A szervetlen kémia számos olyan elemmel is foglalkozik, melyeknél megkülönböztethetünk ún. allotropikus változatokat.
Az allotrópia az a jelenség, amely során bizonyos elemek a külső körülmények hatására (pl.: nyomás, hőmérséklet) eltérő kristályszerkezetű és moláris tömegű módosulatokat képeznek. Nem összekeverendő a fogalom az izotópokkal, ott ugyanis az adott atom neutronszáma változik csak meg, és ebből ered a moláris tömegben észlelhető eltérés.
Az allotrop módosulatokat csoportosíthatjuk aszerint, hogy inkább az eltérő moláris tömeg vagy inkább az eltérő kristályszerkezet jellemzi őket.
Eltérő moláris tömegű az oxigén – ózon páros vagy a fehér – vörös foszfor, míg a kristályszerkezetben jelentkezik a különbség a szürke és fehér ónnál, az amorf – rombos – monoklin kénnél, illetőleg a gyémánt – grafit – fullerén csoportnál.
Oxigén – ózon:
Az oxigén színtelen, szagtalan, a levegőnél kicsivel nagyobb sűrűségű gáz (1,31 g/dm3), alacsony forráspontja (-183 C°) miatt nehezen cseppfolyósítható. Cseppfolyós és szilárd formában halványkék színű, vízben nem oldódik túl jól.
Az O2 molekulában két atom egy σ és egy π kötéssel kapcsolódik, s mivel mindegyik atomnak 6 vegyértékelektronja van, ezért a molekulában 2 * 2 nemkötő elektronpárt találunk. A fluor után a második legnagyobb elektronegativitású elem, ezért igen reakcióképes, oxidatív hatású. A nemesgázok és nemesfémek kivételével bármivel reagálhat. 2 elektron felvételével oxidionná (O2-) alakulhat át.
A Földön az oxigén a legnagyobb mennyiségben előforduló, leggyakoribb elem.
Az ózon (O3) az oxigén allotrop módosulata, mivel három atomból áll. Az atomok V alakban kapcsolódnak össze egymással. Feltételezik, hogy az atomok közötti σ kötéseken kívül delokalizált elektronrendszerrel is rendelkezik.
Az ózon kék színű, jellegzetes szagú, az oxigénnél másfélszer sűrűbb (2,144 g/dm3), mérgező gáz. Hűtéssel sötétkék folyadékká cseppfolyósítható, továbbhűtve kékesfekete molekularácsos kristályokká fagy. Vízben az oxigénnél jobban oldódik.
Az ózon nagyon erélyes oxidálószer, fertőtlenítésre is használják, mivel az élő szervezetekkel, sőt, fémekkel is elreagál. Igen bomlékony anyag, pl. UV-sugárzás hatására az ózon oxigéngázra és oxigén szabadgyökre bomlik, ami jó esetben elreagál egy oxigénmolekulával és újra ózonná alakul, egyébként pedig az üvegházhatású gázzal elreagálva az ózonpajzs mennyiségét csökkenti, ezzel elősegítve a globális éghajlatváltozást. Az ózon képződése is az UV sugárzás következménye. Legnagyobb tömegben 30 km-es magasságban, az ozonoszférában található meg.
Különböző gépek működése során is keletkezhet, egészségkárosító hatású.
Fehér foszfor – vörös foszfor:
A foszfor az V. vagy másként nitrogéncsoport eleme, 3 párosítatlan vegyértékelektronnal. A foszforatomok stabilis π-kötéseket nem tudnak kialakítani, mivel atomsugaruk nagyobb, mint a nitrogéné, elektronegativitásuk viszont kisebb. A foszfor gőzeiben négyatomos, tetraéder alakú molekulákat hoz létre (P4), egyszeres kovalens kötések vannak az atomok között a molekulában.
A foszfor esetében is beszélhetünk allotrop módosulatokról. A legjelentősebb két módosulata a fehér és a vörös foszfor, de emellett ismerünk még egy szürke színű ún. fémes foszfort is, mely a grafit hatszöges szimmetriájához hasonló rétegrácsot alkot, ahol delokalizált π-elektronrendszer fedezhető fel.
Ha a foszfor gőzeit lehűtjük, akkor gyakorlatilag nemfémes fehérfoszfor jön létre, melynek molekuláiban négy foszfor kapcsolódik, tetraéderes szerkezetet létrehozva. a P4 molekulában minden foszforatom 1-1 kovalens szigmakötést alkot a többivel (azaz összesen atomonként 3 kötést számolhatunk). A molekulákat nagyon gyenge másodrendű erők kapcsolják össze.
A fehér (vagy régi nevén sárga) foszfor sárgásfehér színű, szagtalan, szilárd halmazállapotú nemfémes kristályos anyag. Molekularácsos, késsel jól vágható. Víz alatt szobahőmérsékleten tartva fehér színe sárgába alakul át, sőt, vörösfoszforrá is átváltozhat!
Olvadáspontja nagyon alacsony, 44,2 C°, forráspontja is mindössze 280 C°. Sűrűsége 1,82 g/cm3. Szobahőmérsékleten is párolog, gőzeinek szaga már érezhető. Apoláris oldószerekben oldódik, bőrön keresztül is képes felszívódni, igen veszélyes méreg!
A vörös (régi nevén ibolya) foszforban a tetraéderes P4 molekulák láncszerűen összekapcsolódnak, így ún. láncszerű atomrácsot hoznak létre. A fehérfoszfor-molekulák összekapcsolódásával létrejöhet, mivel a vörösfoszfor energetikailag stabilisabb, ezért lehetséges, hogy a fehérfoszfor vörösfoszforrá alakuljon át.
Ez az anyag sötétvörös színű, szilárd halmazállapotú, szagtalan. 589,5 C°-on, nagy nyomáson olvad, egyébként alacsonyabb nyomáson szublimál. Sűrűsége 2,2 g/cm3. A láncok,
kristályok, melyek felépítik, eltérő méretűek, különbözőek lehetnek, ez némi színbeli eltérést okozhat. Halmazszerkezete miatt oldószere nincs, nem mérgező.
Kémiai tulajdonságaik különbözősége kísérlettel jól igazolható, vaslemez egyik sarkára helyezett fehér, másik végére helyezett vörösfoszfor egyenletes hevítés hatására időben eltérve gyullad meg. Mivel a fehérfoszfor gyulladási hőmérséklete kb. 60 C°, ezért gyorsan meg fog gyulladni, a vörösfoszfor csak jóval később, sokkal magasabb hőmérsékleten. A fehérfoszfor egyébként akár napsütésre, dörzsölésre is meggyullad, oldatából az oldószer elpárologtatása után a finomszemcsés fehérfoszfor pedig akár már szobahőmérsékleten elreagál.
Égési reakciójuk során mindkét foszformódosulat difoszfor-pentaoxiddá ég el (2 P2O5, szerkezetük figyelembevételével pontosabban P4O10). Legfontosabb alkalmazási területük a gyufagyártás (vörösfoszforból).
Szürke ón – fehér ón:
Az ón a IV. főcsoport fémjei közé tartozik. Szobahőmérsékleten ezüstfehér színű, jól nyújtható,
megmunkálható, hengerelhető nehézfém. Hajtogatáskor eltöredeznek nagy kristályai, ez
okozza a jellegzetes „ónzörejt”. Kémiailag viszonylag ellenálló, standardpotenciálja a
hidrogénhez hasonlatos. Savakban, lúgokban feloldódik. Amfoter elem. Vaslemezek
bevonására alkalmazzák, a bádog, a bronz óntartalmú. Forrasztásnál szintén használják.
Két allotrop módosulata ismeretes, a szürke és a fehér ón.
A fehér ón ezüstfehér, szagtalan, szilárd halmazállapotú, 232 C°-on olvad, 2370 C°-on forr, sűrűsége 7,3 g/dm3.
A szürke ón szürke színű, szagtalan, szilárd halmazállapotú, jellemzően por formájú. Olvadás-és forráspontja megegyezik a fehér ónélval, azonban sűrűsége kisebb, 5,8 g/dm3. Rácsa a gyémántéhoz hasonlítható.
Nagyon fontos megemlíteni, hogy a fehér ón szobahőmérsékleten csak nagyon lassan alakul át szürke ónná. Azonban ha a hőmérséklet 13 C° alá süllyed, a reakció felgyorsul és rövid idő alatt a fehér ón szürke ónná alakul, ilyenkor az ónból készült tárgy gyakorlatilag porrá hullik (ez okozta Robert Scott angol sarkkutató és csapatának halálát az Antarktiszon, ugyanis az fűtőanyagot (petróleum) tartalmazó dobozokat ónnal forrasztották). Ezt „ónpestisnek” is szokás nevezni.
Rombos – monoklin – amorf kén:
A kén az oxigénhez hasonlóan 6 vegyértékelektronnal rendelkezik, viszont elektronegativitása jelentősen kisebb (2,5). Kénatomok között a nagyobb atomsugarak és a kisebb elektronegativitás miatt csak σ kötések alakulnak ki. A kén 8 atomból álló gyűrűket képez, minden atom 2 másikkal kapcsolódik. Két síkba rendeződnek, síkonként 4-4 atommal. A kristályos ként molekularácsos kristálynak tekinthetjük. A molekulákat a kristályrácsban csak gyenge másodrendű vonzóerők tartják össze.
A kén sárga színű, szagtalan, szobahőmérsékleten szilárd halmazállapotú. 119 C°-on olvad, 444,6 C° a forráspontja. Sűrűsége 2,07 g/dm3.
A kén három allotrop módosulattal rendelkezik, a rombos, a monoklin és az amorf kén. Közülük a rombos és monoklin kénre a kén fenti jellemzői igazak, sárga, kis keménységű, törékeny, hőt és elektromosságot nem vezető anyagok. Vízben a kén semmilyen formában sem oldódik, viszont a szén-diszulfid (CS2), illetve bizonyos mértékig a toluol oldja. Az olvadékok tulajdonságai a hőmérséklet függvényében változnak, a rombos és monoklin kén olvadáspontja kissé eltér egymástól.
A rombos és monoklin kén között anyagfelépítési különbségeket fedezhetünk fel. A rombos kén szobahőmérsékleten jellemző, stabilis szerkezetű (ɑ). 95,5 C° fölött azonban a rombos kén a ß változattá, a monoklin kénné alakul át. Olvadékát hirtelen lehűtve (pl.: vízfürdőben) amorf ként nyerünk. Az amorf kén a hevítés hatására felszakadt gyűrűkből változatosan, rendszertelenül összegabalyodott kénláncokból áll, néhány óra alatt a kedvezőbb szerkezetű rombos kénné alakul vissza.
Mindezt kísérlettel is bizonyíthatjuk. A rombos kén megolvadásakor hígan folyó világossárga olvadék keletkezik, ez a kristályrácsot felépítő 8 atomos gyűrűs molekulák halmazából áll. Ha tovább melegítjük kb. 150 C° fölé, akkor felhasadnak a 8 atomos gyűrűk, zegzugos lefutású láncok keletkeznek, s az olvadék színe vörösbarnára változik. A láncok akadályozzák egymás elcsúszását, az olvadék egyre sűrűbbé válik, ki sem lehet önteni az edényből. Ha még tovább melegítjük az olvadékot, akkor a hőmozgás végett a láncok darabokra szakadnak, és sötét színű, hígan folyó anyagot kapunk. Ha ezt hideg vízbe öntjük, amorf kén keletkezik, a kéngőzök pedig a hideg vízfelületen sárga kristályos formában válnak ki.
Gyémánt – grafit – fullerén:
A periódusos rendszer IV. főcsoportját első eleme után széncsoportnak nevezzük. A szén négy vegyértékelektronnal rendelkezik, szerkezetének köszönhetően gyakorlatilag megalapozta a szénalapúnak is nevezett földi életet. Gyakorlatilag minden szerves anyagban
megtalálható, a szén ilyenfajta vegyületeivel a szerves kémia foglalkozik. A természetben 3 izotópja fordul elő, a 12-es, 13-as, és 14-es, a 12-es fordul elő döntő többségben, a 14-es pedig olyan ritka és speciális, hogy radiokarbonos kormeghatározásra is használható.
A szén rendelkezik három nagyon jellegzetes allotrop módosulattal, a grafit, a gyémánt, és a 60 szénatomból álló molekularácsos fullerén.
Gyémánt:
Atomrácsot alkot, 1 szénatom másik néggyel kovalens kötéses kapcsolatot alakít ki, tetraéderes szerkezetet létrehozva. Minden atomot 4 kovalens kötés tart össze, s mivel a rácspontokon atomok helyezkednek el, atomrácsnak nevezzük.
Színtelen, szagtalan, szilárd halmazállapotú, a legkeményebb természetes anyag a Földön. Olvadáspontja rendkívül magas, 3750 C°, természetes körülmények között forráspontja nincsen! Sűrűsége 3,51 g/cm3. Nagy fénytörő képességgel rendelkezik, átlátszó lehet, de sokszor idegen anyagok színesre festik. Oldószere nincs, áramot nem vezeti.
Grafit:
Ún. rétegrácsot alkot, ami átmenet az atomrács és fémrács között. A grafitkristályrácsban a szénatomok hatszögek csúcspontjain helyezkednek el, a gyűrűk pedig egy síkban vannak, amely síkokban minden C atom három másikhoz tud kovalens kötéssel kapcsolódni. A negyedik elektron egyfajta delokalizált elektronrendszert alkot a rétegekben. Adott síkok egymástól távolabb kerülnek, mint a rétegeken belüli szénatomok. A rétegek már nem kötődnek olyan szorosan egymáshoz, ugyanis őket már csak másodrendű diszperziós kölcsönhatás tartja össze, ezért is mozdulnak el, válnak le könnyebben.
Ebből kifolyólag a grafit sokkal lágyabb, mint a gyémánt, könnyen hasad; húzással, karcolással nyomot hagy a papíron. Puhaságát annak köszönheti, hogy a gyenge összetrató erő vonzotta rétegek könnyen elcsúsznak egymáson. Szerkezetéből kifolyólag az áramot jól vezeti, ellenben a gyémánthoz hasonlóan oldószere nem ismert. Hővezetőnek sem utolsó! Áramvezetése a delokalizált elektronok miatt lehetséges.
A grafit sötétszürke, átlátszatlan, szagtalan, szilárd halmazállapotú. Olvadáspontja a gyémánthoz hasonlóan 3750 C°, míg forráspontja 4827 C°. Sűrűsége 2,26 g/cm3.
Mind a grafitról, mind a gyémántról megállapítható, hogy közönséges hőmérsékleten kémiailag passzív, csak igen magas hőfokon égethetőek el, akkor CO2-vé alakulnak.
A fullerén 60 atomból álló molekularácsos anyag, a grafithoz hasonlóan puha. Toluolban oldódik, színes oldatot képez. Szilárdsága még a gyémántét is meghaladhatja, ha térfogata 70 %-ára összenyomjuk. Különböző körülmények között szigetelők, félvezetők és szupravezetők is lehetnek.