ALLOTROPEN VAN KOOLSTOF: AMORF KOOLSTOF, GRAFIET, GRAFENEN, NANOBUISJES - CHEMIE - 2025

De allotropen van koolstof zijn verschillende fysische vormen die gesorteerd kunnen worden en binden hun atomen. Elk komt overeen met een vaste stof met zijn eigen speciale kenmerken. Moleculair en structureel onderscheiden ze zich van elkaar. Er zijn twee hoofdtypen van deze allotropen: kristallijn en amorf.

Kristallijne allotropen zijn die met een zich herhalend patroon van hun atomen in de ruimte. Ondertussen zijn in amorfe allotropen de atomen ongeordend gerangschikt, zonder dat er twee identieke gebieden in de vaste stof zijn. Dus de eerste zijn geordend en de laatste zijn ongeordend.

Belangrijkste allotropen van koolstof. Bron: Jozef Sivek

Tot de kristallijnen behoren diamant (a) en grafiet (e) bij uitstek. In de bovenste afbeelding worden verschillende structuren waargenomen die een gemeenschappelijk aspect hebben: ze zijn alleen samengesteld uit koolstofatomen (zwarte bollen).

En onder de amorfe allotropen hebben we de amorfe koolstof (b), waarvan de structuur, zoals te zien is, ongeordend is. Er zijn echter veel soorten amorfe koolstofatomen, dus het is een familie van vaste stoffen.

Koolstofatomen kunnen ook supramoleculen vormen, zoals fullerenen (c) en nanobuisjes (d). Deze supramoleculen kunnen variëren in grootte en vorm, maar behouden dezelfde geometrieën; sferisch en buisvormig voor respectievelijk fullerenen en nanobuisjes.

Covalente koolstofbindingen

Voordat we enkele van de bekende allotropen van koolstof behandelen, is het noodzakelijk om te bekijken hoe koolstofatomen zijn gebonden.

Volgens de valentiebindingstheorie heeft koolstof vier elektronen in zijn valentieschil, waarmee ze covalente bindingen vormen. Dankzij elektronische promotie en hybridisatie kunnen de vier elektronen in vier afzonderlijke orbitalen worden geplaatst, of ze nu puur of hybride zijn.

Daarom heeft koolstof het vermogen om maximaal vier bindingen te vormen.

DC. Met vier CC-bindingen bereiken de atomen het valentie-octet en worden ze erg stabiel. Dit wil echter niet zeggen dat er niet slechts drie van deze schakels kunnen zijn, zoals die in zeshoeken.

Zeshoeken

Afhankelijk van de hybridisaties van het koolstofatoom, kunnen dubbele of drievoudige bindingen worden gevonden in de structuur van hun respectieve allotropen. Maar, nog duidelijker dan het bestaan ​​van dergelijke bindingen, is de geometrie die de koolstofatomen aannemen.

Als bijvoorbeeld een zeshoek wordt waargenomen, betekent dit dat de koolstofatomen sp ^2- hybridisatie hebben en daarom een ​​zuivere p-orbitaal hebben met een eenzaam elektron. Zie je perfecte zeshoeken in de eerste afbeelding? Die allotropen die ze bevatten, impliceren dat hun koolstofatomen sp ^{2 zijn} , ongeacht of er dubbele bindingen zijn (zoals die van de benzeenring).

Een mesh-, vlakke of hexagonale laag bestaat dan uit sp ² koolstofatomen die een elektronisch "dak" of "wolk" hebben, een product van het ongepaarde elektron van de p-orbitaal. Dit elektron kan covalente bindingen vormen met andere moleculen, of de positieve ladingen van metaalionen aantrekken; zoals die van K ⁺ en Na ⁺ .

Deze elektronen zorgen er ook voor dat deze schalen op elkaar worden gestapeld, zonder te binden (vanwege een geometrische en ruimtelijke belemmering voor de overlapping van de twee p-orbitalen). Dit betekent dat allotropen met hexagonale geometrieën al dan niet de opdracht krijgen om een ​​kristal te bouwen.

Tetraëders

Als een tetraëder wordt waargenomen, zoals wordt uitgelegd in de vorige paragraaf, betekent dit dat de koolstoffen hebben sp ³ -hybridisatie . In hen zijn er vier eenvoudige CC-bindingen, en ze vormen een tetraëdrisch kristalrooster. In dergelijke tetraëders zijn er geen vrije elektronen zoals in zeshoeken.

Amorfe koolstof

Brokken steenkool, representatief voor amorfe koolstof. Bron: Pxhere.

Amorfe koolstof kan worden voorgesteld als een soort poreuze spons, met veel willekeurig gerangschikte hexagonale en tetraëdrische netwerken. In deze minerale matrix kunnen ze andere elementen vangen, die de spons kunnen verdichten of uitzetten; en op dezelfde manier kunnen de structurele kernen groter of kleiner zijn.

Aldus worden, afhankelijk van het% koolstof, verschillende soorten amorfe koolstofatomen afgeleid; zoals roet, houtskool, antraciet, roet, turf, cokes en actieve kool.

Op het eerste gezicht lijken ze allemaal in de verste verte op elkaar (bovenste afbeelding), met gradaties naar de rand van zwarte, doffe of metaalachtige en grijsachtige boventonen.

Niet alle amorfe koolstofatomen hebben dezelfde oorsprong. Plantaardige koolstof, zoals de naam al aangeeft, is het product van de verbranding van groentemassa's en hout. Terwijl carbon black en cokes producten zijn van verschillende stadia en omstandigheden van aardolieprocessen.

Hoewel ze niet erg aantrekkelijk lijken en kan worden aangenomen dat ze alleen als brandstof dienen, trekken de porositeiten van hun vaste stoffen de aandacht in technologische zuiveringstoepassingen, als opslag van absorbentia en stoffen, en ook als katalytische dragers.

Politypisme

De structuren van amorfe koolstofatomen zijn complex en ongeordend; Kristallografische studies hebben echter aangetoond dat het in feite tetraëdrische (diamant) en hexagonale (grafiet) polytypes zijn, willekeurig gerangschikt in lagen.

Als T en H bijvoorbeeld respectievelijk de tetraëdrische en hexagonale lagen zijn, kan een amorfe koolstof structureel worden beschreven als: THTHHTH; of HTHTTHTHHHT, enz. Bepaalde T- en H-laagsequenties definiëren een type amorf koolstof; maar binnen hen is er geen herhaalde trend of patroon.

Om deze reden is het structureel moeilijk om deze koolstofallotropen te karakteriseren; en in plaats daarvan heeft het% koolstof de voorkeur, wat een variabele is die de verschillen vergemakkelijkt, evenals de fysische eigenschappen en de neiging tot verbranden of verbranden.

Functionele groepen

Er werd vermeld dat hexagonale vlakken een ongepaard elektron hebben waarmee het een binding kan vormen met andere moleculen of atomen. Als bijvoorbeeld de omringende moleculen H ₂ O en CO ₂ , OH en COOH groepen zijn, kan worden verwacht dat ze zich respectievelijk vormen. Ze kunnen ook binden aan waterstofatomen en CH-bindingen vormen.

De mogelijkheden zijn zeer gevarieerd, maar samengevat kunnen amorfe koolstofatomen geoxygeneerde functionele groepen bevatten. Wanneer deze heteroatomen aanwezig zijn, bevinden ze zich niet alleen aan de randen van de vlakken, maar ook en zelfs erin.

Grafiet

Kristalstructuur van zeshoekige lagen grafiet. Bron: MartinThoma.

De bovenste afbeelding toont een model met bollen en strengen van de kristallijne structuur van grafiet. De schaduwen van de bollen helpen gelukkig om het π-wolkenproduct te visualiseren van de delocalisatie van hun ongepaarde elektronen. Dit werd vermeld in het eerste deel, zonder zoveel details.

Deze π-wolken kunnen worden vergeleken met twee systemen: die van benzeenringen en die van "elektronenzeeën" in metallische kristallen.

De p-orbitalen voegen zich bij elkaar om een ​​spoor te bouwen waar elektronen vrij kunnen bewegen; maar alleen tussen twee hexagonale lagen; loodrecht daarop is er geen stroom van elektronen of stroom (de elektronen zouden door de koolstofatomen moeten gaan).

Aangezien er een constante migratie van elektronen is, worden er constant momentane dipolen gevormd, die andere dipolen van koolstofatomen induceren die hoger of lager zijn; dat wil zeggen, de lagen of vellen grafiet blijven verenigd dankzij de Londense dispersiekrachten.

Deze hexagonale lagen creëren, zoals te verwachten was, een hexagonaal grafietkristal; of beter gezegd, een reeks kleine kristallen die onder verschillende hoeken met elkaar zijn verbonden. De π-wolken gedragen zich alsof ze een "elektrische boter" zijn, waardoor de lagen kunnen glijden voordat de kristallen van buitenaf worden verstoord.

Fysieke eigenschappen

De fysische eigenschappen van grafiet zijn gemakkelijk te begrijpen zodra de moleculaire structuur ervan is aangepakt.

Zo is het smeltpunt van grafiet erg hoog (hoger dan 4400ºC), omdat de energie die in de vorm van warmte wordt aangevoerd de zeshoekige lagen onomkeerbaar moet scheiden, en ook hun zeshoeken moet breken.

Er werd net gezegd dat hun lagen over elkaar kunnen glijden; En niet alleen, maar ze kunnen ook op andere oppervlakken terechtkomen, zoals de cellulose waaruit het papier bestaat wanneer het uit het grafiet van de potloden wordt gedeponeerd. Door deze eigenschap werkt grafiet als een uitstekend smeermiddel.

En, zoals gezegd, het is een goede geleider van elektriciteit, en ook van warmte en geluid.

Graphenen

Grafeenplaat zonder dubbele bindingen. Bron: Jynto

Hoewel het niet in de eerste afbeelding werd getoond, kan deze koolstofallotroop niet worden weggelaten. Stel dat de lagen grafiet werden vastgepakt en gecondenseerd tot een enkele plaat, open en een groot gebied bedekten. Als dit moleculair zou gebeuren, zouden grafenen geboren worden (bovenste afbeelding).

Graphenes is dus een individueel grafietblad, dat geen interactie heeft met anderen en dat kan zwaaien als een vlag. Merk op dat het een gelijkenis vertoont met de wanden van honingraten.

Deze grafeenplaten behouden en vermenigvuldigen de eigenschappen van grafiet. De zeshoeken zijn erg moeilijk te scheiden, dus ze bieden een erbarmelijke mechanische weerstand; zelfs hoger dan staal. Bovendien zijn ze extreem licht en dun, en theoretisch zou één gram voldoende zijn om een ​​heel voetbalveld te bedekken.

Als je nogmaals naar de bovenste afbeelding kijkt, zie je dat er geen dubbele bindingen zijn. Er kunnen ze zeker zijn, evenals drievoudige bindingen (graffins). Hier wordt bijvoorbeeld de chemie van grafeen geopend.

Net als grafiet en de andere hexagonale lagen, kunnen andere moleculen covalent binden aan het oppervlak van grafeen, waardoor de structuur functioneel wordt voor elektronische en biologische toepassingen.

Koolstof nanobuisjes

De drie soorten koolstofnanobuisjes. Bron: Mstroeck via Wikipedia.

Stel nu dat we de grafeenvellen pakken en ze in een buis rollen; Dit zijn koolstofnanobuisjes. De lengte en straal van deze buizen zijn variabel, evenals hun ruimtelijke conformaties. Samen met grafeen en fullerenen vormen deze nanobuisjes de triade van de meest verrassende koolstofallotropen.

Structurele conformaties

In de bovenste afbeelding worden drie koolstofnanobuisjes getoond. Wat is het verschil tussen beide? Alle drie hebben ze muren met hexagonaal patroon en vertonen ze dezelfde oppervlakte-eigenschappen die al zijn besproken. Het antwoord ligt dan in de relatieve oriëntaties van deze zeshoeken.

De eerste conformatie komt overeen met het zigzagtype (rechterbovenhoek). Indien zorgvuldig geobserveerd, zal het duidelijk zijn dat het rijen zeshoeken heeft die perfect loodrecht op de lengteas van de buis zijn geplaatst.

Daarentegen zijn voor de fauteuilachtige conformatie (rechter benedenhoek) de zeshoeken gerangschikt in rijen in dezelfde richting als de lengteas van de buis. In de eerste nanobuis lopen de zeshoeken over het oppervlak in de zin van hun diameter, en in de tweede nanobuis lopen ze langs het oppervlak, van "end to end".

En tot slot is er de chirale nanobuis (linksonder). Vergelijk met een wenteltrap die naar links of naar rechts gaat. Hetzelfde gebeurt met deze koolstofnanobuis: de zeshoeken zijn naar links of rechts oplopend gerangschikt. Omdat er twee ruimtelijke versies zijn, wordt er gezegd dat het chiraliteit vertoont.

Fullerenen

C60 fullereen molecuul. Bron: Benjah-bmm27.

In de fullerenen worden de zeshoeken nog steeds gehandhaafd, maar daarnaast verschijnen de vijfhoeken, allemaal met sp ² koolstofatomen . De vellen of lagen zijn al achter: nu zijn ze zo gevouwen dat ze een bal vormen, vergelijkbaar met een voetbal; en afhankelijk van het aantal koolstofatomen tot een rugbybal.

Fullerenen zijn moleculen die in grootte verschillen. De bekendste is de C ₆₀ (bovenste afbeelding). Deze koolstofallotropen moeten worden behandeld als ballonnen, die kunnen worden samengeknepen om kristallen te vormen, waarin ionen en andere moleculen kunnen worden opgesloten in hun tussenruimten.

Deze ballen zijn speciale dragers of dragers voor moleculen. Hoe? Door de covalente bindingen aan het oppervlak, vooral aan de aangrenzende koolstofatomen van een zeshoek. Het fullereen zou dan gefunctionaliseerd zijn (een exohedraal adduct).

De muren kunnen strategisch worden gebroken om moleculen erin op te slaan; lijkt op een bolvormige capsule. Evenzo kunnen deze ballen scheuren hebben en tegelijkertijd worden gefunctionaliseerd; alles hangt af van de toepassing waarvoor ze bedoeld zijn.

Kubieke kristalstructuur van diamant. Bron: GYassineMrabetTalk✉Deze structuur is gemaakt met PyMOL. .

En tot slot, de bekendste van alle allotropen koolstof: diamant (hoewel ze niet allemaal koolstof zijn).

Structureel bestaat het uit sp ³ koolstofatomen , die vier CC-bindingen vormen en een driedimensionaal netwerk van tetraëders (bovenste afbeelding) waarvan de kristallijne cel kubisch is. Het is de moeilijkste van de mineralen en het smeltpunt is bijna 4000ºC.

Hun tetraëders kunnen warmte efficiënt door het kristalrooster heen overbrengen; maar dat is niet het geval met elektriciteit, omdat de elektronen ervan zeer goed zijn gelokaliseerd in de vier covalente bindingen en ze nergens heen kunnen. Daarom is het een goede thermische geleider, maar het is een elektrische isolator.

Afhankelijk van hoe het is gefacetteerd, kan het licht onder vele heldere en aantrekkelijke hoeken verstrooien, en daarom worden ze begeerd als edelstenen en sieraden.

Het netwerk is erg resistent, omdat het veel druk zou vergen om zijn tetraëders te verplaatsen. Deze eigenschap maakt het een materiaal met een hoge mechanische weerstand en hardheid, dat in staat is om precieze en zuivere sneden te maken, zoals met de scalpel met diamantpunt.

Hun kleuren zijn afhankelijk van hun kristallografische defecten en hun onzuiverheden.

Referenties

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische scheikunde. (Vierde druk). Mc Graw Hill.
2. Méndez Medrano, Ma. Guadalupe, Rosu, HC, Torres González, LA (2012). Grafeen: Carbon's meest veelbelovende allotroop. Universitaire wet. vol. 22, nee. 3, april-mei 2012, blz. 20-23, Universiteit van Guanajuato, Guanajuato, Mexico.
3. IES La Magdalena. Aviles. Asturië. (sf). Allotrope vormen van koolstof. . Hersteld van: fisquiweb.es
4. Wikipedia. (2019). Koolstof allotropen. Hersteld van: es.wikipedia.org
5. Sederberg David. (sf). Allotropen van koolstof. Hersteld van: web.ics.purdue.edu
6. Sederberg, D. (2009). Allotropen van koolstof: het zit allemaal in de manier waarop je in elkaar zit. Hersteld van: physics.purdue.edu
7. Hirsh A. (2010). Het tijdperk van koolstofallotropen. Afdeling Chemie en Farmacie & Interdisciplinair Centrum voor Moleculaire Materialen (ICMM), Friedrich-Alexander Universiteit Erlangen-Neurenberg, Henkestrasse 42, 91054 Erlangen, Duitsland.
8. De Raad van Regenten van het University of Wisconsin-systeem. (2013). Nanobuisjes en andere vormen van koolstof. Hersteld van: chemistry.beloit.edu
9. Clark Jim. (2012). Gigantische covalente structuren. Hersteld van: chemguide.co.uk