Grafit

S Wikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na: navigaciju, pretragu
Grafit
GraphiteUSGOV.jpg
Grafit
Općenito
Kategorija samorodni element
Hemijska formula C
Identifikacija
Boja crno-siva
Kristalni habitus granularan do kompaktan
Kalavost savršena
Tvrdoća 1 - 2
Sjaj metalni, zemljast
Optičke osobine neproziran
Ogreb crn
Gustoća 2.09–2.23 g/cm3
Tačka topljenja 3652-3697[1]

Grafit (grč. γράφεıν –grafein = pisati) je alotropska modifikacija ugljika i naziv je dobio prema grčkoj riječi γραφειν (graphein): "pisati", jer se upotrebljava u olovkama. Za razliku od dijamanta, grafit posjeduje električnu provodljivost, pa se može koristiti kao elektroda. Grafit je pod standardnim uslovima najstabilnija forma ugljika (stabilniji je i od dijamanta).

Osobine[uredi | uredi izvor]

Lisnata struktura grafita

Grafit je šestugaona modifikacija ugljika, koja je mnogo rasprostranjenija od kubne modifikacije, dijamanta. Prirodno se javlja uglavnom u metamorfoznim sedimenatima koji sadrže ugljične tvari organskog porijekla. Javlja se u granulama, listovima i ljuskavim agregatima metalnog odsjaja, a može biti i zemljanog izgleda, tamno siv do crn. Kristalnu strukturu grafita čini prostorna mreža paralelnih slojeva atoma ugljika. Atomi u sloju povezani su jakim hemijskim vezama dvodimenzionalne mreže pravilnih heksagona.[2]

Grafit ima visoku tačku topljenja i električnu provodljivost u pravcu pružanja slojeva. Slojevi su pritom međusobno povezani mnogo slabijim vezama, a razmak između atoma ugljika susjednih slojeva je oko 2,5 puta veća nego u sloju. To omogućava lahko pomicanje i klizanje jednih preko drugih; lahko se razmazuje pa ima podmazujuće djelovanje. Gustoća mu je 2,25 g/cm³ i vrlo je mehak i hemijski inertan. Na zraku gori na oko 730°C i u inertnoj atmosferi poprima plastičnu formu na oko 2000°C. Zato se može modelirati u lonce, cijevi, cilindre i slične oblike.[3]

Po prvi put proizveden je 1896. dugotrajnim zagrijavanjem koksa i silicij-dioksida na 2500° C, dok se danas dobija pod pritiskom i grijanjem petrolnog koksa, obogaćenog smolama u prahu, u električnoj peći, na 2800-3000° C.

Grafit se koristi kao materijal za izradu tava i kalupa za topljenje i lijevanje metala, za elektrode u električnim elementima i elektrohemijskim reaktorima. Upotrebljava se i kao termootporni podmazivač. U uljnoj suspenziji najbolja je zaštita od korozije i kao sredstvo za podmazivanje preciznih uređaja. Nezamjenjiv je u proizvodnji standardnih olovki, lučnih lampi i kontaktnih četki za elektromotore.

Struktura[uredi | uredi izvor]

Kod grafita je svaki atom ugljika povezan sa tri susjedna ugljikova atoma. To znači da ugljik u grafitu pravi sp2-hibridizaciju. Kod dijamanta je u pitanju sp3-hibridizacija (tetraedarska struktura). Nastali sp2-hibridi leže u jednoj ravni pod uglom 120°i zbog toga grafit ima lisnatu strukturu, međusobno uvezanu slabim Van der Waalsovim silama.

Grafit ima slojevitu, planarnu strukturu. Pojedini slojevi zovu se grafeni. U svakom sloju, atomi ugljika su raspoređeni u rešeci tipa saća s razdvajanjem od 0,142 nm i udaljenošću između ravni od 0,335 nm.[4] U ravni atomi su vezani kovalentno, sa samo tri od četiri zadovoljene potencijalne lokacije vezanja. Četvrti elektron je slobodan da u ravni migrira, što grafit čini električno provodljivim. Međutim, to se ne obavlja u smjeru pod pravim uglom u odnosu na ravan. Povezivanje između slojeva je preko slabih van der Waalsovih veza, koje omogućavaju slojevima grafita da se lahko odvajaju ili da klize jedan duž drugog.

Dva poznata oblika grafita – alfa (heksagonski) i beta (romboedarni) – imaju veoma slična fizička svojstva, osim malo drugačijeg slaganja grafenskih slojeva.[5] The alpha graphite may be either flat or buckled.[6] Alfa oblik može se pretvoriti u beta putem mehaničkog tretmana u kojem se beta oblik vraća u formu alfa, kada se zagrijava iznad 1300 °C.

Također pogledajte[uredi | uredi izvor]

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ http://invsee.asu.edu/nmodules/Carbonmod/point.html
  2. ^ Voet D., Voet J. G. Biochemistry, 3rd Ed. Wiley. ISBN 978-0-471-19350-0. 
  3. ^ Laidler K. J. (1978). Physical chemistry with biological applications. Benjamin/Cummings. Menlo Park. ISBN 0-8053-5680-0. 
  4. ^ Delhaes, P. (2001). Graphite and Precursors. CRC Press. ISBN 90-5699-228-7. 
  5. ^ Lipson, H.; Stokes, A. R. (1942). "A New Structure of Carbon". Nature 149 (3777): 328. doi:10.1038/149328a0. 
  6. ^ Wyckoff, W.G. (1963). Crystal Structures. New York, London: John Wiley & Sons. ISBN 0-88275-800-4. 


Nuvola apps edu science.svg Nedovršeni članak Grafit koji govori o hemiji treba dopuniti. Dopunite ga prema pravilima Wikipedije.