Silicijum i njegova jedinjenja. Silicijum: primena, hemijska i fizička svojstva

Kao samostalni hemijski element, silicijum je postao poznat čovečanstvu tek 1825. godine. Što, naravno, nije spriječilo upotrebu silicijumskih spojeva u tolikom broju sfera da je lakše navesti one u kojima se element ne koristi. Ovaj članak će baciti svjetlo na fizičko, mehaničko i korisno Hemijska svojstva silicijum i njegovi spojevi, područja primjene, govorit ćemo i o tome kako silicij utječe na svojstva čelika i drugih metala.

Za početak, hajde da se zadržimo na općim karakteristikama silicija. Od 27,6 do 29,5% mase zemljine korečini silicijum. U morskoj vodi koncentracija elementa je također poštena - do 3 mg / l.

U pogledu rasprostranjenosti u litosferi, silicijum zauzima drugo počasno mesto posle kiseonika. Međutim, njegov najpoznatiji oblik, silicijum, je oksid, a upravo su njegova svojstva postala osnova za tako široku primjenu.

Ovaj video će vam reći šta je silicij:

Koncept i karakteristike

Silicijum je nemetal, ali različitim uslovima može pokazati i kisela i bazična svojstva. To je tipičan poluvodič i izuzetno se koristi u elektrotehnici. Njegova fizička i hemijska svojstva su u velikoj mjeri određena alotropnim stanjem. Najčešće se bave kristalnim oblikom, jer su njegove kvalitete traženije u nacionalnoj ekonomiji.

• Silicijum je jedan od osnovnih makronutrijenata u ljudsko tijelo. Njegov nedostatak je štetan za stanje koštanog tkiva, kosa, koža, nokti. Osim toga, silicijum utiče na performanse imunog sistema.
• U medicini, element, odnosno njegovi spojevi, našli su svoju prvu upotrebu u ovom svojstvu. Voda iz bunara obloženih kremenom razlikovala se ne samo po čistoći, već je imala i pozitivan učinak na otpornost na zarazne bolesti. Danas jedinjenja sa silicijumom služe kao osnova za lekove protiv tuberkuloze, ateroskleroze i artritisa.
• Općenito, nemetal je neaktivan, međutim, čak i u čista forma teško ga je upoznati. To je zbog činjenice da se u zraku brzo pasivizira slojem dioksida i prestaje reagirati. Kada se zagrije, hemijska aktivnost se povećava. Kao rezultat toga, čovječanstvo je mnogo bolje upoznato sa spojevima materije, a ne sa samim sobom.

Dakle, silicijum formira legure sa gotovo svim metalima - silicidima. Svi se odlikuju svojom vatrostalnošću i tvrdoćom i koriste se u svojim područjima: plinske turbine, peći za grijanje.

Nemetal se nalazi u tabeli D. I. Mendeljejeva u grupi 6 zajedno sa ugljenikom, germanijumom, što ukazuje na izvesnu sličnost sa ovim supstancama. Dakle, sa ugljikom je „zajedničko” sa sposobnošću stvaranja spojeva organskog tipa. Istovremeno, silicijum, kao i germanijum, može pokazati svojstva metala u nekim hemijskim reakcijama, koji se koristi u sintezi.

Za i protiv

Kao i svaka druga supstanca u smislu primene u nacionalnoj ekonomiji, silicijum ima određene korisne ili ne baš neke osobine. Oni su važni za određivanje područja korištenja.

• Značajna prednost supstance je njena dostupnost. U prirodi, međutim, nije u slobodnom obliku, ali ipak, tehnologija za dobivanje silicija nije tako komplicirana, iako je energetski zahtjevna.
• Druga najvažnija prednost je formiranje više spojeva sa izvanrednim korisna svojstva. To su silani, i silicidi, i dioksid, i, naravno, razni silikati. Sposobnost silicijuma i njegovih spojeva da formiraju složene čvrste otopine je praktički beskonačna, što omogućava beskonačno dobivanje raznih varijacija stakla, kamena i keramike.
• Semiconductor Properties nemetal mu daje mjesto kao osnovni materijal u elektrotehnici i radiotehnici.
• Nemetal je netoksičan, koji omogućava primenu u bilo kojoj industriji, a istovremeno ne pretvara tehnološki proces u potencijalno opasan.

Nedostaci materijala uključuju samo relativnu krhkost s dobrom tvrdoćom. Silicijum se ne koristi za nosive konstrukcije, ali ova kombinacija omogućava pravilnu obradu površine kristala, što je važno za instrumentaciju.

Hajde da sada razgovaramo o glavnim svojstvima silicijuma.

Svojstva i karakteristike

Budući da se kristalni silicijum najčešće koristi u industriji, važnija su upravo njegova svojstva, a upravo ona su data u tehničke specifikacije. Fizička svojstva supstance su:

• tačka topljenja - 1417 C;
• tačka ključanja - 2600 C;
• gustina je 2,33 g/cu. vidi, što ukazuje na krhkost;
• toplotni kapacitet, kao ni toplotna provodljivost, nisu konstantni ni na najčistijim uzorcima: 800 J/(kg K), ili 0,191 cal/(gdeg) i 84-126 W/(m K), odnosno 0,20-0, 30 cal/(cm sec deg), respektivno;
• transparentno do dugovalnog infracrvenog zračenja, koje se koristi u infracrvenoj optici;
• dielektrična konstanta - 1,17;
• tvrdoća po Mohsovoj skali - 7.

Električna svojstva nemetala u velikoj mjeri zavise od nečistoća. U industriji, ova karakteristika se koristi modulacijom željenog tipa poluprovodnika. Na normalnim temperaturama silicijum je krhak, ali kada se zagrije iznad 800 C, moguća je plastična deformacija.

Svojstva amorfnog silicijuma su upadljivo različita: vrlo je higroskopan i mnogo aktivnije reagira čak i na normalnim temperaturama.

Struktura i hemijski sastav, kao i svojstva silicijuma, razmatraju se u videu ispod:

Sastav i struktura

Silicijum postoji u dva alotropska oblika, podjednako stabilan na normalnoj temperaturi.

• Crystal Ima izgled tamno sivog praha. Supstanca, iako ima kristalnu rešetku nalik dijamantu, je krhka - zbog preduge veze između atoma. Zanimljiva su njegova poluprovodnička svojstva.
• U vrlo visoki pritisci dostupan hexagonal modifikacija sa gustinom od 2,55 g / cu. vidi Međutim, ova faza još nije našla praktičan značaj.
• Amorfna- Smeđi prah. Za razliku od kristalnog oblika, on reagira mnogo aktivnije. To nije toliko zbog inertnosti prvog oblika, koliko zbog činjenice da je u zraku tvar prekrivena slojem dioksida.

Osim toga, potrebno je uzeti u obzir još jedan tip klasifikacije povezan s veličinom kristala silicija, koji zajedno tvore supstancu. Kristalna rešetka, kao što je poznato, podrazumijeva sređivanje ne samo atoma, već i struktura koje ti atomi formiraju - takozvani poredak dugog dometa. Što je veća, to će supstanca biti homogenija po svojstvima.

• monokristalni– uzorak je monokristal. Njegova struktura je što je više moguće uređena, svojstva su homogena i dobro predvidljiva. Upravo je ovaj materijal najtraženiji u elektrotehnici. Međutim, on takođe spada u najskuplju vrstu, jer je proces dobijanja komplikovan, a stopa rasta niska.
• Multikristalna– uzorak se sastoji od većeg broja krupnih kristalnih zrna. Granice između njih formiraju dodatne defektne nivoe, što smanjuje performanse uzorka kao poluprovodnika i dovodi do bržeg trošenja. Tehnologija uzgoja multikristala je jednostavnija, a samim tim i jeftiniji materijal.
• Polycrystalline- sadrži veliki broj zrna nasumično raspoređena jedno u odnosu na drugo. Ovo je najčistija vrsta industrijskog silicijuma, koji se koristi u mikroelektronici i solarnoj energiji. Često se koristi kao sirovina za uzgoj multi- i monokristala.
• Amorfni silicijum takođe zauzima posebno mesto u ovoj klasifikaciji. Ovdje se red atoma održava samo na najkraćim udaljenostima. Međutim, u elektrotehnici se još uvijek koristi u obliku tankih filmova.

Proizvodnja bez metala

Nije tako lako dobiti čisti silicijum, s obzirom na inertnost njegovih jedinjenja i visoku tačku topljenja većine njih. U industriji se najčešće koristi redukcija ugljičnog dioksida. Reakcija se izvodi u lučnim pećima na temperaturi od 1800 C. Tako se dobija nemetal čistoće 99,9%, što nije dovoljno za njegovu upotrebu.

Dobijeni materijal se hloriše da bi se dobili hloridi i hidrohloridi. Priključci se zatim čiste sa svime moguće metode od nečistoća i reducirati vodonikom.

Također je moguće pročistiti supstancu dobivanjem magnezijevog silicida. Silicid je izložen hlorovodoničnom ili sirćetna kiselina. Dobija se silan, a ovaj se prečišćava Različiti putevi- sorpcija, rektifikacija i tako dalje. Zatim se silan razlaže na vodonik i silicijum na temperaturi od 1000 C. U tom slučaju se dobija supstanca sa udjelom nečistoća od 10 -8 -10 -6%.

Upotreba supstanci

Za industriju su elektrofizičke karakteristike nemetala od najvećeg interesa. Njegov monokristalni oblik je indirektni poluprovodnik. Njegova svojstva određuju nečistoće, što omogućava dobijanje kristala silicijuma sa željenim svojstvima. Dakle, dodavanje bora, indija omogućava uzgoj kristala s provodljivošću rupa, a uvođenje fosfora ili arsena - kristal s elektronskom provodljivošću.

• Silicijum doslovno služi kao osnova moderne elektrotehnike. Od njega se prave tranzistori, fotoćelije, integrirana kola, diode i tako dalje. Štaviše, funkcionalnost uređaja gotovo uvijek je određena samo prizemnim slojem kristala, što dovodi do vrlo specifičnih zahtjeva za površinsku obradu.
• U metalurgiji se tehnički silicijum koristi i kao modifikator legure - daje veću čvrstoću, i kao komponenta - u, na primjer, i kao deoksidant - u proizvodnji lijevanog željeza.
• Ultra čista i rafinirana metalurška osnova su solarne energije.
• Nemetalni dioksid se u prirodi nalazi u vrlo različite forme. Njegove kristalne varijante su opal, ahat, karneol, ametist, rhinestone, našli su svoje mjesto u juvelirskom poslu. Modifikacije koje nisu toliko atraktivne po izgledu - kremen, kvarc, koriste se u metalurgiji, građevinarstvu i radioelektrotehnici.
• Jedinjenje nemetala sa ugljenikom - karbidom, koristi se u metalurgiji, u izradi instrumenata i u hemijska industrija. To je poluprovodnik sa širokim razmakom, koji se odlikuje visokom tvrdoćom - 7 po Mohsovoj skali, i čvrstoćom, što mu omogućava da se koristi kao abrazivni materijal.
• Silikati - odnosno soli silicijumske kiseline. Nestabilan, lako se raspada pod uticajem temperature. Izuzetne su po tome što formiraju brojne i raznovrsne soli. Ali potonji su osnova za proizvodnju stakla, keramike, fajanse, kristala i. Možemo sa sigurnošću reći da se moderna konstrukcija zasniva na raznim silikatima.
• Staklo ovde predstavlja najviše zanimljiv slučaj. Bazira se na aluminosilikatima, ali zanemarljive nečistoće drugih supstanci - obično oksidi, daju materijalu masu različita svojstva, uključujući boju. -, zemljano posuđe, porcelan, zapravo, ima istu formulu, ali sa drugačijim omjerom komponenti, a i njegova raznolikost je zadivljujuća.
• Nemetal ima još jednu sposobnost: formira spojeve tipa ugljika, u obliku dugog lanca atoma silicija. Takva jedinjenja se nazivaju organosilicijumska jedinjenja. Opseg njihove primjene nije ništa manje poznat - to su silikoni, brtvila, maziva i tako dalje.

Silicijum je veoma čest element i izuzetno je važan u mnogim oblastima. Nacionalna ekonomija. Štoviše, aktivno se koristi ne samo sama tvar, već i svi njeni različiti i brojni spojevi.

Ovaj video će govoriti o svojstvima i primjeni silicija:

Uvod

Poglavlje 2. Hemijska jedinjenja ugljenika

2.1 Kiseonički derivati ​​ugljenika

2.1.1 +2 oksidacijsko stanje

2.1.2 +4 oksidacijsko stanje

2.3 Metalni karbidi

2.3.1 Karbidi rastvorljivi u vodi i razblaženim kiselinama

2.3.2 Karbidi nerastvorljivi u vodi i razrijeđenim kiselinama

Poglavlje 3. Jedinjenja silicijuma

3.1 Kiseonička jedinjenja silicijuma

Bibliografija

Uvod

Hemija je jedna od grana prirodnih nauka čiji je predmet hemijski elementi(atomi), jednostavne i složene supstance (molekule) koje formiraju, njihove transformacije i zakoni koji upravljaju tim transformacijama.

Po definiciji, D.I. Mendeljejev (1871), "hemija u njenom sadašnjem stanju može se... nazvati doktrinom elemenata."

Porijeklo riječi "hemija" nije potpuno jasno. Mnogi istraživači vjeruju da potiče od drevnog imena Egipta - Hemia (grčki Chemia, pronađeno u Plutarhu), koje je izvedeno od "hem" ili "hame" - crno i znači "nauka o crnoj zemlji" (Egipat), " egipatska nauka".

Savremena hemija je usko povezana kako sa drugim prirodnim naukama, tako i sa svim granama nacionalne privrede.

Kvalitativna karakteristika hemijskog oblika kretanja materije i njegovih prelazaka u druge oblike kretanja određuje svestranost hemijske nauke i njenu povezanost sa oblastima znanja koje proučavaju niže i više oblike kretanja. Poznavanje hemijskog oblika kretanja materije obogaćuje opštu doktrinu razvoja prirode, evolucije materije u Univerzumu i doprinosi formiranju celovite materijalističke slike sveta. Dodir hemije sa drugim naukama stvara specifična područja njihovog međusobnog prožimanja. Dakle, područja tranzicije između hemije i fizike predstavljaju fizička hemija i hemijska fizika. Između hemije i biologije, hemije i geologije nastala su posebna granična područja - geohemija, biohemija, biogeohemija, molekularna biologija. Najvažniji zakoni hemije formulisani su matematičkim jezikom, a teorijska hemija se ne može razvijati bez matematike. Hemija je vršila i vrši uticaj na razvoj filozofije, i sama je iskusila i doživljava svoj uticaj.

Istorijski su se razvile dvije glavne grane hemije: anorganska hemija, koja proučava prvenstveno hemijske elemente i jednostavne i složene supstance koje oni formiraju (osim jedinjenja ugljenika), i organska hemija, čiji su predmet jedinjenja ugljenika sa drugim elementima ( Organske materije).

Sve do kraja 18. vijeka, pojmovi "anorganska hemija" i "organska hemija" označavali su samo iz kojeg su "kraljevstva" prirode (mineralnog, biljnog ili životinjskog) određena jedinjenja. Počevši od 19. stoljeća. ovi termini su počeli da označavaju prisustvo ili odsustvo ugljenika u datoj supstanci. Tada su dobile novo, šire značenje. Neorganska hemija dolazi u dodir prvenstveno sa geohemijom, a zatim sa mineralogijom i geologijom, tj. sa naukama o neorganskoj prirodi. Organska hemija predstavlja granu hemije koja proučava različite ugljične spojeve do najsloženijih biopolimernih supstanci. Kroz organsku i bioorgansku hemiju hemija se graniči sa biohemijom i dalje sa biologijom, tj. sa sveukupnošću nauka o živoj prirodi. Na spoju između neorganske i organske hemije nalazi se oblast organskih jedinjenja.

U hemiji su se postepeno formirale ideje o strukturnim nivoima organizacije materije. Komplikacija tvari, počevši od najniže, atomske, prolazi kroz korake molekularnih, makromolekularnih ili visokomolekularnih spojeva (polimer), zatim intermolekularnih (kompleks, klatrat, katenan) i na kraju, raznolikih makrostruktura (kristal, micela ) do neodređenih nestehiometrijskih formacija. Odgovarajuće discipline su se postepeno razvijale i izolovale: hemija složenih jedinjenja, polimera, kristalohemija, proučavanje dispergovanih sistema i površinskih pojava, legura itd.

Proučavanje hemijskih objekata i pojava fizičke metode, uspostavljanje zakona hemijskih transformacija, na osnovu opšti principi fizike, u osnovi fizičke hemije. Ovo područje hemije uključuje niz uglavnom nezavisnih disciplina: hemijsku termodinamiku, hemijsku kinetiku, elektrohemiju, koloidnu hemiju, kvantnu hemiju i proučavanje strukture i svojstava molekula, jona, radikala, hemiju zračenja, fotohemiju, doktrinu o kataliza, hemijska ravnoteža, rastvori i drugo. analitička hemija, čije metode se široko koriste u svim oblastima hemije i hemijske industrije. U oblastima praktične primene hemije nastale su nauke i naučne discipline kao što su hemijska tehnologija sa svojim brojnim granama, metalurgija, poljoprivredna hemija, medicinska hemija, forenzička hemija itd.

Kao što je gore pomenuto, hemija razmatra hemijske elemente i supstance koje oni formiraju, kao i zakone koji upravljaju ovim transformacijama. Jedan od ovih aspekata (naime, hemijska jedinjenja na bazi silicijuma i ugljika) i ja ću ih razmotriti u ovom radu.

Poglavlje 1. Silicijum i ugljenik – hemijski elementi

1.1 Uvod u ugljenik i silicijum

Ugljik (C) i silicijum (Si) su članovi IVA grupe.

Ugljik nije vrlo čest element. Uprkos tome, njen značaj je ogroman. Ugljik je osnova života na Zemlji. Dio je karbonata (Ca, Zn, Mg, Fe itd.) koji su vrlo česti u prirodi, postoji u atmosferi u obliku CO 2, javlja se u obliku prirodnog uglja (amorfni grafit), nafte i prirodnog gas, kao i jednostavne supstance (dijamant, grafit).

Silicijum je drugi najzastupljeniji element u zemljinoj kori (posle kiseonika). Ako je ugljenik osnova života, onda je silicijum osnova zemljine kore. Nalazi se u velikom broju silikata (slika 4) i aluminosilikata, pijeska.

Amorfni silicijum je smeđi prah. Ovo posljednje je lako dobiti u kristalnom stanju u obliku sivih tvrdih, ali prilično krhkih kristala. Kristalni silicijum je poluprovodnik.

Tabela 1. Opšti hemijski podaci o ugljeniku i silicijumu.

Modifikacija ugljenika stabilna na običnoj temperaturi - grafit - je neprozirna, siva masna masa. Dijamant - najčvršća supstanca na zemlji - je bezbojan i proziran. Kristalne strukture grafita i dijamanta prikazane su na sl.1.

Slika 1. Struktura dijamanta (a); grafitna struktura (b)

Ugljik i silicijum imaju svoje specifične derivate.

Tabela 2. Najkarakterističniji derivati ​​ugljika i silicija

1.2 Priprema, hemijska svojstva i upotreba jednostavnih supstanci

Silicijum se dobija redukcijom oksida ugljenikom; da bi se nakon redukcije dobila u posebno čistom stanju, supstanca se prenosi u tetrahlorid i ponovo redukuje (vodikom). Zatim se topi u ingote i podvrgava čišćenju zonskim topljenjem. Ingot metala se zagrijava s jednog kraja tako da se u njemu formira zona rastaljenog metala. Kada se zona pomjeri na drugi kraj ingota, nečistoća koja se bolje otapa u rastopljenom metalu nego u čvrstom, uklanja se i tako se metal pročišćava.

Ugljik je inertan, ali na vrlo visokoj temperaturi (u amorfnom stanju) stupa u interakciju s većinom metala i formira čvrste otopine ili karbide (CaC 2, Fe 3 C, itd.), kao i sa mnogim metaloidima, na primjer:

2C + Ca \u003d CaC 2, C + 3Fe \u003d Fe 3 C,

Silicijum je reaktivniji. Reagira s fluorom već na običnoj temperaturi: Si + 2F 2 = SiF 4

Silicijum takođe ima veoma visok afinitet prema kiseoniku:

Reakcija sa hlorom i sumporom se odvija na oko 500 K. Na vrlo visoke temperature silicijum stupa u interakciju sa dušikom i ugljikom:

Silicijum ne stupa u direktnu interakciju sa vodonikom. Silicijum se rastvara u alkalijama:

Si + 2NaOH + H 2 0 \u003d Na 2 Si0 3 + 2H 2.

Druge kiseline osim fluorovodične ne utiču na njega. Kod HF dolazi do reakcije

Si+6HF=H 2 +2H 2 .

Ugljik u sastavu raznih ugljeva, nafte, prirodnog (uglavnom CH4), kao i umjetno dobivenih plinova je najvažnija gorivna baza naše planete

Uvod

2.1.1 +2 oksidacijsko stanje

2.1.2 +4 oksidacijsko stanje

2.3 Metalni karbidi

Poglavlje 3. Jedinjenja silicijuma

Bibliografija

Uvod

Hemija je jedna od grana prirodnih nauka čiji su predmet hemijski elementi (atomi), jednostavne i složene supstance (molekule) koje formiraju, njihove transformacije i zakoni kojima se te transformacije povinuju.

Po definiciji, D.I. Mendeljejev (1871), "hemija u njenom sadašnjem stanju može se... nazvati doktrinom elemenata."

Porijeklo riječi "hemija" nije potpuno jasno. Mnogi istraživači vjeruju da potiče od drevnog imena Egipta - Hemia (grčki Chemia, pronađeno u Plutarhu), koje je izvedeno od "hem" ili "hame" - crno i znači "nauka o crnoj zemlji" (Egipat), " egipatska nauka".

Savremena hemija je usko povezana kako sa drugim prirodnim naukama, tako i sa svim granama nacionalne privrede.

Kvalitativna karakteristika hemijskog oblika kretanja materije i njegovih prelazaka u druge oblike kretanja određuje svestranost hemijske nauke i njenu povezanost sa oblastima znanja koje proučavaju niže i više oblike kretanja. Poznavanje hemijskog oblika kretanja materije obogaćuje opštu doktrinu razvoja prirode, evolucije materije u Univerzumu i doprinosi formiranju celovite materijalističke slike sveta. Dodir hemije sa drugim naukama stvara specifična područja njihovog međusobnog prožimanja. Dakle, područja tranzicije između hemije i fizike predstavljaju fizička hemija i hemijska fizika. Između hemije i biologije, hemije i geologije nastala su posebna granična područja - geohemija, biohemija, biogeohemija, molekularna biologija. Najvažniji zakoni hemije formulisani su matematičkim jezikom, a teorijska hemija se ne može razvijati bez matematike. Hemija je vršila i vrši uticaj na razvoj filozofije, i sama je iskusila i doživljava svoj uticaj.

Istorijski su se razvile dvije glavne grane hemije: anorganska hemija, koja proučava prvenstveno hemijske elemente i jednostavne i složene supstance koje oni formiraju (osim jedinjenja ugljenika), i organska hemija, čiji su predmet jedinjenja ugljenika sa drugim elementima ( Organske materije).

Sve do kraja 18. vijeka, pojmovi "anorganska hemija" i "organska hemija" označavali su samo iz kojeg su "kraljevstva" prirode (mineralnog, biljnog ili životinjskog) određena jedinjenja. Počevši od 19. stoljeća. ovi termini su počeli da označavaju prisustvo ili odsustvo ugljenika u datoj supstanci. Tada su dobile novo, šire značenje. Neorganska hemija dolazi u dodir prvenstveno sa geohemijom, a zatim sa mineralogijom i geologijom, tj. sa naukama o neorganskoj prirodi. Organska hemija je grana hemije koja proučava različite ugljične spojeve do najsloženijih biopolimernih supstanci. Kroz organsku i bioorgansku hemiju hemija se graniči sa biohemijom i dalje sa biologijom, tj. sa sveukupnošću nauka o živoj prirodi. Na spoju između neorganske i organske hemije nalazi se oblast organskih jedinjenja.

U hemiji su se postepeno formirale ideje o strukturnim nivoima organizacije materije. Komplikacija tvari, počevši od najniže, atomske, prolazi kroz korake molekularnih, makromolekularnih ili visokomolekularnih spojeva (polimer), zatim intermolekularnih (kompleks, klatrat, katenan) i na kraju, raznolikih makrostruktura (kristal, micela ) do neodređenih nestehiometrijskih formacija. Odgovarajuće discipline su se postepeno razvijale i izolovale: hemija složenih jedinjenja, polimera, kristalohemija, proučavanje dispergovanih sistema i površinskih pojava, legura itd.

Proučavanje hemijskih objekata i pojava fizičkim metodama, uspostavljanje obrazaca hemijskih transformacija, na osnovu opštih principa fizike, leži u osnovi fizičke hemije. Ovo područje hemije uključuje niz uglavnom nezavisnih disciplina: hemijsku termodinamiku, hemijsku kinetiku, elektrohemiju, koloidnu hemiju, kvantnu hemiju i proučavanje strukture i svojstava molekula, jona, radikala, hemiju zračenja, fotohemiju, doktrinu o kataliza, hemijska ravnoteža, rastvori i dr. Analitička hemija dobija samostalan karakter , čije metode se široko koriste u svim oblastima hemije i hemijske industrije. U oblastima praktične primene hemije nastale su nauke i naučne discipline kao što su hemijska tehnologija sa svojim brojnim granama, metalurgija, poljoprivredna hemija, medicinska hemija, forenzička hemija itd.

Kao što je gore pomenuto, hemija razmatra hemijske elemente i supstance koje oni formiraju, kao i zakone koji upravljaju ovim transformacijama. Jedan od ovih aspekata (naime, hemijska jedinjenja na bazi silicijuma i ugljenika) ću razmotriti u ovom radu.

Poglavlje 1. Silicijum i ugljenik – hemijski elementi

1.1 Uvod u ugljenik i silicijum

Ugljik (C) i silicijum (Si) su članovi IVA grupe.

Ugljik nije vrlo čest element. Uprkos tome, njen značaj je ogroman. Ugljik je osnova života na Zemlji. Dio je karbonata (Ca, Zn, Mg, Fe itd.) koji su vrlo česti u prirodi, postoji u atmosferi u obliku CO 2, javlja se u obliku prirodnog uglja (amorfni grafit), nafte i prirodnog gas, kao i jednostavne supstance (dijamant, grafit).

Silicijum je drugi najzastupljeniji element u zemljinoj kori (posle kiseonika). Ako je ugljenik osnova života, onda je silicijum osnova zemljine kore. Nalazi se u velikom broju silikata (slika 4) i aluminosilikata, pijeska.

Amorfni silicijum je smeđi prah. Ovo posljednje je lako dobiti u kristalnom stanju u obliku sivih tvrdih, ali prilično krhkih kristala. Kristalni silicijum je poluprovodnik.

Tabela 1. Opšti hemijski podaci o ugljeniku i silicijumu.

Modifikacija ugljenika stabilna na običnoj temperaturi - grafit - je neprozirna, siva masna masa. Dijamant - najčvršća supstanca na zemlji - je bezbojan i proziran. Kristalne strukture grafita i dijamanta prikazane su na sl.1.

Slika 1. Struktura dijamanta (a); grafitna struktura (b)

Ugljik i silicijum imaju svoje specifične derivate.

Tabela 2. Najkarakterističniji derivati ​​ugljika i silicija

1.2 Priprema, hemijska svojstva i upotreba jednostavnih supstanci

Silicijum se dobija redukcijom oksida ugljenikom; da bi se nakon redukcije dobila u posebno čistom stanju, supstanca se prenosi u tetrahlorid i ponovo redukuje (vodikom). Zatim se topi u ingote i podvrgava čišćenju zonskim topljenjem. Ingot metala se zagrijava s jednog kraja tako da se u njemu formira zona rastaljenog metala. Kada se zona pomjeri na drugi kraj ingota, nečistoća koja se bolje otapa u rastopljenom metalu nego u čvrstom, uklanja se i tako se metal pročišćava.

Ugljik je inertan, ali na vrlo visokoj temperaturi (u amorfnom stanju) stupa u interakciju s većinom metala i formira čvrste otopine ili karbide (CaC 2, Fe 3 C, itd.), kao i sa mnogim metaloidima, na primjer:

2C + Ca \u003d CaC 2, C + 3Fe \u003d Fe 3 C,

Silicijum je reaktivniji. Reagira s fluorom već na običnoj temperaturi: Si + 2F 2 = SiF 4

Silicijum takođe ima veoma visok afinitet prema kiseoniku:

Reakcija sa hlorom i sumporom se odvija na oko 500 K. Na veoma visokim temperaturama, silicijum stupa u interakciju sa azotom i ugljenikom:

Silicijum ne stupa u direktnu interakciju sa vodonikom. Silicijum se rastvara u alkalijama:

Si + 2NaOH + H 2 0 \u003d Na 2 Si0 3 + 2H 2.

Druge kiseline osim fluorovodične ne utiču na njega. Kod HF dolazi do reakcije

Si+6HF=H 2 +2H 2 .

Ugljik u sastavu raznih ugljeva, nafte, prirodnog (uglavnom CH4), kao i umjetno dobivenih plinova je najvažnija gorivna baza naše planete

Grafit se široko koristi za izradu lonaca. Kao elektrode koriste se grafitne šipke. Mnogo grafita ide za proizvodnju olovaka. Ugljik i silicijum se koriste za proizvodnju različitih vrsta livenog gvožđa. U metalurgiji se ugljenik koristi kao redukciono sredstvo, a silicijum, zbog visokog afiniteta prema kiseoniku, kao deoksidator. Kristalni silicijum u posebno čistom stanju (ne više od 10 -9 at.% nečistoća) koristi se kao poluprovodnik u raznim uređajima i uređajima, uključujući i kao tranzistori i termistore (uređaji za veoma fina merenja temperature), kao i u fotoćelijama, čiji se rad zasniva na sposobnosti poluprovodnika da provodi struju kada je osvijetljen.

Poglavlje 2. Hemijska jedinjenja ugljenika

Ugljik se odlikuje jakim kovalentnim vezama između vlastitih atoma (C-C) i sa atomom vodonika (C-H), što se ogleda u obilju organskih spojeva (nekoliko stotina miliona). Osim što je izdržljiv C-H priključci, C-C u različitim klasama organskih i neorganskih jedinjenja, veze ugljenika sa azotom, sumporom, kiseonikom, halogenima i metalima su široko zastupljene (videti tabelu 5). Tako velike mogućnosti stvaranja veze su zbog male veličine atoma ugljika, što omogućava da se njegove valentne orbitale 2s 2 , 2p 2 preklapaju što je više moguće. Najvažnija neorganska jedinjenja opisana su u tabeli 3.

Među neorganskim jedinjenjima ugljika, derivati ​​koji sadrže dušik su jedinstveni po sastavu i strukturi.

U neorganskoj hemiji široko su zastupljeni derivati ​​sirćetne CH3COOH i oksalne H 2 C 2 O 4 kiselina – acetati (tip M „CH3COO) i oksalati (tip M I 2 C 2 O 4).

Tabela 3. Najvažnija neorganska jedinjenja ugljenika.

2.1 Kiseonički derivati ​​ugljenika

2.1.1 +2 oksidacijsko stanje

Ugljen monoksid CO (ugljen monoksid): prema strukturi molekularnih orbitala (tabela 4).

CO je sličan molekuli N2. Kao i dušik, CO ima visoku energiju disocijacije (1069 kJ/mol), ima nisku Tm (69 K) i Tbp (81,5 K), slabo je rastvorljiv u vodi i hemijski je inertan. CO reaguje samo na visokim temperaturama, uključujući:

CO + Cl 2 \u003d COCl 2 (fozgen),

CO + Br 2 \u003d SOVg 2, Cr + 6CO \u003d Cr (CO) 6 -hrom karbonil,

Ni + 4CO \u003d Ni (CO) 4 - nikl karbonil

CO + H 2 0 pari \u003d HCOOH (mravlja kiselina).

Istovremeno, molekula CO ima visok afinitet prema kiseoniku:

CO +1/202 \u003d C0 2 +282 kJ / mol.

Zbog visokog afiniteta prema kiseoniku, ugljen monoksid (II) se koristi kao redukciono sredstvo za okside mnogih teških metala (Fe, Co, Pb, itd.). U laboratoriji, CO oksid se dobija dehidratacijom mravlje kiseline.

U tehnologiji se ugljen monoksid (II) dobiva redukcijom CO 2 ugljem (C + CO 2 = 2CO) ili oksidacijom metana (2CH 4 + 3O 2 = 4H 2 0 + 2CO).

Među derivatima CO, metalni karbonili su od velikog teorijskog i izvesnog praktičnog interesa (za dobijanje čistih metala).

Hemijske veze u karbonilima nastaju uglavnom mehanizmom donor-akceptor zbog slobodnih orbitala d- elementa i elektronskog para molekule CO, postoji i n-preklapanje po dativnom mehanizmu (metalni CO). Svi metalni karbonili su dijamagnetne supstance koje karakteriše niska čvrstoća. Poput ugljen monoksida (II), metalni karbonili su toksični.

Tabela 4. Raspodjela elektrona po orbitalama molekula CO

2.1.2 +4 oksidacijsko stanje

Ugljični dioksid CO 2 (ugljični dioksid). Molekul CO 2 je linearan. Energetska shema za formiranje orbitala molekule CO 2 prikazana je na slici 2. Ugljen monoksid (IV) može reagovati sa amonijakom u reakciji.

Kada se ova so zagreje, dobija se dragoceno đubrivo - karbamid CO (MH 2) 2:

Urea se razlaže vodom

CO (NH 2) 2 + 2HaO \u003d (MH 4) 2COz.

Slika 2. Energetski dijagram formiranja CO 2 molekularnih orbitala.

U tehnologiji, CO 2 oksid se dobija razgradnjom kalcijum karbonata ili natrijevog bikarbonata:

U laboratorijskim uslovima obično se dobija reakcijom (u Kipp aparatu)

CaCO3 + 2HC1 = CaC12 + CO2 + H20.

Najvažniji derivati ​​CO 2 su slaba ugljena kiselina H 2 CO s i njene soli: M I 2 CO 3 i M I HC 3 (karbonati, odnosno bikarbonati).

Većina karbonata je nerastvorljiva u vodi. Karbonati rastvorljivi u vodi podležu značajnoj hidrolizi:

COz 2- + H 2 0 COz- + OH - (I stepen).

Zbog potpune hidrolize vodeni rastvori nemoguće je izolovati karbonate Cr 3+, ai 3+, Ti 4+, Zr 4+ itd.

Praktično važni su Ka 2 CO3 (soda), K 2 CO3 (potaša) i CaCO3 (kreda, mermer, krečnjak). Bikarbonati su, za razliku od karbonata, rastvorljivi u vodi. Od bikarbonata praktična upotreba nalazi NaHCO 3 ( soda za piće). Važni bazični karbonati su 2CuCO3-Cu (OH) 2 , PbCO 3 X XPb (OH) 2 .

Svojstva halogenida ugljika data su u tabeli 6. Od halogenida ugljika najvažnija je bezbojna, prilično toksična tekućina. AT normalnim uslovima CCI 4 je hemijski inertan. Koristi se kao nezapaljivo i nezapaljivo otapalo za smole, lakove, masti, kao i za dobijanje freona CF 2 CI 2 (T bp = 303 K):

Drugi organski rastvarač koji se koristi u praksi je ugljični disulfid CSa (bezbojna, hlapljiva tekućina s Tbp = 319 K) - reaktivna supstanca:

CS 2 +30 2 \u003d C0 2 + 2S0 2 +258 kcal / mol,

CS 2 + 3Cl 2 = CCl 4 -S 2 Cl 2, CS 2 + 2H 2 0 = C0 2 + 2H 2 S, CS 2 + K 2 S = K 2 CS 3 (sol H tiokarbonske kiseline 2 CSz).

Pare ugljičnog disulfida su otrovne.

Cijanovodonična (cijanovodonična) kiselina HCN (H-C \u003d N) je bezbojna, lako pokretna tečnost, ključa na 299,5 K. Na 283 K se stvrdnjava. HCN i njegovi derivati ​​su izuzetno otrovni. HCN se može dobiti reakcijom

Cijanovodonična kiselina se otapa u vodi; istovremeno se slabo disocira

HCN=H++CN-, K=6.2.10-10.

Soli cijanovodonične kiseline (cijanidi) u nekim reakcijama nalikuju hloridima. Na primjer, CH - -ion sa Ag + ionima daje bijeli talog srebrnog cijanida AgCN, slabo topiv u mineralnim kiselinama. Cijanidi alkalnih i zemnoalkalnih metala su rastvorljivi u vodi. Njihovi rastvori zbog hidrolize mirišu na cijanovodičnu kiselinu (miris gorkih badema). Teški metalni cijanidi su slabo rastvorljivi u vodi. CN je jak ligand, najvažnija kompleksna jedinjenja su K 4 i Kz [Re (CN) 6].

Cijanidi su krhka jedinjenja, uz produženo izlaganje CO 2 sadržanom u vazduhu, cijanidi se razlažu

2KCN+C0 2 +H 2 0=K 2 C0 3 +2HCN.

(CN) 2 - cijanogen (N=C-C=N) -

bezbojni otrovni plin; stupa u interakciju s vodom stvarajući cijanovu (HOCN) i cijanovodičnu (HCN) kiselinu:

(HCN) kiseline:

(CN) 2 + H 2 0 \u003d\u003d HOCN + HCN.

U ovom, kao iu reakciji ispod, (CN) 2 je sličan halogenu:

CO + (CN) 2 \u003d CO (CN) 2 (analog fosgena).

Cijanska kiselina je poznata u dva tautomerna oblika:

H-N=C=O==H-0-C=N.

Izomer je kiselina H-0=N=C (eksplozivna kiselina). HONC soli eksplodiraju (koriste se kao detonatori). Rodovodikova kiselina HSCN je bezbojna, uljasta, isparljiva tečnost koja se lako očvršćava (Tm=278 K). U čistom stanju je vrlo nestabilan; kada se raspadne, oslobađa se HCN. Za razliku od cijanovodonične kiseline, HSCN je prilično jaka kiselina (K=0,14). HSCN karakterizira tautomerna ravnoteža:

H-N \u003d C \u003d S \u003d H-S-C \u003d N.

SCN - krvavo crveni jon (reagens za Fe 3+ jon). HSCN-izvedene rodanidne soli - lako se dobijaju iz cijanida dodatkom sumpora:

Većina tiocijanata je rastvorljiva u vodi. Soli Hg, Au, Ag, Cu su nerastvorljive u vodi. SCN- jon, kao i CN-, teži da daje komplekse tipa M3 1 M "(SCN) 6, gde je M" "Cu, Mg i neki drugi. Dirodan (SCN) 2 - svetlo žuti kristali, topljenje - 271 K Dobiti (SCN) 2 reakcijom

2AgSCN+Br 2 ==2AgBr+ (SCN) 2 .

Od ostalih spojeva koji sadrže dušik, treba navesti cijanamid.

i njegov derivat - kalcijum cijanamid CaCN 2 (Ca=N-C=N), koji se koristi kao đubrivo.

2.3 Metalni karbidi

Karbidi su produkti interakcije ugljika s metalima, silicijumom i borom. Prema rastvorljivosti, karbidi se dele u dve klase: karbidi koji su rastvorljivi u vodi (ili razblaženim kiselinama) i karbidi koji su nerastvorljivi u vodi (ili razblaženim kiselinama).

2.3.1 Karbidi rastvorljivi u vodi i razblaženim kiselinama

A. Karbidi koji formiraju C 2 H 2 kada se rastvore Ova grupa uključuje karbide metala prve dve glavne grupe; blizu su im karbidi Zn, Cd, La, Ce, Th sastava MC 2 (LaC 2 , CeC 2 , ThC 2 .)

CaC 2 + 2H 2 0 = Ca (OH) 2 + C 2 H 2, ThC 2 + 4H 2 0 = Th (OH) 4 + H 2 C 2 + H 2.

ANSz + 12H 2 0 = 4Al (OH) s + ZSN 4, Be 2 C + 4H 2 0 \u003d 2Be (OH) 2 + CH 4. Po svojim svojstvima, Mn z C im je blizak:

Mn s C + 6H 2 0 \u003d ZMn (OH) 2 + CH 4 + H 2.

B. Karbidi, koji, kada se rastvore, formiraju mešavinu ugljovodonika i vodonika. To uključuje većinu karbida rijetkih zemnih metala.

2.3.2 Karbidi nerastvorljivi u vodi i razrijeđenim kiselinama

Ova grupa uključuje većinu karbida prelaznih metala (W, Mo, Ta, itd.), kao i SiC, B 4 C.

Otapaju se u oksidirajućim sredinama, na primjer:

VC + 3HN0 3 + 6HF \u003d HVF 6 + CO 2 + 3NO + 4H 2 0, SiC + 4KOH + 2C0 2 = K 2 Si0 3 + K 2 C0 3 + 2H 2 0.

Slika 3. Ikosaedar B 12

Praktično su važni karbidi prelaznih metala, kao i silicijum karbidi SiC i bor B 4 C. SiC - karborund - bezbojni kristali sa dijamantskom rešetkom, po tvrdoći se približavaju dijamantu (tehnički SiC ima tamnu boju zbog nečistoća). SiC je visoko vatrostalan, toplotno provodljiv i električno provodljiv na visokoj temperaturi, izuzetno hemijski inertan; može se uništiti samo fuzijom u vazduhu sa alkalijama.

B 4 C - polimer. Rešetka bor karbida je izgrađena od linearno raspoređenih tri atoma ugljika i grupa koje sadrže 12 B atoma raspoređenih u obliku ikosaedra (slika 3); tvrdoća B4C je veća od tvrdoće SiC.

Poglavlje 3. Jedinjenja silicijuma

Razlika između kemije silicija i ugljika je uglavnom zbog velike veličine njegovog atoma i mogućnosti korištenja slobodnih 3d orbitala. Zbog dodatnog vezivanja (prema mehanizmu donor-akceptor), silicijumske veze sa kiseonikom Si-O-Si i fluorom Si-F (tabela 17.23) su jače od ugljika, a zbog veća veličina Si-atoma, u poređenju sa C atomom, Si-H i Si-Si veze su manje jake od ugljika. Atomi silicijuma praktično nisu u stanju da formiraju lance. Homologni niz silicijumskih vodonika SinH2n+2 (silani) analogni ugljovodonicima dobijen je samo do sastava Si4Hio. Zbog veće veličine atom Si ima i slabo izraženu sposobnost n-preklapanja, pa su za njega ne samo trostruke, već i dvostruke veze.

Kada silicijum interaguje sa metalima, nastaju silicidi (Ca 2 Si, Mg 2 Si, BaSi 2, Cr 3 Si, CrSi 2, itd.), slični u mnogo čemu karbidi. Silicidi nisu karakteristični za elemente grupe I (osim za Li). Silicijum halogenidi (tabela 5) su jača jedinjenja od ugljen-halogenida; međutim, oni se razlažu vodom.

Tabela 5. Čvrstoća nekih veza ugljika i silicija

Najizdržljiviji silicijum halogenid je SiF 4 (raspada se samo pod dejstvom električnog pražnjenja), ali, kao i drugi halogenidi, podleže hidrolizi. Kada SiF 4 stupi u interakciju sa HF, nastaje heksafluorosilicijska kiselina:

SiF 4 +2HF=H 2 .

H 2 SiF 6 je po jačini blizak H 2 S0 4 . Derivati ​​ove kiseline - fluorosilikati, u pravilu su topljivi u vodi. Flurosilikati alkalnih metala (osim Li i NH 4) su slabo rastvorljivi. Fluorosilikati se koriste kao pesticidi (insekticidi).

Praktično važan halid je SiCO 4 . Koristi se za dobijanje organosilicijumskih jedinjenja. Dakle, SiCL 4 lako stupa u interakciju sa alkoholima da bi formirao estere silicijumske kiseline HaSiO 3:

SiCl 4 + 4C 2 H 5 OH \u003d Si (OC 2 H 5) 4 + 4HCl 4

Tabela 6. Ugljični i silicijum halogenidi

Estri silicijumske kiseline, hidrolizirajući, formiraju silikone - polimerne tvari lančane strukture:

(R-organski radikal), koji su našli primenu u proizvodnji gume, ulja i maziva.

Silicijum sulfid (SiS 2) n-polimerna supstanca; stabilan na normalnoj temperaturi; razloženo vodom:

SiS 2 + ZN 2 O \u003d 2H 2 S + H 2 SiO 3.

3.1 Kiseonička jedinjenja silicijuma

Najvažnije kisikovo jedinjenje silicija je silicijum dioksid SiO 2 (silicijum), koji ima nekoliko kristalnih modifikacija.

Niskotemperaturna modifikacija (do 1143 K) naziva se kvarc. Kvarc ima piezoelektrična svojstva. Prirodne sorte kvarca: gorski kristal, topaz, ametist. Vrste silicijum dioksida su kalcedon, opal, ahat,. jaspis, pijesak.

Silicijum je hemijski otporan; na njega djeluju samo otopine fluora, fluorovodonične kiseline i alkalija. Lako prelazi u staklasto stanje (kvarcno staklo). Kvarc staklo je krto, hemijski i termički prilično otporno. Silicijumska kiselina koja odgovara SiO 2 nema određen sastav. Silicijumska kiselina se obično piše kao xH 2 O-ySiO 2 . Izolirane su silicijumske kiseline: H 2 SiO 3 (H 2 O-SiO 2) - metasilicijum (tri-oksosilicijum), H 4 Si0 4 (2H 2 0-Si0 2) - ortosilicijum (tetra-oksosilicijum), H 2 Si2O 5 (H 2 O * SiO 2) - dimetosilicij.

Silicijumske kiseline su slabo rastvorljive supstance. U skladu sa manje metaloidnom prirodom silicijuma u odnosu na ugljenik, H 2 SiO 3 kao elektrolit je slabiji od H 2 CO3.

Silikatne soli koje odgovaraju silicijumskim kiselinama su nerastvorljive u vodi (osim silikata alkalnih metala). Rastvorljivi silikati se hidroliziraju prema jednačini

2SiOz 2 - + H 2 0 \u003d Si 2 O 5 2 - + 20H-.

Koncentrisani rastvori rastvorljivih silikata nazivaju se tečno staklo. Obično prozorsko staklo, natrijum i kalcijum silikat, ima sastav Na 2 0-CaO-6Si0 2 . Dobija se reakcijom

Poznat je veliki izbor silikata (tačnije, oksosilikata). Uočena je određena pravilnost u strukturi oksosilikata: svi se sastoje od Si0 4 tetraedara, koji su međusobno povezani preko atoma kisika. Najčešće kombinacije tetraedara su (Si 2 O 7 6 -), (Si 3 O 9) 6 -, (Si 4 0 l2) 8-, (Si 6 O 18 12 -), koje kao strukturne jedinice mogu biti kombinovani u lance, trake, mreže i okvire (slika 4).

Najvažniji prirodni silikati su, na primjer, talk (3MgO * H 2 0-4Si0 2) i azbest (SmgO*H 2 O*SiO 2). Kao i SiO 2 , silikati se odlikuju staklastim (amorfnim) stanjem. Kontroliranom kristalizacijom stakla moguće je dobiti fino kristalno stanje (sitali). Sitali se odlikuju povećanom čvrstoćom.

Osim silikata, u prirodi su široko rasprostranjeni aluminosilikati. Aluminosilikati - okvirni oksosilikati, u kojima su neki od atoma silicija zamijenjeni trovalentnim Al; na primjer Na 12 [(Si, Al) 0 4] 12.

Za silicijumsku kiselinu, koloidno stanje je karakteristično kada je izloženo njenim solima kiselina H 2 SiO 3 ne taloži se odmah. Koloidni rastvori silicijumske kiseline (solovi) pod određenim uslovima (na primer, kada se zagreju) mogu se pretvoriti u prozirnu, homogenu želatinoznu masu-gel silicijumske kiseline. Gelovi su visokomolekularna jedinjenja sa prostornom, vrlo labavom strukturom koju formiraju molekuli Si0 2, čije su praznine ispunjene molekulama H 2 O. Kada se gelovi silicijumske kiseline dehidriraju, dobija se silika gel - porozan proizvod visoke adsorpcije. kapacitet.

Slika 4. Struktura silikata.

zaključci

Istražujući u svom radu hemijska jedinjenja na bazi silicijuma i ugljenika, došao sam do zaključka da je ugljenik, kao kvantitativno ne baš čest element, najvažnija komponenta zemaljskog života, njegova jedinjenja postoje u vazduhu, nafti, a takođe iu takvim jednostavne supstance kao što su dijamant i grafit. Jedan od najvažnije karakteristike ugljenik ima jake kovalentne veze između atoma, kao i atom vodonika. Najvažnija neorganska jedinjenja ugljenika su: oksidi, kiseline, soli, halogenidi, derivati ​​koji sadrže azot, sulfidi, karbidi.

Govoreći o silicijumu, potrebno je napomenuti velike količine njegovih rezervi na zemlji, on je osnova zemljine kore i nalazi se u velikom broju silikata, pijeska itd. Trenutno je upotreba silicijuma zbog njegovih poluvodičkih svojstava u porastu. Koristi se u elektronici u proizvodnji kompjuterskih procesora, mikro kola i čipova. Jedinjenja silicijuma sa metalima formiraju silicide, najvažnije kiseonikovo jedinjenje silicijuma je silicijum oksid SiO 2 (silicijum dioksid) U prirodi postoji veliki izbor silikata - talk, azbest, aluminosilikati su takođe česti.

Bibliografija

1. Velika sovjetska enciklopedija. Treće izdanje. T.28. - M.: Sovjetska enciklopedija, 1970.

2. Zhiryakov V.G. Organska hemija, 4. izd. - M., "Hemija", 1971.

3. Kratka hemijska enciklopedija. - M. "Sovjetska enciklopedija", 1967.

4. Opća hemija / Ed. JEDI. Sokolovskaya, L.S. Guzeya, 3. izd. - M.: Izdavačka kuća Moskve. un-ta, 1989.

5. Svijet nežive prirode. - M., "Nauka", 1983.

6. Potapov V.M., Tatarinchik S.N. Organska hemija. Textbook.4th ed. - M.: "Hemija", 1989.

Ugljik je sposoban formirati nekoliko alotropnih modifikacija. To su dijamant (najinertnija alotropna modifikacija), grafit, fuleren i karabin.

Drveni ugljen i čađ su amorfni ugljenik. Ugljik u ovom stanju nema uređenu strukturu i zapravo se sastoji od najmanjih fragmenata grafitnih slojeva. Amorfni ugljen tretiran vrućom vodenom parom naziva se aktivni ugljen. 1 gram aktivnog ugljena, zbog prisustva mnogih pora u njemu, ima ukupnu površinu veću od tri stotine kvadratnih metara! Zbog svoje sposobnosti da apsorbuje različite supstance, aktivni ugljen nalazi široka primena kao punilo filtera, kao i enterosorbent za razne vrste trovanja.

Sa hemijske tačke gledišta, amorfni ugljenik je njegov najaktivniji oblik, grafit pokazuje srednju aktivnost, a dijamant je izuzetno inertna tvar. Iz tog razloga, hemijska svojstva ugljenika koja se razmatraju u nastavku treba prvenstveno pripisati amorfnom ugljeniku.

Redukciona svojstva ugljenika

Kao redukciono sredstvo, ugljenik reaguje sa nemetalima kao što su kiseonik, halogeni i sumpor.

U zavisnosti od viška ili nedostatka kiseonika tokom sagorevanja uglja, moguće je stvaranje ugljen-monoksida CO ili ugljen-dioksida CO2:

Kada ugljik reagira s fluorom, nastaje ugljični tetrafluorid:

Kada se ugljik zagrije sa sumporom, nastaje ugljični disulfid CS 2:

Ugljik je sposoban reducirati metale nakon aluminija u nizu aktivnosti iz njihovih oksida. Na primjer:

Ugljik također reagira s oksidima aktivnih metala, međutim, u ovom slučaju se u pravilu ne opaža redukcija metala, već stvaranje njegovog karbida:

Interakcija ugljika sa oksidima nemetala

Ugljik ulazi u koproporcionu reakciju s ugljičnim dioksidom CO 2:

Jedan od najvažnijih procesa sa industrijskog gledišta je tzv parni reforming uglja. Proces se izvodi propuštanjem vodene pare kroz vrući ugalj. U ovom slučaju dolazi do sljedeće reakcije:

Na visokim temperaturama, ugljik je u stanju reducirati čak i takvo inertno jedinjenje kao što je silicijum dioksid. U ovom slučaju, u zavisnosti od uslova, moguće je formiranje silicijuma ili silicijum karbida ( karborund):

Također, ugljik kao redukcijski agens reagira s oksidirajućim kiselinama, posebno koncentriranom sumpornom i dušičnom kiselinom:

Oksidirajuća svojstva ugljika

Hemijski element ugljik nema visoku elektronegativnost, stoga je formiran od njega jednostavne supstance rijetko pokazuju oksidirajuća svojstva u odnosu na druge nemetale.

Primjer takvih reakcija je interakcija amorfnog ugljika s vodikom kada se zagrijava u prisustvu katalizatora:

kao i sa silicijumom na temperaturi od 1200-1300 o C:

Ugljik pokazuje oksidirajuća svojstva u odnosu na metale. Ugljik može reagirati sa aktivni metali i neki metali srednje aktivnosti. Reakcije se odvijaju pri zagrijavanju:

Aktivni metalni karbidi se hidroliziraju vodom: kao i otopine neoksidirajućih kiselina: U ovom slučaju nastaju ugljikovodici koji sadrže ugljik u istom oksidacijskom stanju kao u originalnom karbidu.

Hemijska svojstva silicijuma

Silicijum može postojati, kao i ugljenik u kristalnom i amorfnom stanju, i, baš kao i u slučaju ugljenika, amorfni silicijum je značajno hemijski aktivniji od kristalnog silicijuma.

Ponekad se amorfni i kristalni silicijum naziva njegovim alotropskim modifikacijama, što, strogo govoreći, nije sasvim tačno. Amorfni silicijum je u suštini konglomerat nasumično raspoređenih jedan prema drugom najmanjih čestica kristalni silicijum.

Interakcija silicija sa jednostavnim supstancama

nemetali

U normalnim uslovima, silicijum, zbog svoje inertnosti, reaguje samo sa fluorom:

Silicijum reaguje sa hlorom, bromom i jodom samo kada se zagreje. Karakteristično je da je, ovisno o aktivnosti halogena, potrebna odgovarajuća različita temperatura:

Dakle, sa hlorom, reakcija se odvija na 340-420 o C:

Sa bromom - 620-700 o C:

Sa jodom - 750-810 o C:

Reakcija silicija s kisikom se nastavlja, međutim, zahtijeva vrlo snažno zagrijavanje (1200-1300 ° C) zbog činjenice da jak oksidni film otežava interakciju:

Na temperaturi od 1200-1500 ° C, silicij polako stupa u interakciju s ugljikom u obliku grafita kako bi se formirao karborund SiC - tvar s atomskom kristalnom rešetkom sličnom dijamantu i gotovo mu nije inferiorna po snazi:

Silicijum ne reaguje sa vodonikom.

metali

Zbog svoje niske elektronegativnosti, silicijum može pokazati oksidirajuća svojstva samo u odnosu na metale. Od metala, silicijum reaguje sa aktivnim (zemnoalkalnim i zemnoalkalnim), kao i sa mnogim metalima srednje aktivnosti. Kao rezultat ove interakcije nastaju silicidi:

Interakcija silicija sa složenim supstancama

Silicijum ne reaguje sa vodom čak ni kada ključa, međutim, amorfni silicijum interaguje sa pregrijanom vodenom parom na temperaturi od oko 400-500 °C. To proizvodi vodonik i silicijum dioksid:

Od svih kiselina, silicijum (u svom amorfnom stanju) reaguje samo sa koncentriranom fluorovodoničnom kiselinom:

Silicijum se rastvara u koncentrovanim rastvorima alkalija. Reakcija je praćena evolucijom vodonika.

U normalnim uslovima, alotropske modifikacije ugljenika - grafit i dijamant - su prilično inertne. Ali s povećanjem t, oni aktivno ulaze u kemijske reakcije s jednostavnim i složenim tvarima.

Hemijska svojstva ugljika

Budući da je elektronegativnost ugljika niska, jednostavne tvari su dobra redukcijska sredstva. Lakše je oksidirati finokristalni ugljik, teže - grafit, još teže - dijamant.

Alotropske modifikacije ugljika se oksidiraju kiseonikom (sagorevaju) pri određenim temperaturama paljenja: grafit se pali na 600 °C, dijamant na 850-1000 °C. Ako je kisik u višku, nastaje ugljični monoksid (IV), ako postoji nedostatak, ugljični monoksid (II):

C + O2 = CO2

2C + O2 = 2CO

Ugljik smanjuje okside metala. U ovom slučaju metali se dobijaju u slobodnom obliku. Na primjer, kada se olovni oksid kalcinira s koksom, olovo se topi:

PbO + C = Pb + CO

redukciono sredstvo: C0 - 2e => C+2

oksidant: Pb+2 + 2e => Pb0

Ugljik također pokazuje oksidirajuća svojstva u odnosu na metale. Istovremeno stvara razne vrste karbida. Dakle, aluminijum podleže reakcijama na visokim temperaturama:

3C + 4Al = Al4C3

C0 + 4e => C-4 3

Al0 – 3e => Al+3 4

Hemijska svojstva jedinjenja ugljenika

1) Pošto je jačina ugljen monoksida velika, on na visokim temperaturama ulazi u hemijske reakcije. Uz značajno zagrijavanje, manifestiraju se visoka redukcijska svojstva ugljičnog monoksida. Dakle, reagira s metalnim oksidima:

CuO + CO => Cu + CO2

At povišena temperatura(700 °C) zapali se u kiseoniku i gori plavim plamenom. Iz ovog plamena možete saznati da ugljični dioksid nastaje kao rezultat reakcije:

CO + O2 => CO2

2) Dvostruke veze u molekulu ugljičnog dioksida su dovoljno jake. Njihovo pucanje zahtijeva značajnu energiju (525,6 kJ/mol). Stoga je ugljični dioksid prilično inertan. Reakcije u koje ulazi često se dešavaju na visokim temperaturama.

Ugljični dioksid pokazuje kisela svojstva kada reagira s vodom. Tako nastaje otopina ugljične kiseline. Reakcija je reverzibilna.

Ugljični dioksid, kao kiseli oksid, reagira s alkalijama i bazičnim oksidima. Kada se ugljični dioksid propušta kroz alkalnu otopinu, može se formirati prosječna ili kisela sol.

3) Ugljena kiselina ima sva svojstva kiselina i u interakciji je sa alkalijama i bazičnim oksidima.

Hemijska svojstva silicijuma

Silicijum aktivniji od ugljika i oksidira se kisikom već na 400 °C. Drugi nemetali mogu oksidirati silicijum. Ove reakcije se obično odvijaju na višoj temperaturi nego s kisikom. U takvim uslovima, silicijum stupa u interakciju sa ugljenikom, posebno sa grafitom. U ovom slučaju nastaje karborund SiC - vrlo tvrda tvar, inferiorna tvrdoćom samo dijamantu.

Silicijum takođe može biti oksidaciono sredstvo. To se očituje u reakcijama s aktivnim metalima. Na primjer:

Si + 2Mg = Mg2Si

Veća aktivnost silicijuma u odnosu na ugljik očituje se u tome što, za razliku od ugljika, reagira sa alkalijama:

Si + NaOH + H2O => Na2SiO3 + H2

Hemijska svojstva jedinjenja silicijuma

1) Jake veze između atoma u kristalnoj rešetki silicijum dioksida objašnjavaju nisku hemijsku aktivnost. Reakcije u koje ovaj oksid ulazi odvijaju se na visokim temperaturama.

Silicijum oksid je kiseli oksid. Kao što znate, ne reaguje sa vodom. Njegova kisela priroda se očituje u reakciji sa alkalijama i bazičnim oksidima:

SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O

Reakcije sa bazičnim oksidima odvijaju se na visokim temperaturama.

Silicijum oksid pokazuje slaba oksidaciona svojstva. Smanjuje se nekim aktivnim metalima.