Weird Science

Fosfor - alchemiczne światło

Poniższy arty­kuł został opu­bli­ko­wany pier­wot­nie w cza­so­pi­śmie dla nau­czy­cieli Che­mia w Szkole (2/2019):

Ilustracja

Ples M., Fos­for - alche­miczne świa­tło, Che­mia w Szkole, 2 (2019), Agen­cja AS Józef Szew­czyk, str. 13-17

Alche­mia to dawna prak­tyka łącząca aspekty poru­szane przez wiele dzi­siej­szych dzie­dzin nau­ko­wych, głów­nie che­mię, fizykę, ale też sztukę, psy­cho­lo­gię i inne. Naj­sze­rzej zna­nym celem adep­tów alche­mii było odkry­cie metody tran­s­mu­ta­cji oło­wiu - a także innych niesz­la­chet­nych metali - w złoto, uzy­ska­nie pana­ceum czyli leku prze­ciwko wszyst­kim cho­ro­bom oraz elik­siru nie­śmier­tel­no­ści. Pomóc miało w tym uzy­ska­nie tzw. kamie­nia filo­zo­ficz­nego - tajem­ni­czej sub­stan­cji, na której bez­sku­tecz­nym poszu­ki­wa­niu wielu spędziło całe życie.

Dzie­dzina ta jest dziś często wyszy­dzana z powodu naiw­no­ści (z dzi­siej­szego punktu widze­nia) wielu dzia­łań i stwier­dzeń poczy­nio­nych przez para­jących się nią ludzi. Alche­micy raczej nie sto­so­wali nic, co mogli­by­śmy dzi­siaj nazwać metodą nau­kową. Przy­znać trzeba jed­nak, że prace niek­tórych z nich były bar­dzo sys­te­ma­tyczne i przy­nio­sły wymierne skutki. W każdym razie na grun­cie przy­go­to­wa­nym przez alche­mię mogła pow­stać późn­iej nauka w praw­dzi­wym tego słowa zna­cze­niu, m.in. che­mia. Zau­ważmy, że podobny pro­ces prze­szła astro­no­mia, wyo­d­ręb­nia­jąc się z mistycz­nej astro­lo­gii.

Ważnym osiągnięciem alche­mi­ków było odkry­cie wielu nowych sub­stan­cji. Jedną z nich był pier­wia­stek fos­for P, otrzy­many po raz pierw­szy przez Niemca Hen­niga (lub Hen­ninga) Branda w 1669 roku [1]. Angiel­ski malarz Joseph Wri­ght two­rzący w XVIII wieku przed­sta­wił to zda­rze­nie na swoim obra­zie (Fot.1).

Ilustracja:

Kliknij, aby powiększyć

Fot.1 - Alche­mik w poszu­ki­wa­niu Kamie­nia Filo­zo­fów, pędzla Jose­pha Wri­ghta of Derby

domena publiczna, źródło: https://com­mons.wiki­me­dia.org/wiki/File:Joseph_Wri­ght_of_Derby_The_Alche­mist.jpg, [dostęp: 4.03.2019]

Arty­sta zobra­zo­wał tutaj swoją wizję sceny z pra­cowni Branda. Zau­ważmy, że retorta zawie­ra­jąca otrzy­many fos­for świeci tajem­ni­czym bla­skiem. Nie jest to wymysł Wri­ghta, ale gwoli prawdy warto zazna­czyć, że poświata została przed­sta­wiona ze sporą prze­sadą.

Dziś wiemy, że w tym przy­padku świe­ce­nie jest efek­tem powol­nego utle­nia­nia nowo odkry­tego pier­wiastka. Wła­śnie dla­tego został on nazwany fos­fo­rem (gr. "pho­spho­ros", czyli "nio­sący świa­tło"). Inte­re­su­jące, że gdyby zmie­niono wtedy źródło­słów na łaciński, to sub­stan­cja ta mogłaby zostać nazwana lucy­fe­rem, co mia­łoby to samo zna­cze­nie (łac. "lux" - "świa­tło" i "ferre" - "nieść", "przy­no­sić"). Pozo­stawmy jed­nak na boku roz­wa­ża­nia ety­mo­lo­giczne.

Czy adept sztuki che­micz­nej (pozo­sta­wia­jąc alche­mię histo­ry­kom) chciałby zapo­znać się z przy­najm­niej niek­tórymi inte­re­su­jącymi wła­ści­wo­ściami fos­foru? Myślę, że odpo­wiedź może być tylko twier­dząca - szcze­gól­nie, że nie wymaga to zaa­wan­so­wa­nego zaple­cza labo­ra­to­ryj­nego. Chcę jed­nak z całą sta­now­czo­ścią zazna­czyć, że wszel­kie doświad­cze­nia z tą sub­stan­cją należy wyko­ny­wać ostrożnie, pamięta­jąc zaw­sze o pew­nych jej nie­bez­piecz­nych cechach.

Wie­lość postaci

W przy­padku fos­foru mamy do czy­nie­nia ze zja­wi­skiem tzw. alo­tro­pii. Polega ono na tym, że w jed­nym sta­nie sku­pie­nia dany pier­wia­stek może występo­wać w różn­ych odmia­nach, różn­iących się wła­ści­wo­ściami fizycz­nymi i che­micz­nymi. Alo­tropy mogą różnić się między sobą struk­turą kry­sta­liczną lub liczbą ato­mów w cząsteczce [2].

Prze­miany między odmia­nami alo­tro­po­wymi są prze­mia­nami fazo­wymi pierw­szego rodzaju, tj. takimi, w których zacho­dzi nie­ciągła zmiana funk­cji stanu (np. entro­pii) przy zacho­wa­niu rów­no­wagi ter­mo­dy­na­micz­nej. Pro­ces ten pro­wa­dzi do mini­ma­li­za­cji ener­gii swo­bod­nej układu. Pier­wia­stek może występo­wać w dwóch różn­ych odmia­nach alo­tro­po­wych w tej samej tem­pe­ra­tu­rze, z tym że w danych warun­kach jedna z form jest bar­dziej trwała.

Wiele pier­wiast­ków wyka­zuje alo­tro­pię. Jed­nym z nich jest węgiel ist­nie­jący w postaci m.in. gra­fitu, dia­mentu, nano­ru­rek itd.

Fos­for występuje w czte­rech odmia­nach alo­tro­po­wych:

Dla nas naj­bar­dziej inte­re­su­jąca jest postać biała i czer­wona. Pozo­stałe są mało reak­tywne che­micz­nie, a przy tym ich otrzy­my­wa­nie jest albo kło­po­tliwe (fos­for fio­le­towy - ogrze­wa­nie fos­foru czer­wo­nego w próżni w tem­pe­ra­tu­rze ponad 500°C lub kry­sta­li­za­cja z roz­tworu fos­foru bia­łego w cie­kłym oło­wiu) lub wręcz trudne do wyo­bra­że­nia (fos­for czarny - ogrze­wa­nie fos­foru bia­łego bez dostępu tlenu w temp. 220 °C i pod ciśnie­niem 12 tysięcy atmos­fer) w warun­kach wielu pra­cowni che­micz­nych – nie tylko szkol­nych [3].

Czer­wony i biały

Fos­for biały to naj­ak­tyw­niej­sza che­micz­nie odmiana alo­tro­powa fos­foru. Ma on postać bia­ła­wej lub żółt­a­wej wosko­wa­tej sub­stan­cji o tem­pe­ra­tu­rze top­nie­nia 44°C i gęsto­ści 1,8 g/cm3 [4]. Cząsteczka tego alo­tropu składa się z czte­rech ato­mów uło­żo­nych w czwo­ro­ścian foremny, czyli tetra­edr.

Inte­re­su­jące jest, że fos­for biały nie rea­guje z wodą, cho­ciaż trzeba go chro­nić przed kon­tak­tem np. z powie­trzem, ponie­waż z racji swo­jej dużej aktyw­no­ści wtedy się gwałt­ow­nie utle­nia. Dla­tego też tę odmianę alo­tro­pową prze­cho­wuje się pod powierzch­nią wody desty­lo­wa­nej, w zamk­niętych pojem­ni­kach.

Fos­for biały jest bar­dzo sil­nie tok­syczny. Dawka śmier­telna (wch­ło­nięta drogą pokar­mową lub wziewną) dla doro­słego czło­wieka wynosi ok. 0,1 g. Jest to jeden z powo­dów, dla których wszel­kie ope­ra­cje z tą sub­stan­cją muszą być pro­wa­dzone bar­dzo ostrożnie, naj­le­piej na dnie odpo­wied­niej kuwety wyko­na­nej z odpor­nego na wysoką tem­pe­ra­turę mate­riału (cera­micz­nej lub podob­nej). Przy wszel­kich pra­cach z białą formą fos­foru – a także czer­woną – trzeba sto­so­wać bar­dzo rygo­ry­styczne środki bez­pie­czeńs­twa. Konieczne są środki och­rony oso­bi­stej, a także prze­ciw­po­ża­ro­wej.

Che­mi­lu­mi­ne­scen­cję fos­foru bia­łego można zaob­ser­wo­wać bar­dzo pro­sto, pobie­ra­jąc kil­ku­mi­li­me­trowy frag­ment tej sub­stan­cji, osu­sza­jąc go bibułą i umiesz­cza­jąc na nie­pal­nej, nie­rak­tyw­nej powierzchni. Odpo­wied­nia w tym celu jest cera­mika lub szkło żaro­od­porne. Powierzch­nia wyko­rzy­sta­nego przeze mnie frag­mentu jest pokryta wyraźnym nalo­tem pro­duk­tów utle­nia­nia mimo prze­cho­wy­wa­nia pod wodą, czego powo­dem jest wiek próbki (Fot.2A). Nie przesz­ka­dza to jed­nak w prze­pro­wa­dze­niu obser­wa­cji.

Po zaciem­nie­niu pomiesz­cze­nia można zoba­czyć wyraźny blask bijący od próbki (Fot.2B). Często udaje się nawet zaob­ser­wo­wać jej sub­telną bia­ło­zie­lon­kawą barwę.

Ilustracja:

Kliknij, aby powiększyć

Fot.2 – Fos­for biały; A – próbka, B – poświata obser­wo­wana w ciem­no­ści (ISO­400, eks­po­zy­cja: 15s)

Opi­sane obser­wa­cje musimy prze­pro­wa­dzić jak naj­szyb­ciej, ponie­waż utle­nia­jący się fos­for stop­niowo roz­grzewa się ule­ga­jąc w końcu samo­za­pło­nowi. Nawet w postaci litej próbka może się zapa­lić w tem­pe­ra­tu­rze kil­ku­dzie­sięciu stopni (według niek­tórych źródeł już nawet powy­żej 20°C) zaś w roz­drob­nio­nej natych­miast. Pło­nący fos­for biały wytwa­rza bar­dzo wysoką tem­pe­ra­turę rzędu tysiąca stopni Cel­sju­sza, często nie udaje się uga­sić wodą, a także powo­duje pow­sta­nie dużej ilo­ści żrącego dymu skła­da­jącego się głów­nie z tlenku P4O10 i pro­duk­tów jego reak­cji z wil­go­cią atmos­fe­ryczną. Tak więc natych­miast po zaob­ser­wo­wa­niu bla­sku fos­for należy prze­nieść od razu do pojem­nika, pod powierzch­nię wody.

Histo­ryczna metoda wykry­wa­nia obec­no­ści fos­foru (m.in. w tkan­kach otru­tych nim ludzi) polega na obser­wa­cji che­mi­lu­mi­ne­scen­cji par fos­foru bia­łego wyi­zo­lo­wa­nego z bada­nego mate­riału. Jest to tak zwana próba Mit­scher­li­cha.

Smutną kartą w dzie­jach che­mii jest wyko­rzy­sta­nie fos­foru bia­łego w tech­nice woj­sko­wej – wystar­czy tu wspom­nieć o fos­fo­ro­wych bom­bach zapa­la­jących.

Drugą inte­re­su­jącą nas odmianą fos­foru jest alo­trop czer­wony. Ma on postać ciem­no­czer­wo­nego proszku (Fot.3) i jest nie­roz­pusz­czalny w żad­nych pow­szech­nie wyko­rzy­sty­wa­nych w tym celu sub­stan­cjach.

Ilustracja:

Kliknij, aby powiększyć

Fot.3 – Fos­for czer­wony

W odróżn­ie­niu od fos­foru bia­łego nie jest tok­syczny. Próbki należy jed­nak trak­to­wać nieuf­nie, ponie­waż często są zanie­czysz­czone co prawda nie­wielką, ale z racji wyso­kiej tok­sycz­no­ści nie­bez­pieczną ilo­ścią odmiany bia­łej. Reak­tyw­ność fos­foru czer­wo­nego jest dużo mniej­sza niż bia­łego - nie utle­nia się on w warun­kach nor­mal­nych i nie musi być prze­cho­wy­wany pod wodą. Jego samo­za­płon wymaga dużo wyższej tem­pe­ra­tury.

Cho­ciaż ope­ro­wa­nie fos­fo­rem czer­wo­nym jest dużo bez­piecz­niej­sze niż bia­łym, to wyka­zuje on pewne cechy, które wyma­gają zacho­wa­nia odpo­wied­nich środ­ków bez­pie­czeńs­twa. Możemy to spraw­dzić w kon­tro­lo­wa­nych warun­kach zapa­la­jąc na płytce cera­micz­nej odro­binę – dosłow­nie uła­mek grama - tego alo­tropu (Fot. 4A). Spala się on mniej gwałt­ow­nie niż fos­for biały, pro­du­ku­jąc podobne ilo­ści tlenku widocz­nego jako biały dym. Jeśli odciąć dostęp tlenu przy­kry­wa­jąc sub­stan­cję np. szkla­nym naczy­niem to spa­la­nie usta­nie, jak można było się tego spo­dzie­wać (Fot.4B). Zdzi­wia może jed­nak, że po odkry­ciu fos­for samo­czyn­nie roz­pala się znowu. Dzieje się tak dla­tego, że pod wpły­wem cie­pła spa­la­nia część formy czer­wo­nej prze­cho­dzi w białą, która w opi­sa­nych warun­kach z łatwo­ścią ulega samo­za­pło­nowi, a pło­mień prze­nosi się na fos­for czer­wony. Dla­tego pożary z udzia­łem fos­foru czer­wo­nego bywają rów­nie trudne do uga­sze­nia jak w przy­padku odmiany bia­łej.

Ilustracja:

Kliknij, aby powiększyć

Fot.4 – Spa­la­nie fos­foru czer­wo­nego; A – po zapło­nie, B – uga­sze­nie poprzez odcięcie dopływu powie­trza, C – samo­za­płon pod wpły­wem powie­trza

Biały fos­for z zapa­łek

Zdaję sobie sprawę, że biała postać alo­tro­powa fos­foru nie jest łatwo dostępna. Z dru­giej strony ist­nieje wiele powo­dów, dla których taki stan rze­czy jest korzystny, m.in. wspom­niana wcze­śniej bar­dzo duża tok­sycz­ność tej sub­stan­cji.

Cóż ma więc począć eks­pe­ry­men­ta­tor chcący samo­dziel­nie prze­ko­nać się choćby w przy­bli­że­niu co czuł Brand bada­jąc w swej alche­micz­nej pra­cowni wła­ści­wo­ści odkry­tej sub­stan­cji? Na szczę­ście ist­nieje pro­sty spo­sób. Wyko­rzy­stamy w tym celu zwy­kłe zapałki (Fot.5).

Ilustracja:

Kliknij, aby powiększyć

Fot.5 - Zapałki

Niek­tórzy z Czy­tel­ni­ków pew­nie się zdzi­wią, ponie­waż wia­dome jest, że od prze­łomu XIX i XX wieku ze względów bez­pie­czeńs­twa nie pro­du­kuje się zapa­łek o głów­kach zawie­ra­jących fos­for biały. Opi­nia publiczna zaa­lar­mo­wana wie­loma przy­pad­kami zatruć i poża­rów - zapałki tego rodzaju często ule­gały samo­za­pło­nowi - dopro­wa­dziła nawet do utwo­rze­nia między­na­ro­do­wej kon­wen­cji o zaka­zie uży­wa­nia bia­łego fos­foru w pro­duk­cji zapa­łek (Berno, 26 wrze­śnia 1906 roku). Pol­ska przy­stąpiła do niej w 1921 roku [5].

W pro­duk­cji współcze­snych zapa­łek nie wyko­rzy­stuje się więc bia­łej odmiany alo­tro­po­wej fos­foru, ale w dal­szym ciągu uży­wana jest odmiana czer­wona. Nie znaj­dziemy jej jed­nak w głów­kach zapa­łek, a w dra­sce, a raczej pokry­wa­jącej ją masie potar­ko­wej. W jej skład poza wspom­nianą sub­stan­cją wcho­dzą także inne, np. zmie­lone szkło, mające nada­wać jej odpo­wied­nią szorst­kość.

Aby prze­ksz­tałcić występu­jący w dra­sce fos­for czer­wony w biały i zaob­ser­wo­wać jego che­mi­lu­mi­ne­scen­cję należy odciąć ją od reszty pudełka, a następ­nie deli­kat­nie oddzie­lić jak naj­cieńszą war­stwę papieru z masą potar­kową (Fot.6). Cho­dzi o to, by pozbyć się nie­po­trzeb­nie dużej ilo­ści papieru, ponie­waż pudełko jest wyko­nane z dosyć gru­bej tek­tury.

Ilustracja:

Kliknij, aby powiększyć

Fot.6 – Dra­ska odcięta z pudełka

Papier trzeba następ­nie wygiąć wzdłuż w rodzaj rynienki, masą do środka i uło­żyć na zim­nej meta­lo­wej lub szkla­nej powierzchni, np. na dnie odw­róco­nej szalki Petriego (Fot.7A). Papier należy pod­pa­lić (Fot.7B) co powinno spo­wo­do­wać jego zwęgle­nie (Fot.7C).

Ilustracja:

Kliknij, aby powiększyć

Fot.7 – Spo­sób prze­pro­wa­dze­nia doświad­cze­nia; A - dra­ska umiesz­czona na chłod­nej powierzchni (masą potar­kową w dół), B - pod­pa­le­nie papieru, C - zwęglony papier

Po zwęgle­niu należy usu­nąć pozo­sta­ło­ści papieru. Można wtedy zau­wa­żyć smo­li­sty nalot, który osa­dził się na chłod­nej powierzchni szkła (Fot.8).

Ilustracja:

Kliknij, aby powiększyć

Fot.8 – Nalot osa­dzony na szkle

Wła­śnie ten nalot zawiera – obok pro­duk­tów spa­la­nia papieru i impre­gnu­jących go sub­stan­cji, farby itp. – nie­wiel­kie ilo­ści fos­foru bia­łego, pow­sta­łego pod­czas ogrza­nia fos­foru czer­wo­nego wcho­dzącego w skład masy potar­ko­wej. Jest go tam oczy­wi­ście nie­wiele, ale wystar­cza­jąco by po zaciem­nie­niu pomiesz­cze­nia i przy­zwy­cza­je­niu oczu do ciem­no­ści zau­wa­żyć deli­katną, zie­lon­kawą poświatę (Fot.9). Powierzch­niowa war­stwa nalotu dosyć szybko ulega utle­nie­niu i emi­sja świa­tła traci na inten­syw­no­ści. Roz­tar­cie nalotu eks­po­nuje na wpływ powie­trza nową par­tię che­mi­lu­mi­no­foru i można wtedy zau­wa­żyć ponow­nie jaśniej­sze świe­ce­nie. Oczy­wi­ście po pew­nym cza­sie cały fos­for utleni się i pro­ces usta­nie.

Ilustracja:

Kliknij, aby powiększyć

Fot.9 – Che­mi­lu­mi­ne­scen­cja nalotu (ISO­200, eks­po­zy­cja: 30s)

Przed­sta­wiona metoda jest sto­sun­kowo bez­pieczna, ponie­waż w jej wyniku pow­stają jedy­nie śla­dowe ilo­ści nie­bez­piecz­nej odmiany alo­tro­po­wej fos­foru. Oczy­wi­ście nie można w dal­szym ciągu zapo­mi­nać tutaj o ostrożn­o­ści.

Nieco więk­sze ilo­ści fos­foru bia­łego można uzy­skać umiesz­cza­jąc na dnie wąskiej pro­bówki kilka mili­gra­mów fos­foru czer­wo­nego i – dla och­rony przed utle­nia­niem pro­duktu – wypełn­ia­jąc naczy­nie dwu­tlen­kiem węgla. Pro­bówka powinna być zat­kana zwit­kiem waty szkla­nej. Jeśli ogrzać deli­kat­nie pło­mie­niem pal­nika dno pro­bówki to alo­trop czer­wony zacz­nie prze­ksz­tałcać się w biały, który w tej tem­pe­ra­tu­rze będzie paro­wać. Gdy ścianki pro­bówki będą jed­no­cze­śnie chło­dzone (np. war­stwą mokrego papieru fil­tra­cyj­nego) to pary fos­foru bia­łego zestalą się w kon­tak­cie z nimi [6]. Po och­ło­dze­niu naczy­nia i wyjęciu zatyczki war­stwa bia­ła­wej sub­stan­cji w kon­tak­cie z powie­trzem roz­bły­śnie wyraźnie widocz­nym świa­tłem (Fot.10). Odmienna barwa świa­tła uch­wy­co­nego na foto­gra­fii jest wyni­kiem różnic w usta­wie­niach balansu bieli cyfro­wego apa­ratu foto­gra­ficz­nego, którym zostało wyko­nane zdjęcie i w rze­czy­wi­sto­ści była ona podobna jak w poprzed­nich przy­pad­kach.

Ilustracja:

Kliknij, aby powiększyć

Fot.10 – Che­mi­lu­mi­ne­scen­cja nalotu (ISO­100, eks­po­zy­cja: 20s)

Chciałbym jesz­cze raz przy­pom­nieć: biały fos­for jest bar­dzo nie­bez­pieczną sub­stan­cją! Każdy, nawet maleńki odła­mek wyrzu­cony np. do pojem­nika na odpady po pew­nym cza­sie może ulec samo­za­pło­nowi i spo­wo­do­wać pożar. Odręb­nym zagro­że­niem jest tok­sycz­ność tej sub­stan­cji. Wszel­kie pozo­sta­ło­ści po eks­pe­ry­men­tach należy uniesz­ko­dli­wić np. poprzez spa­le­nie w kon­tro­lo­wa­nych warun­kach lub dłuższe wytrząsa­nie z roz­two­rem siar­czanu(VI) mie­dzi(II) CuSO4, co prze­ksz­tałca fos­for do odpo­wied­niego fos­forku [7].

Wyja­śnie­nie

Emi­sja świa­tła przez fos­for biały jest spo­wo­do­wana przez jego utle­nia­nie, o czym nas prze­ko­nuje fakt, że ustaje ona w warun­kach bez­tle­no­wych. Więk­szość reak­cji che­mi­lu­mi­ne­scen­cyj­nych można opi­sać ogól­nym sche­ma­tem:

X → [Y]* → Y + hν

W wyniku reak­cji sub­stratu X pow­staje pro­dukt przej­ściowy [Y]* ist­nie­jący począt­kowo w sta­nie wzbu­dzo­nym o wyso­kiej ener­gii. Stan taki jest jed­nak bar­dzo nie­tr­wały. Pro­dukt przej­ściowy prze­ksz­tałca się więc spon­ta­nicz­nie w pro­dukt osta­teczny Y, o niższej ener­gii. Nad­wyżka ener­gii zostaje oddana do śro­do­wi­ska w postaci ener­gii pro­mie­ni­stej .

W opi­sa­nych warun­kach fos­for jest utle­niany naj­pierw do mało lot­nych, niższych tlen­ków, które są następ­nie utle­niane do tlenku fos­foru(V) P2O5 - czy raczej P4O10 co lepiej odw­zo­ro­wuje struk­turę tego związku. Wła­śnie ta reak­cja jest odpo­wie­dzialna za widoczne świe­ce­nie [8]. Udo­wad­nia to fakt, że zbyt duża dostęp­ność utle­nia­cza (np. wpro­wa­dze­nie fos­foru do czy­stego tlenu) wyraźnie hamuje lub nawet pro­wa­dzi do zaniku che­mi­lu­mi­ne­scen­cji, ponie­waż pow­staje wtedy bez­po­śred­nio osta­teczny tle­nek.

Do opi­sy­wa­nego zja­wi­ska wydaje się być podobna opi­sy­wana przeze mnie już kie­dyś na łamach “Che­mii w Szkole” che­mi­lu­mi­ne­scen­cja zacho­dząca pod­czas utle­nia­nia sodu Na [9]. Jest to tym cie­kaw­sze, że prze­cież obie sub­stan­cje należą do zupełnie różn­ych grup: fos­for biały jest typo­wym nie­me­ta­lem (jedy­nie alo­trop czarny wyka­zuje wła­ści­wo­ści półp­rze­wod­ni­kowe), nato­miast sód typo­wym meta­lem.

Prze­ko­na­li­śmy się, że fos­for wyka­zuje bar­dzo inte­re­su­jące wła­ści­wo­ści, a także o tym, iż che­mi­lu­mi­ne­scen­cja nie jest tak rzad­kim czy egzo­tycz­nym zja­wi­skiem jak może się wyda­wać. Możemy ją zaob­ser­wo­wać przy wyko­rzy­sta­niu mate­ria­łów, które łatwo zna­leźć w każdym domu.

Lite­ra­tura:

Wszyst­kie foto­gra­fie i rysunki (poza Fot.1) zostały wyko­nane przez autora

W powyższym tek­ście doko­nano nie­wiel­kich zmian edy­tor­skich w sto­sunku do wer­sji opu­bli­ko­wa­nej w  cza­so­pi­śmie, w celu uzu­pełn­ie­nia i lep­szego przy­sto­so­wa­nia do pre­zen­ta­cji na stro­nie inter­ne­to­wej.

Marek Ples

Aa