая из двух одинаковых атомов, может находиться в двух различных формах в зависимости от того, параллельны ядерные спины или антипараллельны.

Для молекул Н₂ они получили название орто- и параводорода. Обычный водород при комнатной температуре содержит 25% параформы и 75% ортоформы.

Это соотношение не изменяется с повышением температуры, так как переход Н₂ (лара) → Н₂ (орто), сопровождающийся поглощением небольшого количества теплоты, запрещен законами квантовой механики.

Обратное превращение может протекать при низких температурах. Пропуская обычный водород сквозь слой охлажденного до 20К активированного угля, удается получить почти чистый параводород (99,7%).

Аллотропия кислорода

Кислород является наиболее распространенной формой этого элемента. Он составляет приблизительно одну пятую часть всего объема земной атмосферы.

Как показывают магнитные исследования, молекула О₂ имеет два неспаренных электрона. В соответствии с этим ее строение можно выразить следующей структурной формулой:

Благодаря наличию нескольких ковалентных связей молекула кислорода очень устойчива; ее диссоциация на атомы становится заметной лишь при температуре выше 2000°С.

Поскольку масса молекулы О₂ сравнительно невелика, кислород имеет низкие температуры плавления (-218,9°С) и кипения ( — 183°С). Его растворимость в воде при обычных условиях составляет примерно 3 мл в 100 мл.

Образование озона

Образование озона наблюдается во всех химических процессах, сопровождающихся выделением атомного кислорода, а также при действии на молекулярный кислород быстрых электронов и протонов, рентгеновских и ультрафиолетовых лучей.

Его возникновение можно изобразить в виде схемы:

В природе озон образуется при грозовых разрядах и в процессе окисления некоторых смол.

На высоте 10—30 км над поверхностью Земли имеется тонкий слой озона, обеспечивающий возможность биологической жизни на Земле.

Он задерживает идущее от Солнца жесткое ультрафиолетовое излучение и отражает инфракрасные лучи Земли, препятствуя ее охлаждению.

Молекула озона имеет угловую форму и небольшой дипольный момент:

Поскольку молекулы O₃ обладают относительно большой массой и сложным строением, озон характеризуется более высокими температурами кипения и плавления, чем кислород.

Этим же объясняется интенсивная окраска жидкого и твердого озона и его хорошая растворимость в воде.

Физические химические свойства азона

Озон является неустойчивым соединением и при большой концентрации способен распадаться со взрывом. Он обладает гораздо более высокой окислительной способностью, чем молекулярный кислород.

Так, уже при обычных условиях озон окисляет серебро, ртуть и многие другие вещества:

Для качественного обнаружения озона обычно пользуются его реакцией с иодидом калия:

С молекулярным кислородом О₂ эта реакция не идет. Существует и другой, более простой и оригинальный метод качественного определения озона, основанный на его способности быстро разрушать резину.

Если тонкую резиновую полоску натянуть в озонированном воздухе, она разрывается в течение нескольких секунд.

Применение

В последнее время озон находит все более широкое и разнообразное применение. Он используется для устранения неприятных запахов, обеззараживания питьевой воды и стерилизации перевязочных материалов.

Благодаря исключительно высокой окислительной способности озон применяется для получения органических кислот, быстрого старения вин и выдерживания табака.

Аллотропия серы

Элементная сера существует в виде нескольких аллотропных форм. При температуре ниже 95,6°С устойчивой является ромбическая сера, для которой характерна высокая растворимость в неполярных органических растворителях, например в сероуглероде CS₂.

Рис. 5. Строение кольцевых молекул S₈

Кристаллы моноклинной и ромбической серы отличаются взаимной ориентацией мо лекул S₈. Переход ромбической серы в моноклинную может занимать от нескольких минут до нескольких часов.

При быстром нагреве ромбическая сера не успевает полностью перейти в моноклинную и плавится при 112,8°C.

Есть еще две аллотропные модификации серы, нерастворимые в сероуглероде.

Это пластичная и пурпурная сера; первая получается при быстром охлаждении расплава серы, а вторая — при быстром охлаждении ее паров, нагретых до высокой температуры.

Рис. 6. Изменение вязкости жидкой серы в зависимости от температуры

Как образуется аллотропные модификации серы

Рассмотрим превращения, происходящие с серой при постепенном повышении температуры выше температуры ее плавления.

В интервале от t°_пл до 155° C в расплаве присутствуют в основном молекулы S₈. Эти сравнительно небольшие и почти сферические частицы легко смещаются друг относительно друга, благодаря чему вязкость жидкой серы при этих температурах сравнительно невелика (рис. 6).

Начиная со 155—159°C происходит процесс полимеризации — кольца (S₈) разрываются и соединяются в длинные цепи:

Образующиеся цепочки скручиваются, переплетаются и утрачивают способность свободно перемещаться с повышением температуры концентрация полимерных цепочек возрастает, а их средняя длина увеличивается.

Расплав серы становится все более вязким, а его цвет изменяется от оранжево-желтого до темно-коричневого. При 187— 195°с вязкость серы достигает наибольшего значения.

Ее не удается даже вылить из сосуда. Максимальная длина цепочек соответствует молекулярной массе 3•10 7 у. е., что составляет около миллиона атомов серы.

С увеличением температуры выше 200°C полимерные цепочки начинают постепенно уменьшаться и вязкость серы понижается.

Если такой расплав вылить в холодную воду, образуется пластичная сера. Она имеет аморфную структуру и не растворяется в CS₂.

Пластичная сера очень быстро превращается в ромбическую модификацию.

При обычном давлении сера кипит при 444°C; образующиеся пары содержат циклические молекулы S₈. с увеличением температуры появляются частицы с меньшей массой: S₆, S ₄, S₂.

Изменение состава молекул вызывает постепенное обесцвечивание паров серы. Выше 900°C в парах присутствуют только двухатомные молекулы S₂.

Они представляют собой электронные аналоги молекул O ₂ и содержат два неспаренных электрона:

Выше 1500°C молекулы S ₂ начинают диссоциировать на отдельные атомы

Аллотропия фосфора

Атомы фосфора могут образовывать двухатомные, четырех атомные и полимерные молекулы. Двухатомные молекулы аналогичны по своему электронному строению молекулам азота:

Они существуют при температурах выше 1000°C. В жидком состоянии, в растворе, а также в парах ниже 1000°C устойчивы четырехатомные молекулы Р₄, имеющие форму тетраэдра (рис. 10).

Каждый атом фосфора в такой молекуле связан ковалентными связями с тремя другими атомами и имеет неподеленную пару электронов.

Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой расположены тетраэдрические молекулы Р₄. Поскольку связи Р—Р в молекулах Р₄ довольно легко рвутся, белый фосфор является исключительно реакционноспособным веществом.

При температуре, близкой к 40°С, он самопроизвольно воспламеняется на воздухе, образуя густой белый «дым» оксида Р₂О₅:

Медленное окисление белого фосфора (например, под водой) сопровождается характерным свечением — фосфоресценцией.

Желтоватая окраска, появляющаяся при его длительном хранении, объясняется постепенным превращением белого фосфора в красный.

Этот переход ускоряется под действием рентгеновских и ультрафиолетовых лучей, а также в присутствии катализатора — молекулярного иода I₂.

Красный фосфор

Красный фосфор получают из белого, нагревая последний до 275—340°С без доступа воздуха. Он гораздо устойчивее, чем белый фосфор: не растворяется ни в одном из известных растворителей и не воспламеняется при нагревании на воздухе до 240°С.

Красный фосфор построен из длинных цепей, в которых каждый атом связан с тремя другими соседними атомами:

На концах макромолекул находятся атомы кислорода галогенов или группы ОН.

При 500—600°С полимер начинает медленно разлагаться и испаряться, причем образующиеся пары содержат тетраэдрические молекулы Р₄.

Черный фосфор

Наиболее устойчивой модификацией является черный фосфор, получающийся из белого при 200°С и 12•10 8 н/м 2

Его можно обрабатывать на воздухе, не опасаясь воспламенения; он загорается лишь выше 400°С. По внешнему виду черный фосфор напоминает графит, но является полупроводником.

Его кристаллы построены из волнистых слоев (рис. 11). При нагревании до 550°С он самопроизвольно превращается в красный, а с повышением давления переходит в металлическое состояние.

Аллотропия углерода

Существуют три аллотропных модификации углерода: алмаз, графит и карбин. Другие хорошо известные формы углерода — сажа, кокс, древесный и каменный уголь — представляют собой аморфные образования с графитоподобной структурой.

Алмаз — это бесцветное полимерное тело, превосходящее по твердости все известные вещества. Каждый атом углерода образует четыре одинаковые ковалентные связи, направленные из центра правильного тетраэдра к его вершинам.

В такой трехмерной структуре нельзя выделить какие-либо отдельные группы атомов; все атомы совершенно равноценны.

Поскольку на образование химических связей затрачиваются все наружные электроны атомов углерода, кристалл алмаза является изолятором.

Алмазы встречаются чаще всего в виде октаэдров с округленными плоскостями (рис. 13). Благодаря высокой светопреломляющей способности они переливаются всеми цветами радуги.

Окрашенные за счет посторонних примесей голубые и розовые алмазы в природе очень редки. Зато черные непрозрачные кристаллы (карбонадо), обладающие повышенной твердостью, составляют около половины всех добываемых алмазов.

Рис. 18. Кристаллическая решетка идеального графита

Рис. 14. Структура графита

Алмазы находят самое различное применение. Наиболее крупные и красивые кристаллы дополнительно шлифуют и под названием «бриллианты» используют для изготовления дорогих украшений.

Масса бриллиантов выражается в каратах; один карат равен 0,2 г. Самый крупный из когда-либо найденных алмазов, до того как он был распилен на более мелкие куски, весил 2024 карата.

Крупные бриллианты очень часто оставляли за собой в истории кровавый след самых различных преступлений.

Драгоценные камни выкрадывали из сокровищниц и, чтобы обмануть охрану и назойливых сыщиков, глотали бриллианты, прятали их в складки одежды, зашивали в мышцы своего тела и, наконец, часто теряли. Так, например, бесследно исчез один из крупнейших алмазов «Великий могол» (280 карат).

Применение алмаза

Алмазный порошок — хороший материал для полировки бриллиантов, гравирова ния на металлах и стекле. В 1954 г. ученые научились получать искусств енные алмазы.

Переход графита в алмаз происходит при высоком давлении и повышенной температуре. Менее чем за три года этим способом удалось получить свыше 100 тыс. каратов промышленных кристаллов.

Графит

Графит имеет слоистую структуру, причем каждый слои представляет собой как бы гигантскую сетчатую макромолекулу (рис. 14). В плоскости любого слоя атомы углерода окружены тремя ближайшими соседями; угол между связями равен 120°.

Четвертые электроны атомов углерода делокализованы в пределах всей макромолекулы. Этим объ ясняется электропроводность, металлический блеск и темный цвет графита.

Отдельные слои связаны между собой слабыми силами Ван-дер-Ваальса, поэтому графит очень мягок, он легко расслаивается на отдельные чешуйки и его применяют в качестве смазывающего вещества.

Электропроводность графита, измеренная вдоль слоев и в перпендикулярном направлении, отличается более чем в 100 раз.

Рис. 15. Строение графида калия состава С₈К

Свойства графита

Важным свойством графита является его способность образовывать слоистые соединения при воздействии паров элементов и соединений. При этом кристалл графита сохраняет свою форму, но сильно набухает, расширяясь в направлении, перпендикулярном слоям.

При нагревании графита с расплавами цезия, рубидия или калия образуются графитиды, в которых атомы щелочных металлов занимают пространство между отдельными слоями (рис. 15).

Подобные соединения представляют собой очень реакционноспособные вещества медно-красного цвета. Они самовоспламеняются на воздухе, а с водой реагируют со взрывом.

Графит, из которого удалены примеси газообразных веществ, может поглощать фтор с образованием вещества состава CF_х (где х≤1). Расстояние между слоями увеличивается при этом до 0,82 нм, а электропроводность и характерный блеск графита постепенно исчезают.

При окислении графита азотной кислотой получается бензолгексакарбоновая кислота С₆(СООН) ₆. Если ее нагреть с известью, то образуется бензол. Это доказывает, что структура отдельных ячеек слоя графита близка к структуре молекул бензола.

Под действием сильных окислителей, например смеси HNO₃ + H₂SO₄ в присутствии хлората калия КСlO₃, графит переходит в «графитовую кислоту».

В процессе реакции между слоями внедряются атомы кислорода; графит набухает, а его цвет изменяется от зеленого до коричневого. На концах отдельных слоев появляются карбоксильные группы —СООН.

Применение графита

Благодаря высокой термоустойчивости (температура возгонки графита равна 3650°С), электро- и теплопроводности и коррозионной стойкости графит находит очень широкое практическое применение.

Из него изготовляют огнеупорные тигли, высокотемпературные смазки, электроды и футеровку печей. Смеси графита с различными наполнителями используют для изготовления карандашей и красок.

Огромное количество высокочистого графита идет на устройство атомных реакторов, в которых он выполняет роль замедлителя нейтронов.

Карбин

Синтезированное советскими учеными В. В. Коршаком и А. М. Сладковым новое аллотропное видоизмене ние углерода — карбин представляет собой черный порошок, состоящий из прямолинейных цепочек С_n с тройными связями:

Высокая степень делокализации электронов обусловливает черную окраску полимера и его полупроводниковые свойства.

При нагревании до 2300°С карбин переходит в графит — наиболее устойчивую аллотропную форму углерода.

Аллотропия олова

Олово может существовать в виде двух аллотропных форм, одна из которых (серое олово) обладает свойствами полупроводника, а другая (белое олово) представляет собой металл с высокой электропроводностью.

При 13°С эти две формы находятся в равновесии:

При более низких температурах устойчивым является серое олово, имеющее структуру алмаза. Однако высокотемпературная форма переходит с заметной скоростью в низкотемпературную только при очень низкой температуре (около —30°С).

Так как на практике используют только высокотемпературную модификацию — белое олово, малая скорость превращения Sn_б →Sn_c представляет собой положительное явление.

Образование аллотропии олова

На морозе оловянные предметы покрываются серыми пятнами, затем превращаются в порошок. Разрушение кристаллической структуры связано с изменением плотности при переходе белого олова (7,3 г/см 3 ) в серое (5,8 г/см 3 ).

Остановить начавшийся на холоду процесс разрушения белого олова невозможно, поэтому он получил название «оловянная чума».

История с оловянными пуговицами, которые растрескались от жестоких морозов на шинелях наполеоновских солдат во время их отступления из Москвы, является одним из примеров такого аллотропного перехода.

Аналогичный случай произошел в 1912 г. во время полярной экспедиции Скотта. Припой на баках с топливом, которое везли с собой участники этой экспедиции, содержал очень много олова и при низкой температуре быстро разрушился.

Горючее вытекло и залило запасы пищи, что послужило причиной трагической гибели экспедиции.

Статья на тему Аллотропия химических элементов

Похожие страницы:

Понравилась статья поделись ей

Источник

• ← Кварц агломерат что это
• Кварц аметистовый что это →