Silicijum: primena, hemijska i fizička svojstva. Ugljik i silicijum u prirodi

Ugljik i silicijum su hemijski elementi grupe IVA periodnog sistema. Oni su u periodima 2 i 3, respektivno. Ugljik i silicijum Ugljik i silicijum su hemijski elementi grupe IVA
periodični sistem. Oni su u periodima 2 i 3, respektivno.
Ugljik i silicijum su nemetalni elementi.

Ugljenik ima 4 elektrona na svom vanjskom energetskom nivou - 2s22p2, kao i silicijum - 3s23p2.

Kao rezultat, u kombinacijama s drugim elementima
atomi ugljika i silicija najčešće pokazuju stupnjeve
oksidacija -4, +2, +4. U jednostavnoj tvari, oksidacijsko stanje je
elemenata je 0.

Istorija otkrića

C
Godine 1791. engleski hemičar Tennant
prvi koji je dobio slobodan ugljik; On
propuštao pare fosfora preko kalciniranog
kreda, što rezultira formiranjem
kalcijum fosfat i ugljik. Kakav dijamant
kada se jako zagreje, gori bez njega
ostatak je poznat odavno. Davne 1751
Njemački car Franc I se složio
dajte dijamant i rubin za eksperimente
spaljivanje, nakon čega ovi eksperimenti čak
ušao u modu. Ispostavilo se da samo gori
dijamant i rubin (aluminij oksid s
primjesa hroma) izdržava bez
oštećenja od dugotrajnog zagrijavanja
fokus zapaljivog sočiva. Lavoisier
postavio novi eksperiment u sagorevanju dijamanata
koristeći veliku zapaljivu mašinu
i došao do zaključka da dijamant predstavlja
je kristalni ugljenik. Sekunda
alotrop ugljenika - grafit - in
razmatran je alhemijski period
modificirani olovni sjaj i
zove se plumbago; tek 1740. Pott
otkrili odsustvo bilo kakve nečistoće olova u grafitu.
Si
IN čista forma to mu je bio prvi put
dodeljena 1811
francuski naučnici
Joseph Louis Gay-Lussac i
Louis Jacques Thénard.

porijeklo imena

C
Početkom 19. veka na ruskom
hemijsku literaturu ponekad
korišten je termin "ugljik".
(Scherer, 1807; Severgin, 1815); With
1824. Solovjov je uveo ime
"karbon". Jedinjenja ugljenika
imaju dio ugljikohidrata u svom imenu
- od lat. carbō (gen. carbōnis)
"ugalj".
Si
1825. švedski hemičar Jons
Jacob Berzelius akcija
metalni kalij per
primljen silicijum fluorid SiF4
čisti elementarni silicijum.
Novi element je dat
naziv "silicijum" (od latinskog silex
- kremen). Rusko ime
"silicijum" uveden 1834
Ruski hemičar Nemac
Ivanovich Hess. Prevedeno sa
Stari grčki κρημνός - "litica, planina."

Fizička svojstva jednostavnih supstanci ugljika i silicija.

Karbon
postoji u mnogim alotropskim modifikacijama sa vrlo
raznih fizičkih svojstava. Raznolikost modifikacija
zbog sposobnosti ugljika da formira hemijske veze različitih
tip.
Poznate su sljedeće alotropske modifikacije ugljika: grafit, dijamant, karbin
i fulereni.
a) dijamant
b) grafit
c) lonsdaleite
d) fuleren - buckyball C60
e) fuleren C540
f) fuleren C70
g) amorfni ugljenik
h) karbonska nanocijev

Dijamant je bezbojna (ponekad žućkasta, smećkasta, zelena, crna, plava, crvenkasta) prozirna tvar koja vrlo snažno lomi svjetlost

Dijamant – bezbojan (ponekad žućkast, smećkast, zeleni, crni, plavi, crvenkast)
prozirna supstanca koja vrlo snažno lomi svjetlosne zrake.
Po tvrdoći nadmašuje sve poznate prirodne supstance. Ali ima krhkost.
Hemijski inertan, slabo provodi toplotu i struju.
Gustina 3,5 g/cm3.
Svaki atom ugljika u dijamantskoj strukturi nalazi se u središtu tetraedra, sa svojim vrhovima
od kojih služe četiri najbliža atoma. To je jaka veza atoma ugljika koja objašnjava
visoka tvrdoća dijamanta.
Grafit je najčešći oblik.
Ovo je vrlo mekana crna tvar s metalnim sjajem koja dobro provodi
električna struja i toplota. Masno na dodir, trljanjem se odvaja u posebne
vage.
tmelt = 3750 °C (topi se pri pritisku od 10 MPa, sublimira pri normalnom pritisku).
Gustina 2,22 g/cm3.
Strukturu grafita formiraju paralelni slojevi mreža koje se sastoje od
šesterokuti sa atomima ugljika na vrhovima. Atomi u svakom pojedinačnom sloju
su povezani prilično čvrsto, ali je veza između slojeva slaba.

Carbyne je sintetička modifikacija ugljika. Crni fini kristalni prah. Gustina 1,9–2 g/cm3. Semiconductor.

Fulereni su sferni molekuli formirani od peterokuta i šesterokuta atoma ugljika koji su međusobno povezani. Vn

Fulereni su sferni molekuli,
formiran od peterokuta i šesterokuta atoma ugljika,
međusobno povezani. Molekuli su iznutra šuplji. IN
Trenutno su dobijeni fulereni sastava C60, C70 itd.

10. Silicijum. Kristalni silicijum je tamno siva supstanca metalnog sjaja, ima kubičnu strukturu dijamanta, ali je značajno

Silicijum.
Kristalni silicijum je tamno siva supstanca sa metalnom bojom
sjaj, ima kubičnu strukturu dijamanta, ali je značajno inferioran u odnosu na njega
tvrdoća, prilično krhka. Tačka topljenja 1415 °C, temperatura
tačka ključanja 2680 °C, gustina 2,33 g/cm3. Ima poluprovodnik
svojstva, njegov otpor opada s povećanjem temperature.
Amorfni silicijum je smeđi prah na bazi visoko neuređenog
struktura nalik dijamantu. Ima veću reaktivnost od
kristalni silicijum.

11. Hemijska svojstva

WITH
Interakcija sa nemetalima
C + 2S = CS2. C + O2 = CO2, C + 2F2 = CF4. C + 2H2 = CH4.
ne stupa u interakciju sa dušikom i fosforom.
Interakcija sa metalima
Sposoban za interakciju s metalima, formirajući karbide:
Ca + 2C = CaC2.
Interakcija sa vodom
C + H2O = CO + H2.
Ugljik je sposoban da reducira mnoge metale iz svojih
oksidi:
2ZnO + C = 2Zn + CO2.
Koncentrovane sumporne i azotne kiseline kada se zagreju
oksidirati ugljik u ugljični monoksid (IV):
C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O;

12.

Si
Interakcija sa nemetalima
Si + 2F2 = SiF4. Si + 2Cl2 = SiCl4. Si + O2 = SiO2.
Si + C = SiC Si + 3B = B3Si. 3Si + 2N2 = Si3N4.
Ne reaguje sa vodonikom.
Interakcija sa vodonik halogenidima
Si + 4HF = SiF4 + 2H2,
Interakcija sa metalima
2Ca + Si = Ca2Si.
Interakcija sa kiselinama
3Si + 4HNO3 + 18HF = 3H2 + 4NO + 8H2O.
Interakcija sa alkalijama
Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + H2.

13. Pojava u prirodi U obliku ugljen-dioksida, ugljenik je deo atmosfere (0,03% zapremine). Ugalj, treset, nafta i prirodni gas - proizvodi

Biti u prirodi
U obliku ugljičnog dioksida, ugljik ulazi u atmosferu (0,03% po
volumen).
Ugalj, treset, nafta i prirodni gas su proizvodi razgradnje
flore Zemlje u antičko doba.

14.

Prirodna anorganska jedinjenja
ugljenik – karbonati. Mineralni kalcit
CaCO3 je osnova sedimenta
stijene - krečnjaci. Ostalo
modifikacije kalcijum karbonata
poznat kao mermer i kreda

15. Silicijum u prirodi

Široko je rasprostranjen u obliku silicijum dioksida SiO2 i raznih
silikati.
Na primjer, granit sadrži više od 60% silicijum dioksida i kristalan
kvarc je najčišći prirodni spoj silicijuma
kiseonik.
{
Listovi koprive prekriveni su bodljikavim dlačicama čistog oksida.
silicijum(IV), koje su šuplje cijevi dužine 1-2 mm.
Cijevi su napunjene tekućinom koja sadrži mravlju kiselinu.

16. Primjena ugljika

Grafit se koristi u industriji olovaka. Takođe se koristi u
kao mazivo na posebno visokim ili niskim temperaturama.
Dijamant je zbog svoje izuzetne tvrdoće neizostavan abrazivni materijal.
Nastavci za brušenje bušilica su presvučeni dijamantom. osim toga,
brušeni dijamanti - dijamanti se koriste kao drago kamenje u
nakit. Zbog svoje rijetkosti, visokih dekorativnih kvaliteta i
Sticajem istorijskih okolnosti, dijamant je uvek najviše
skup dragulj.
{
Različiti spojevi se široko koriste u farmakologiji i medicini
ugljik - derivati ​​ugljične kiseline i karboksilnih kiselina.
Karbolen (aktivni ugljen), koji se koristi za apsorpciju i uklanjanje iz
tijelo raznih toksina.

17. Primena silicijuma

Silicijum nalazi primenu u poluprovodnicima
tehnologije i mikroelektronike, u metalurgiji kao
aditivi za čelike i u proizvodnji legura.
Jedinjenja silikona služe kao osnova za proizvodnju
staklo i cement. Proizvodnja stakla i cementa
bavi se industrijom silikata. Ona takođe
proizvodi silikatna keramika - cigla, porcelan,
fajansa i proizvodi od njih.
Silikatno ljepilo je nadaleko poznato, koristi se u
u građevinarstvu kao sušara, te u pirotehnici iu svakodnevnom životu
za lepljenje papira.

Jedan od najčešćih elemenata u prirodi je silicijum ili silicijum. Ovako široka rasprostranjenost ukazuje na važnost i značaj ove supstance. To su brzo shvatili i naučili ljudi koji su naučili kako pravilno koristiti silicij u svoje svrhe. Njegova upotreba se zasniva na posebnim svojstvima, o kojima ćemo dalje govoriti.

Silicijum - hemijski element

Ako okarakteriziramo dati element položajem u periodnom sistemu, možemo identificirati sljedeće važne tačke:

1. Serijski broj - 14.
2. Period je treći mali.
3. Grupa - IV.
4. Podgrupa je glavna.
5. Struktura vanjske elektronske ljuske izražena je formulom 3s 2 3p 2.
6. Element silicijum je predstavljen hemijskim simbolom Si, koji se izgovara kao "silicijum".
7. Stanja oksidacije koje pokazuje su: -4; +2; +4.
8. Valencija atoma je IV.
9. Atomska masa silicijuma je 28,086.
10. U prirodi postoje tri stabilna izotopa ovog elementa sa masenim brojevima 28, 29 i 30.

Dakle, sa hemijske tačke gledišta, atom silicija je prilično proučavan element; opisana su mnoga njegova različita svojstva.

Istorija otkrića

Budući da su različiti spojevi dotičnog elementa vrlo popularni i bogati u prirodi, ljudi su od davnina koristili i znali za svojstva mnogih od njih. Čisti silicijum dugo vremena ostao izvan ljudskog znanja u hemiji.

Najpopularniji spojevi koje su narodi drevnih kultura (Egipćani, Rimljani, Kinezi, Rusi, Perzijanci i drugi) koristili u svakodnevnom životu i industriji bili su drago i ukrasno kamenje na bazi silicijum-oksida. To uključuje:

• opal;
• rhinestone;
• topaz;
• krizopraza;
• oniks;
• kalcedon i drugi.

Također je od davnina uobičajeno koristiti kvarc u građevinarstvu. Međutim, sam elementarni silicijum ostao je neotkriven sve do 19. veka, iako su mnogi naučnici uzalud pokušavali da ga izoluju od raznih jedinjenja, koristeći katalizatore, visoke temperature, pa čak i električnu struju. Ovo su tako bistri umovi kao što su:

• Karl Scheele;
• Gay-Lussac;
• Thenar;
• Humphry Davy;
• Antoine Lavoisier.

Jens Jacobs Berzelius je uspio da dobije silicijum u čistom obliku 1823. Da bi to učinio, proveo je eksperiment spajanja para silicijum fluorida i metalnog kalijuma. Kao rezultat, dobio sam amorfnu modifikaciju dotičnog elementa. Isti naučnici su predložili latinski naziv za otkriveni atom.

Nešto kasnije, 1855. godine, drugi naučnik - Sainte-Clair-Deville - uspio je sintetizirati još jednu alotropnu sortu - kristalni silicijum. Od tada se znanje o ovom elementu i njegovim svojstvima počelo vrlo brzo širiti. Ljudi su shvatili da ima jedinstvene karakteristike koje se mogu vrlo inteligentno koristiti za zadovoljavanje vlastitih potreba. Stoga je danas jedan od najpopularnijih elemenata u elektronici i tehnologiji silicij. Njegova upotreba svake godine samo proširuje svoje granice.

Rusko ime za atom dao je naučnik Hes 1831. godine. To je ono što se zadržalo do danas.

Po obilju u prirodi, silicijum je na drugom mestu posle kiseonika. Njegov procenat u poređenju sa drugim atomima u zemljinoj kori iznosi 29,5%. Dodatno, ugljik i silicijum su dva posebna elementa koji mogu formirati lance povezivanjem jedan s drugim. Zbog toga je za potonje poznato više od 400 različitih prirodnih minerala u kojima se nalazi u litosferi, hidrosferi i biomasi.

Gde se tačno nalazi silicijum?

1. IN dubokih slojeva tlo.
2. U stijenama, naslagama i masivima.
3. Na dnu vodenih tijela, posebno mora i okeana.
4. U biljkama i morskom životu životinjskog carstva.
5. U ljudskom tijelu i kopnenim životinjama.

Možemo identificirati nekoliko najčešćih minerala i stijena koje sadrže velike količine silicija. Njihova hemija je takva da maseni sadržaj čistog elementa u njima dostiže 75%. Međutim, konkretna brojka ovisi o vrsti materijala. Dakle, stene i minerali koji sadrže silicijum:

• feldspars;
• liskun;
• amfiboli;
• opali;
• kalcedon;
• silikati;
• pješčenjak;
• aluminosilikati;
• gline i dr.

Akumulirajući se u školjkama i egzoskeletima morskih životinja, silicijum na kraju stvara snažne naslage silicijuma na dnu vodenih tijela. Ovo je jedan od prirodnih izvora ovog elementa.

Osim toga, otkriveno je da silicij može postojati u svom čistom prirodnom obliku - u obliku kristala. Ali takvi depoziti su vrlo rijetki.

Fizička svojstva silicijuma

Ako element koji se razmatra karakteriziramo prema skupu fizičko-kemijskih svojstava, tada je prije svega potrebno označiti fizičke parametre. Evo nekoliko glavnih:

1. Postoji u obliku dvije alotropske modifikacije - amorfne i kristalne, koje se razlikuju po svim svojstvima.
2. Kristalna rešetka je vrlo slična onoj kod dijamanta, jer su ugljik i silicijum u tom pogledu praktički isti. Međutim, razmak između atoma je drugačiji (silicijum je veći), pa je dijamant mnogo tvrđi i jači. Vrsta rešetke - kubična lice-centrirana.
3. Supstanca je vrlo krhka i postaje plastična na visokim temperaturama.
4. Tačka topljenja je 1415˚C.
5. Tačka ključanja - 3250˚S.
6. Gustina supstance je 2,33 g/cm3.
7. Boja smjese je srebrno-siva, sa karakterističnim metalnim sjajem.
8. Ima dobra poluprovodnička svojstva, koja mogu varirati s dodatkom određenih agenasa.
9. Nerastvorljiv u vodi, organskim rastvaračima i kiselinama.
10. Posebno rastvorljiv u alkalijama.

Identificirana fizička svojstva silicija omogućavaju ljudima da njime manipuliraju i koriste ga za stvaranje različitih proizvoda. Na primjer, upotreba čistog silicijuma u elektronici zasniva se na svojstvima poluprovodljivosti.

Hemijska svojstva

Hemijska svojstva silicijuma veoma zavise od uslova reakcije. Ako govorimo o standardnim parametrima, onda moramo naznačiti vrlo niska aktivnost. I kristalni i amorfni silicijum su veoma inertni. Ne stupaju u interakciju sa jakim oksidantima (osim fluora) ili sa jakim redukcionim agensima.

To je zbog činjenice da se na površini tvari trenutno formira oksidni film SiO 2, koji sprječava daljnje interakcije. Može nastati pod uticajem vode, vazduha i pare.

Ako promenite standardne uslove i zagrejete silicijum na temperaturu iznad 400˚C, tada će se njegova hemijska aktivnost znatno povećati. U ovom slučaju će reagovati sa:

• kiseonik;
• sve vrste halogena;
• vodonik.

Daljnjim povećanjem temperature moguće je stvaranje proizvoda interakcijom s borom, dušikom i ugljikom. Karborund - SiC - je od posebne važnosti, jer je dobar abrazivni materijal.

Također Hemijska svojstva silicijum su jasno vidljivi u reakcijama sa metalima. U odnosu na njih, on je oksidant, zbog čega se proizvodi nazivaju silicidi. Slična jedinjenja su poznata po:

• alkalne;
• alkalna zemlja;
• prelazni metali.

Jedinjenje dobiveno spajanjem željeza i silicija ima neobična svojstva. Zove se ferosilicij keramika i uspješno se koristi u industriji.

Silicij ne stupa u interakciju sa složenim tvarima, pa se od svih njihovih varijanti može otopiti samo u:

• aqua regia (mješavina dušične i klorovodične kiseline);
• kaustične alkalije.

U tom slučaju, temperatura rastvora mora biti najmanje 60˚C. Sve ovo još jednom potvrđuje fizičku osnovu supstance - stabilna kristalna rešetka nalik dijamantu, dajući joj snagu i inertnost.

Metode dobijanja

Dobijanje silicijuma u njegovom čistom obliku je ekonomski prilično skup proces. Osim toga, zbog svojih svojstava, svaka metoda daje samo 90-99% čist proizvod, dok nečistoće u obliku metala i ugljika ostaju iste. Stoga jednostavno nabavka supstance nije dovoljna. Takođe ga treba dobro očistiti od stranih elemenata.

Generalno, proizvodnja silicijuma se odvija na dva glavna načina:

1. Od bijelog pijeska, koji je čisti silicijum oksid SiO 2. Kada se kalcinira sa aktivni metali(najčešće sa magnezijumom) do formiranja slobodnog elementa dolazi u obliku amorfne modifikacije. Čistoća ove metode je visoka, proizvod se dobija sa prinosom od 99,9 posto.
2. Raširenija metoda u industrijskim razmjerima je sinteriranje rastopljenog pijeska s koksom u specijaliziranim termalnim pećima. Ova metoda je razvio ruski naučnik N. N. Beketov.

Dalja prerada uključuje podvrgavanje proizvoda metodama prečišćavanja. U tu svrhu koriste se kiseline ili halogeni (hlor, fluor).

Amorfni silicijum

Karakterizacija silicija će biti nepotpuna ako se svaka njegova alotropska modifikacija ne razmatra zasebno. Prvi od njih je amorfan. U ovom stanju, supstanca koju razmatramo je braonkasto-smeđi prah, fino dispergovan. Ima visok stepen higroskopnosti i pokazuje prilično visoku hemijsku aktivnost kada se zagreva. U standardnim uslovima, on je u stanju da reaguje samo sa najjačim oksidacionim agensom - fluorom.

Nije sasvim ispravno nazvati amorfni silicijum vrstom kristalnog silicijuma. Njegova rešetka pokazuje da je ova supstanca samo oblik fino raspršenog silicija, koji postoji u obliku kristala. Stoga, kao takve, ove modifikacije su jedno te isto jedinjenje.

Međutim, njihova svojstva se razlikuju, zbog čega je uobičajeno govoriti o alotropiji. Sam amorfni silicijum ima visok kapacitet apsorpcije svetlosti. Osim toga, pod određenim uvjetima, ovaj pokazatelj je nekoliko puta veći od kristalnog oblika. Stoga se koristi u tehničke svrhe. U ovom obliku (prah), smjesa se lako nanosi na bilo koju površinu, bilo da je plastična ili staklena. Zbog toga je amorfni silicijum tako zgodan za upotrebu. Aplikacija bazirana na različitim veličinama.

Iako se baterije ovog tipa prilično brzo troše, što je povezano s habanjem tankog filma tvari, njihova upotreba i potražnja samo rastu. Uostalom, čak i tokom kratkog veka trajanja, solarne baterije na bazi amorfnog silicijuma mogu da obezbede energiju čitavim preduzećima. Osim toga, proizvodnja takve tvari je bez otpada, što je čini vrlo ekonomičnom.

Ova modifikacija se postiže redukcijom spojeva aktivnim metalima, na primjer, natrijum ili magnezijum.

Kristalni silicijum

Srebrno-siva sjajna modifikacija predmetnog elementa. Ovaj oblik je najčešći i najtraženiji. To se objašnjava skupom kvalitativnih svojstava koje ova supstanca posjeduje.

Karakteristike silicija s kristalnom rešetkom uključuju klasifikaciju njegovih tipova, jer ih ima nekoliko:

1. Elektronski kvalitet - najčistiji i najkvalitetniji. Ovaj tip se koristi u elektronici za stvaranje posebno osjetljivih uređaja.
2. Sunčana kvaliteta. Sam naziv određuje područje upotrebe. To je također silicij prilično visoke čistoće, čija je upotreba neophodna za stvaranje visokokvalitetnih i dugotrajnih solarnih ćelija. Fotoelektrični pretvarači stvoreni na bazi kristalne strukture kvalitetniji su i otporniji na habanje od onih napravljenih amorfnom modifikacijom raspršivanjem na razne vrste supstrati.
3. Tehnički silicij. Ova sorta uključuje one uzorke tvari koji sadrže oko 98% čistog elementa. Sve ostalo ide na razne vrste nečistoća:

• aluminijum;
• klor;
• ugljenik;
• fosfora i drugih.

Posljednja vrsta dotične tvari koristi se za dobivanje polikristala silicija. U tu svrhu provode se procesi rekristalizacije. Kao rezultat, u pogledu čistoće, dobijaju se proizvodi koji se mogu klasifikovati kao solarni i elektronski kvalitet.

Po svojoj prirodi, polisilicij je međuproizvod između amorfne i kristalne modifikacije. Ova opcija je lakša za rad, bolje se obrađuje i čisti fluorom i hlorom.

Dobijeni proizvodi se mogu klasificirati na sljedeći način:

• multisilicij;
• monokristalni;
• profilirani kristali;
• silikonski otpad;
• tehnički silicij;
• proizvodni otpad u obliku fragmenata i ostataka materije.

Svaki od njih nalazi primenu u industriji i u potpunosti se koristi od strane ljudi. Stoga se oni koji dodiruju silicijum smatraju neotpadnim. Ovo značajno smanjuje njegovu ekonomsku cijenu bez utjecaja na kvalitetu.

Korišćenje čistog silicijuma

Industrijska proizvodnja silicijuma je prilično dobro uspostavljena, a njen obim je prilično velik. To je zbog činjenice da je ovaj element, kako čist tako i u obliku različitih spojeva, široko rasprostranjen i tražen u različitim granama nauke i tehnologije.

Gdje se koristi kristalni i amorfni silicijum u svom čistom obliku?

1. U metalurgiji, kao legirajući aditiv koji može promijeniti svojstva metala i njihovih legura. Tako se koristi u topljenju čelika i livenog gvožđa.
2. Za izradu čistije verzije - polisilicijuma, koriste se različite vrste tvari.
3. Jedinjenja silikona su čitava hemijska industrija koja je danas stekla posebnu popularnost. Organosilicijumski materijali se koriste u medicini, u proizvodnji posuđa, alata i još mnogo toga.
4. Proizvodnja raznih solarnih panela. Ovaj način dobijanja energije jedan je od najperspektivnijih u budućnosti. Ekološki prihvatljiv, ekonomski isplativ i otporan na habanje glavne su prednosti ove vrste proizvodnje električne energije.
5. Silicijum se već dugo koristi za upaljače. Čak iu drevnim vremenima, ljudi su koristili kremen za stvaranje iskre prilikom paljenja vatre. Ovaj princip je osnova za proizvodnju raznih vrsta upaljača. Danas postoje vrste u kojima se kremen zamjenjuje legurom određenog sastava, što daje još brži rezultat (iskri).
6. Elektronika i solarna energija.
7. Izrada ogledala u plinskim laserskim uređajima.

Dakle, čisti silicij ima puno korisnih i posebnih svojstava koja mu omogućavaju da se koristi za stvaranje važnih i potrebnih proizvoda.

Primena silicijumskih jedinjenja

Osim jednostavne tvari, koriste se i različiti spojevi silicija, i to vrlo široko. Postoji čitava industrija koja se zove silikat. Zasniva se na upotrebi različitih supstanci koje sadrže ovaj nevjerovatni element. Šta su to jedinjenja i šta se od njih proizvodi?

1. Kvarc, ili riječni pijesak - SiO 2. Koristi se za izradu građevinskih i dekorativnih materijala kao što su cement i staklo. Svi znaju gdje se ti materijali koriste. Nijedna konstrukcija ne može biti završena bez ovih komponenti, što potvrđuje važnost silicijumskih jedinjenja.
2. Silikatna keramika, koja uključuje materijale kao što su zemljano posuđe, porculan, cigla i proizvodi na njihovoj osnovi. Ove komponente se koriste u medicini, u proizvodnji posuđa, ukrasnog nakita, predmeta za domaćinstvo, u građevinarstvu i drugim svakodnevnim područjima ljudske djelatnosti.
3. - silikoni, silika gelovi, silikonska ulja.
4. Silikatno ljepilo - koristi se kao kancelarijski materijal, u pirotehnici i građevinarstvu.

Silicij, čija cijena varira na svjetskom tržištu, ali ne prelazi od vrha do dna oznaku od 100 ruskih rubalja po kilogramu (po kristalu), je tražen i vrijedna supstanca. Naravno, spojevi ovog elementa su također rasprostranjeni i primjenjivi.

Biološka uloga silicijuma

Sa stanovišta njegovog značaja za organizam, silicijum je važan. Njegov sadržaj i distribucija u tkivima je sljedeći:

• 0,002% - mišići;
• 0,000017% - kost;
• krv - 3,9 mg/l.

Svaki dan se mora unijeti oko jedan gram silicijuma, inače će početi da se razvijaju bolesti. Nijedan od njih nije smrtno opasan, ali dugotrajno gladovanje silikonom dovodi do:

• gubitak kose;
• pojava akni i bubuljica;
• krhkost i lomljivost kostiju;
• laka propusnost kapilara;
• umor i glavobolje;
• pojava brojnih modrica i modrica.

Za biljke, silicijum je važan mikroelement neophodan za normalan rast i razvoj. Eksperimenti na životinjama su pokazali da one osobe koje svakodnevno konzumiraju dovoljne količine silicija bolje rastu.

Uvod

2.1.1 Oksidacijsko stanje +2

2.1.2 Oksidacijsko stanje +4

2.3 Metalni karbidi

Poglavlje 3. Jedinjenja silicijuma

Bibliografija

Uvod

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

Po definiciji D.I. Mendeljejev (1871), "hemija u svom modernom stanju može se nazvati proučavanjem elemenata."

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

Moderna hemija je usko povezana, kao i druge prirodne nauke, i sa svim sektorima nacionalne privrede.

Kvalitativna karakteristika hemijskog oblika kretanja materije i njegovih prelazaka u druge oblike kretanja određuje svestranost hemijske nauke i njene veze sa oblastima znanja koje proučavaju i niže i više. višim oblicima pokreta. Poznavanje hemijskog oblika kretanja materije obogaćuje opšte učenje o razvoju prirode, evoluciji materije u Univerzumu i doprinosi formiranju holističke 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 imala i nastavlja da utiče na razvoj filozofije, a i sama je iskusila i doživljava njen uticaj.

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

Sve do kraja 18. vijeka pojmovi „anorganska hemija“ i „organska hemija“ označavali su samo iz kojeg „kraljevstva“ prirode (mineralnog, biljnog ili životinjskog) su određena jedinjenja dobijena. Od 19. vijeka. 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 totalitetom nauka o živoj prirodi. Na granici između neorganske i organske hemije nalazi se oblast organoelementnih jedinjenja.

U hemiji su se postepeno formirale ideje o strukturnim nivoima organizacije materije. Komplikacija supstance, počevši od najnižeg, atomskog, prolazi kroz faze molekularnih, makromolekularnih ili visokomolekularnih jedinjenja (polimer), zatim intermolekularnih (kompleks, klatrat, katenan), konačno, raznovrsnih makrostruktura (kristal, micela) do neodređenih nestehiometrijskih formacija. Postepeno su se pojavile i izolovale odgovarajuće discipline: 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 opšti principi fizike, je osnova fizičke hemije. Ova oblast hemije uključuje niz uglavnom nezavisnih disciplina: hemijsku termodinamiku, hemijsku kinetiku, elektrohemiju, koloidnu hemiju, kvantnu hemiju i proučavanje strukture i svojstava molekula, jona, radikala, radijacionu hemiju, fotohemiju, studije katalize , hemijske ravnoteže, rastvori itd. Dobila je samostalan karakter 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 već spomenuto, hemija ispituje hemijske elemente i supstance koje oni formiraju, kao i zakone koji upravljaju ovim transformacijama. Jedan od ovih aspekata (naime, hemijska jedinjenja baziran na silicijumu i ugljeniku) i ja ću ih razmotriti u ovom radu.

Poglavlje 1. Silicijum i ugljenik – hemijski elementi

1.1 Opće informacije o ugljiku i silicijumu

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

Ugljik nije vrlo čest element. Uprkos tome, njen značaj je ogroman. Ugljik je osnova života na Zemlji. Dio je karbonata koji su vrlo česti u prirodi (Ca, Zn, Mg, Fe itd.), postoji u atmosferi u obliku CO 2, a nalazi se u obliku prirodnog uglja (amorfni grafit), nafte i prirodni 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 koja je stabilna na uobičajenim temperaturama, grafit, je neprozirna, siva, masna masa. Dijamant je najtvrda supstanca na zemlji - bezbojan i providan. Kristalne strukture grafita i dijamanta prikazane su na slici 1.

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

Ugljik i silicijum imaju svoje specifične derivate.

Tabela 2. Najtipičniji derivati ​​ugljika i silicija

1.2 Priprema, hemijska svojstva i upotreba jednostavnih supstanci

Silicijum se dobija redukcijom oksida ugljenikom; da bi se nakon redukcije dobilo posebno čisto stanje, supstanca se prenosi u tetrahlorid i ponovo redukuje (vodikom). Zatim se tope u ingote i podvrgavaju prečišćavanju metodom zonskog topljenja. Metalni ingot se zagrijava na jednom kraju tako da se u njemu formira zona rastopljenog metala. Kada se zona pomjeri na drugi kraj ingota, nečistoća koja se bolje otapa u rastopljenom metalu nego u čvrstom metalu se uklanja i time se metal čisti.

Ugljik je inertan, ali na vrlo visokim temperaturama (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 = CaC 2, C + 3Fe = Fe 3 C,

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

Silicijum takođe ima veoma visok afinitet prema kiseoniku:

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

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

Si+2NaOH+H 2 0=Na 2 Si0 3 +2H 2.

Druge kiseline osim fluorovodonične kiseline nemaju nikakvog uticaja na njega. Postoji reakcija sa HF

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

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

Grafit se široko koristi za izradu lonaca. Kao elektrode koriste se grafitne šipke. Za izradu olovaka koristi se mnogo grafita. Ugljik i silicijum se koriste za proizvodnju raznih vrsta livenog gvožđa. U metalurgiji se ugljik koristi kao redukcijski agens, a silicijum se, zbog visokog afiniteta prema kisiku, koristi kao deoksidacijski agens. Kristalni silicijum u posebno čistom stanju (ne više od 10 -9 at.% nečistoća) koristi se kao poluprovodnik u raznim uređajima i uređajima, uključujući tranzistore i termistore (uređaje 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). Pored jakih C-H i C-C veza u različitim klasama organskih i neorganskih jedinjenja, široko su zastupljene i ugljenične veze sa dušikom, sumporom, kiseonikom, halogenima i metalima (vidi 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 Oksidacijsko stanje +2

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

CO je sličan molekuli N2. Kao i azot, CO ima visoku energiju disocijacije (1069 kJ/mol), ima nisku tačku topljenja (69 K) i tačku ključanja (81,5 K), slabo je rastvorljiv u vodi i hemijski je inertan. CO ulazi u reakcije samo na visokim temperaturama, uključujući:

CO+Cl 2 =COCl 2 (fozgen),

CO + Br 2 = COBg 2, Cr + 6CO = Cr (CO) 6 - karbonil hroma,

Ni+4CO=Ni (CO) 4 - nikl karbonil

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

Istovremeno, molekula CO ima visok afinitet prema kiseoniku:

CO +1/202 = 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) proizvodi redukcijom CO 2 ugljem (C + C0 2 = 2CO) ili oksidacijom metana (2CH 4 + ZO 2 = 4H 2 0 + 2CO).

Među derivatima CO, karbonili metala (za proizvodnju čistih metala) su od velikog teorijskog i određenog praktičnog interesa.

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

Tabela 4. Raspodjela elektrona po orbitalama molekula CO

2.1.2 Oksidacijsko stanje +4

Ugljični dioksid C0 2 (ugljični dioksid). Molekul C0 2 je linearan. Energetska shema za formiranje orbitala molekule CO 2 prikazana je na slici 2. Ugljen (IV) monoksid može reagovati sa amonijakom reakcijom.

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

Urea se razlaže vodom

CO (NH 2) 2 +2HaO= (MH 4) 2CO3.

Slika 2. Enfetički dijagram formiranja molekularnih orbitala C0 2.

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 3 i njene soli: M I 2 CO 3 i M I H CO 3 (karbonati, odnosno bikarbonati).

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

CO3- +H 2 0 CO3-+OH - (I stepen).

Zbog potpune hidrolize, karbonati Cr 3+, ai 3+, Ti 4+, Zr 4+ itd. ne mogu se izolovati iz vodenih rastvora.

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

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

Drugi organski rastvarač koji se koristi u praksi je ugljen-disulfid CSa (bezbojna, isparljiva tečnost sa tačkom ključanja = 319 K) - reaktivna supstanca:

CS 2 +30 2 =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 tiokarbonske kiseline H 2 CS3).

Pare ugljičnog disulfida su otrovne.

Cijanovodonična (cijanovodonična) kiselina HCN (H-C = 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 pripremiti reakcijom

Cijanovodonična kiselina se otapa u vodi; međutim, slabo se disocira

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

Soli cijanovodične kiseline (cijanidi) u nekim reakcijama nalikuju hloridima. Na primjer, CH ---jon sa Ag+ jonima daje bijeli talog srebro-cijanida AgCN, slabo topiv u mineralnim kiselinama. Cijanidi alkalijskih 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, a najvažniji kompleksni spojevi su K 4 i K3 [Fe (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; reaguje s vodom i formira cijanovu (HOCN) i cijanovodoničnu (HCN) kiselinu:

(HCN) kiseline:

(CN) 2 +H 2 0==HOCN+HCN.

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

CO+ (CN) 2 =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). Rodanska kiselina HSCN je bezbojna, uljasta, isparljiva, lako očvršćavajuća (Tm=278 K) tečnost. U svom 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 = C = S=H-S-C =N.

SCN je krvnocrveni jon (reagens za Fe 3+ jon). Soli rodanida izvedene iz HSCN lako se dobijaju iz cijanida dodavanjem sumpora:

Većina tiocijanata je rastvorljiva u vodi. Hg, Au, Ag, Cu soli su nerastvorljive u vodi. SCN- jon, kao i CN-, ima tendenciju da daje komplekse tipa M3 1 M" (SCN) 6, gde M" "Cu, Mg i neki drugi. Dirodan (SCN) 2 su svetlo žuti kristali koji se tope na 271 K Dobijaju se (SCN) 2 reakcijom

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

Među ostalim spojevima 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. Karbidi se dijele u dvije klase prema rastvorljivosti: karbidi rastvorljivi u vodi (ili u razblaženim kiselinama) i karbidi nerastvorljivi u vodi (ili u razblaženim kiselinama).

2.3.1 Karbidi rastvorljivi u vodi i razblaženim kiselinama

A. Karbidi koji, kada se rastvore, formiraju C 2 H 2 Ova grupa uključuje metalne karbide prve dve glavne grupe; Bliski su im i 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.

ANS3+ 12H 2 0=4Al (OH) 3+3CH 4, Be 2 C+4H 2 0=2Be (OH) 2 +CH 4. Po svojstvima, Mn 3 C im je blizak:

Mn 3 C + 6H 2 0 = 3Mn (OH) 2 + CH 4 + H 2.

B. Karbidi, 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 = 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 primesa). SiC je visoko vatrostalan, termički i električno provodljiv na visokim temperaturama i hemijski izuzetno inertan; može se uništiti samo fuzijom u vazduhu sa alkalijama.

B 4 C je 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), veze silicijuma sa kiseonikom Si-O-Si i fluorom Si-F (tabela 17.23) su jače od ugljika, a zbog veće veličine Si atom u poređenju sa C Si-H i Si-Si veze su manje jake od onih ugljika. Atomi silicijuma praktično nisu u stanju da formiraju lance. Slično ugljovodonicima homologne serije Hidrosilika SinH2n+2 (si-trake) je dobijena samo do sastava Si4Hio. Zbog svoje veće veličine atom Si ima slabo izraženu sposobnost preklapanja, pa su za njega nekarakteristične ne samo trostruke već i dvostruke veze.

Kada silicijum stupi u interakciju sa metalima, nastaju silicidi (Ca 2 Si, Mg 2 Si, BaSi 2, Cr 3 Si, CrSi 2 itd.), koji su po mnogo čemu slični karbidima. Silicidi nisu tipični za elemente grupe I (osim za Li). Silicijum halogenidi (tabela 5) su jača jedinjenja od ugljen-halogenida; istovremeno se razlažu vodom.

Tabela 5. Čvrstoća nekih veza između ugljika i silicija

Najizdržljiviji silicijum halogenid je SiF 4 (raspada se samo pod uticajem 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. Fluorosilikati 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 proizvodnju organosilicijumskih jedinjenja. Dakle, SiCL 4 lako stupa u interakciju s alkoholima i formira estere silicijumske kiseline HaSiO 3:

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

Tabela 6. Ugljični i silicijum halogenidi

Esteri silicijeve kiseline, hidrolizirajući, formiraju silikone - polimerne tvari sa lančanom strukturom:

(R-organski radikal), koji se koriste za proizvodnju gume, ulja i maziva.

Silicijum sulfid (SiS 2) n-polimerna supstanca; stabilan na normalnim temperaturama; razgrađuje se vodom:

SiS 2 + ZN 2 O = 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 se pretvara u staklasto stanje (kvarcno staklo). Kvarc staklo je krhko, hemijski i termički veoma otporno. Odgovarajuća SiO 2 silicijumska kiselina nema specifičan sastav. Tipično, silicijumska kiselina se piše kao xH 2 O-ySiO 2 . Identifikovane su sljedeće silicijumske kiseline: H 2 SiO 3 (H 2 O-SiO 2) - metasilicijum (tri-okso-silicij), H 4 Si0 4 (2H 2 0-Si0 2) - orto-silicij (tetra-okso- silicijum), H 2 Si2O 5 (H 2 O * SiO 2) - dimetacilicij.

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 hidroliziraju prema jednadžbi

2SiO3 2 -+H 2 0=Si 2 O 5 2 -+20H-.

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

Poznat je veliki broj silikata (tačnije, oksosilikati). U strukturi oksosilikata primjećuje se određeni obrazac: 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 se kao strukturne jedinice mogu kombinovati 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 može se dobiti fino kristalno stanje (keramičko staklo). Sitali se odlikuju povećanom čvrstoćom.

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

Silicijumsku kiselinu karakteriše koloidno stanje; kada je izložena njenim kiselim solima, H 2 SiO 3 se ne taloži 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 visokog adsorpcionog kapaciteta .

Slika 4. Struktura silikata.

zaključci

Istražujući u svom radu hemijska jedinjenja na bazi silicijuma i ugljenika, došao sam do zaključka da je ugljenik, kao ne baš rasprostranjen kvantitativni element, najvažnija komponenta zemaljskog života; njegova jedinjenja postoje u vazduhu, nafti, a takođe iu takvim jednostavne supstance poput dijamanta i grafita. Jedna od najvažnijih karakteristika ugljika je jaka kovalentna veza između atoma, kao i atoma vodika. 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 silicija zbog njegovih poluvodičkih svojstava sve veća. 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). U prirodi postoji veliki izbor silikata - talk, azbest i 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. Sažeta hemijska enciklopedija. - M. "Sovjetska enciklopedija", 1967.

4. Opća hemija / Ed. JEDI. Sokolovskaya, L.S. Guzeya.3rd ed. - M.: Izdavačka kuća Mosk. Univerzitet, 1989.

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

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

• Oznaka - Si (silicijum);
• Period - III;
• Grupa - 14 (IVa);
• Atomska masa - 28,0855;
• Atomski broj - 14;
• Atomski radijus = 132 pm;
• Kovalentni radijus = 111 pm;
• Raspodjela elektrona - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 ;
• temperatura topljenja = 1412°C;
• tačka ključanja = 2355°C;
• Elektronegativnost (prema Paulingu/prema Alpredu i Rochowu) = 1,90/1,74;
• Oksidacijsko stanje: +4, +2, 0, -4;
• Gustina (br.) = 2,33 g/cm3;
• Molarni volumen = 12,1 cm 3 /mol.

Jedinjenja silicijuma:

Silicijum je prvi put izolovan u svom čistom obliku 1811. godine (Francuzi J. L. Gay-Lussac i L. J. Tenard). Čisti elementarni silicijum je dobijen 1825. (Šveđanin J. J. Berzelius). Ime mu je "silicijum" (prevedeno sa starogrčkog kao planina) hemijski element primio 1834. (ruski hemičar G.I. Hess).

Silicijum je najčešći (posle kiseonika) hemijski element na Zemlji (sadržaj u zemljinoj kori je 28-29% po težini). U prirodi je silicijum najčešće prisutan u obliku silicijum dioksida (pijesak, kvarc, kremen, feldspat), kao i u silikatima i aluminosilikatima. U svom čistom obliku, silicijum je izuzetno rijedak. Mnogi prirodni silikati u svom čistom obliku su drago kamenje: smaragd, topaz, akvamarij - sve je to silicijum. Čisti kristalni silicijum(IV) oksid se javlja u obliku gorskog kristala i kvarca. Silicijum oksid, koji sadrži razne nečistoće, formira dragocjene i poludragog kamenja- ametist, ahat, jaspis.

Rice. Struktura atoma silicijuma.

Elektronska konfiguracija silicijuma je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 (vidi Elektronska struktura atoma). Na vanjskom energetskom nivou, silicijum ima 4 elektrona: 2 uparena na 3s podnivou + 2 neuparena u p-orbitalama. Kada atom silicijuma prijeđe u pobuđeno stanje, jedan elektron sa s-podnivoa "napušta" svoj par i kreće se na p-podnivo, gdje postoji jedna slobodna orbitala. Dakle, u pobuđenom stanju, elektronska konfiguracija atoma silicijuma ima sljedeći oblik: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3.

Rice. Prijelaz atoma silicija u pobuđeno stanje.

Dakle, silicijum u jedinjenjima može pokazati valencu od 4 (najčešće) ili 2 (vidi Valencija). Silicijum (kao i ugljenik), reagujući sa drugim elementima, formira hemijske veze u kojima može i da odustane od svojih elektrona i da ih prihvati, ali sposobnost prihvatanja elektrona u atomima silicija je manje izražena nego u atomima ugljika, zbog većeg silicijuma. atom.

Stanja oksidacije silicijuma:

• -4 : SiH 4 (silan), Ca 2 Si, Mg 2 Si (metalni silikati);
• +4 - najstabilniji: SiO 2 (silicijum oksid), H 2 SiO 3 (silicijumska kiselina), silikati i silicijum halogenidi;
• 0 : Si (jednostavna tvar)

Silicijum kao jednostavna supstanca

Silicijum je tamno siva kristalna supstanca sa metalnim sjajem. Kristalni silicijum je poluprovodnik.

Silicijum formira samo jednu alotropsku modifikaciju, sličnu dijamantu, ali ne tako jaku, budući da Si-Si veze nisu tako jake kao u molekuli ugljenika dijamanta (vidi Dijamant).

Amorfni silicijum- smeđi prah, sa tačkom topljenja od 1420°C.

Kristalni silicijum se dobija iz amorfnog silicijuma rekristalizacijom. Za razliku od amorfnog silicijuma, koji je prilično aktivan hemijski, kristalni silicijum je inertniji u pogledu interakcije sa drugim supstancama.

Struktura kristalne rešetke silicijuma ponavlja strukturu dijamanta - svaki atom je okružen sa četiri druga atoma smještena na vrhovima tetraedra. Atomi se drže zajedno kovalentnim vezama, koje nisu tako jake kao ugljične veze u dijamantu. Iz tog razloga, čak i na br. Neke kovalentne veze u kristalnom silicijumu su prekinute, što dovodi do oslobađanja nekih elektrona, zbog čega silicijum ima malu električnu provodljivost. Kako se silicijum zagrijava, na svjetlu ili kada se dodaju određene nečistoće, povećava se broj prekinutih kovalentnih veza, uslijed čega se povećava broj slobodnih elektrona, a samim tim i električna provodljivost silicija.

Hemijska svojstva silicijuma

Kao i ugljik, silicij može biti i redukcijski i oksidacijski agens, ovisno o tome s kojom supstancom reagira.

Na br. silicijum je u interakciji samo sa fluorom, što se objašnjava prilično jakom kristalnom rešetkom silicijuma.

Silicijum reaguje sa hlorom i bromom na temperaturama većim od 400°C.

Silicijum reaguje sa ugljenikom i azotom samo na veoma visokim temperaturama.

• U reakcijama s nemetalima, silicijum djeluje kao redukciono sredstvo:
  • u normalnim uslovima, od nemetala, silicijum reaguje samo sa fluorom, formirajući silicijum halogenid:
    Si + 2F 2 = SiF 4
  • na visokim temperaturama, silicijum reaguje sa hlorom (400°C), kiseonikom (600°C), azotom (1000°C), ugljenikom (2000°C):
    • Si + 2Cl 2 = SiCl 4 - silicijum halogenid;
    • Si + O 2 = SiO 2 - silicijum oksid;
    • 3Si + 2N 2 = Si 3 N 4 - silicijum nitrid;
    • Si + C = SiC - karborund (silicijum karbid)
• U reakcijama sa metalima je silicijum oksidaciono sredstvo(formirano salicidi:
  Si + 2Mg = Mg 2 Si
• U reakcijama sa koncentriranim rastvorima alkalija, silicijum reaguje sa oslobađanjem vodonika, formirajući rastvorljive soli silicijumske kiseline, tzv. silikati:
  Si + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2
• Silicijum ne reaguje sa kiselinama (osim HF).

Priprema i upotreba silicijuma

Dobijanje silicijuma:

• u laboratoriji - od silicijum dioksida (aluminijumska terapija):
  3SiO 2 + 4Al = 3Si + 2Al 2 O 3
• u industriji - redukcijom silicijum oksida koksom (tehnički čisti silicijum) na visokoj temperaturi:
  SiO 2 + 2C = Si + 2CO
• Najčišći silicijum se dobija redukcijom silicijum tetrahlorida sa vodikom (cinkom) na visokoj temperaturi:
  SiCl 4 +2H 2 = Si+4HCl

Aplikacija silikona:

• proizvodnja poluvodičkih radioelemenata;
• kao metalurški aditivi u proizvodnji spojeva otpornih na toplinu i kiseline;
• u proizvodnji fotoćelija za solarne baterije;
• kao ispravljači naizmenične struje.

Silicijum je hemijski element IV grupe Periodnog sistema elemenata D.I. Mendeljejev. 1811. godine otkrili J. Gay-Lusac i L. Ternar. Njegovo serijski broj 14, atomska masa 28.08, atomska zapremina 12.04 10 -6 m 3 /mol. Silicijum je metaloid i pripada podgrupi ugljenika. Valencija kiseonika mu je +2 i +4. Po obilju u prirodi, silicijum je drugi nakon kiseonika. Njegov maseni udio u zemljinoj kori iznosi 27,6%. Zemljina kora, prema V.I. Vernadskog, više od 97% se sastoji od silicijum dioksida i silikata. Kiseonik i organska jedinjenja silicijuma takođe se nalaze u biljkama i životinjama.

Umjetno proizveden silicij može biti ili amorfan ili kristalan. Amorfni silicijum je smeđi, fino dispergovan, visoko higroskopski prah; prema podacima rendgenske difrakcije, sastoji se od sićušnih kristala silicijuma. Može se dobiti redukcijom SiCl 4 cinkovom parom na visokim temperaturama.

Kristalni silicij ima čelično-sivu boju i metalni sjaj. Gustina kristalnog silicijuma na 20°C je 2,33 g/cm3, tečnog silicijuma na 1723-2,51, a na 1903K - 2,445 g/cm3. Tačka topljenja silicijuma je 1690 K, tačka ključanja - 3513 K. Prema podacima, pritisak pare silicijuma na T = 2500÷4000 K opisuje se jednačinom log p Si = -20130/ T + 7,736, kPa. Toplota sublimacije silicijuma 452610, toplota topljenja 49790, isparavanje 385020 J/mol.

Silicijumske polikristale karakteriše visoka tvrdoća (na 20°C HRC = 106). Međutim, silicij je vrlo krhak, stoga ima visoku tlačnu čvrstoću (σ SZh B ≈690 MPa) i vrlo nisku vlačnu čvrstoću (σ B ≈ 16,7 MPa).

Na sobnoj temperaturi, silicijum je inertan i reaguje samo sa fluorom, formirajući isparljivi 81P4. Od kiselina reaguje samo sa azotnom kiselinom u mešavini sa fluorovodoničnom kiselinom. Međutim, silicijum prilično lako reaguje sa alkalijama. Jedna od njegovih reakcija sa alkalijama

Si + NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2

koristi se za proizvodnju vodonika. Istovremeno, silicijum može formirati veliki broj hemijski jakih jedinjenja sa nemetalima. Od ovih jedinjenja potrebno je istaći halogenide (od SiX 4 do Si n X 2n+2, gde je X halogen i n ≤ 25), njihova mešana jedinjenja SiCl 3 B, SiFCl 3 itd., oksihloride Si 2 OCl 3, Si 3 O2Cl3 i drugi, nitridi Si 3 N 4, Si 2 N 3, SiN i hidridi opšte formule Si n H 2n+2, a među jedinjenjima koja se nalaze u proizvodnji ferolegura - isparljivi sulfidi SiS i SiS 2 i vatrostalni karbid SiC.

Silicijum je takođe sposoban da proizvodi spojeve sa metalima - silicide, od kojih su najvažniji silicidi gvožđa, hroma, mangana, molibdena, cirkonija, kao i retkih zemnih metala i alkalnih metala. Ovo svojstvo silicijuma - sposobnost da proizvodi hemijski veoma jaka jedinjenja i rastvore sa metalima - ima široku primenu u proizvodnji niskougljičnih ferolegura, kao i u redukciji zemnoalkalne kiseline niskog ključanja (Ca, Mg, Ba) i teško reducivi metali (Zr, Al, itd.).

Legure silicijuma sa gvožđem proučavao je P.V. Geld i njegova škola, Posebna pažnja je adresiran na dio Fe-Si sistema koji se odnosi na legure sa visokim sadržajem. To je zbog činjenice da, kao što se može vidjeti iz Fe-Si dijagrama (slika 1), u legurama ovog sastava dolazi do niza transformacija koje značajno utiču na kvalitet ferosilicijuma različitih razreda. Dakle, FeSi 2 disilicid je stabilan samo na niskim temperaturama (< 918 или 968 °С, см. рисунок 1). При высоких температурах устойчива его высокотемпературная модификация - лебоит. Содержание кремния в этой фазе колеблется в пределах 53-56 %. В дальнейшем лебоит будем обозначать hemijska formula Fe 2 Si 5, što praktično odgovara maksimalnoj koncentraciji silicija u leboitu.

Prilikom hlađenja legura koje sadrže > 55,5% Si, leboit na T< 1213 К разлагается по эвтектоидной реакции

Fe 2 Si 5 → FeSi 2 +Si (2)

i legure 33,86-50,07% Si na T< 1255 К - по перитектоидной реакции

Fe 2 Si 5 + FeSi = 3 FeSi 2 (3)

Legure srednjeg sastava (50,15-55,5% Si) prvo prolaze peritektoidnu (3) na 1255 K, a zatim eutektoidnu (2) transformaciju na 1213 K. Ove transformacije Fe 2 Si 5 prema reakcijama (2) i (3) praćene su promjenama zapremine silicida. Ova promjena je posebno velika tokom reakcije (2) - oko 14%, pa legure koje sadrže leboit gube kontinuitet, pucaju, pa čak i mrve. Sa sporom, ravnotežnom kristalizacijom (vidi sliku 1), leboit se može osloboditi tokom kristalizacije i FS75 i FS45 legura.

Međutim, pucanje povezano s eutektoidnom razgradnjom leboita samo je jedan od uzroka raspadanja. Drugi razlog, naizgled glavni, je taj što stvaranje pukotina duž granica zrna stvara mogućnost da tečnosti koje se oslobađaju duž ovih granica - fosfor, arsen, aluminijum sulfidi i karbidi, itd. - reaguju sa vlagom vazduha u reakcijama koje rezultiraju time da se u atmosferu ispuštaju H 2 , PH 3 , PH 4 , AsH 4 itd., au pukotinama se nalaze rastresiti oksidi Al 2 O 3 , SiO 2 i drugi spojevi koji ih rastavljaju. Raspadanje legura može se spriječiti modificiranjem magnezijem, legiranjem aditiva elemenata koji oplemenjuju zrno (V, Ti, Zg, itd.) ili ga čine plastičnijim. Rafiniranje zrna smanjuje koncentraciju nečistoća i njihovih jedinjenja na svojim granicama i utiče na svojstva legura na isti način kao i opšte smanjenje koncentracije nečistoća u leguri (P, Al, Ca), koje doprinose dezintegraciji. Termodinamička svojstva Fe-Si legura (toplina miješanja, aktivnost, rastvorljivost ugljika) su detaljno proučavana i mogu se naći u radovima. Podaci o rastvorljivosti ugljenika u Fe-Si legurama dati su na slici 2, o aktivnosti silicijuma - u tabeli 1.

Slika 1. — Dijagram stanja Fe-Si sistema

Fizičko-hemijska svojstva silicijumskih jedinjenja kiseonika proučavali su P.V. Geld i njegovo osoblje. Uprkos važnosti Si-O sistema, njegov dijagram još nije konstruisan. Trenutno su poznata dva kisikova spoja silicija - silicijum SiO 2 i monoksid SiO. U literaturi postoje indicije o postojanju drugih kisikovih spojeva silicija - Si 2 O 3 i Si 3 O 4, ali nema podataka o njihovim kemijskim i fizičkim svojstvima.

U prirodi, silicijum je predstavljen samo silicijum dioksidom SiO 2. Ovo silikonsko jedinjenje je drugačije:

1) visoka tvrdoća (po Mohsovoj skali 7) i vatrostalnost (T pl = 1996 K);

2) visoka tačka ključanja (T KIP = 3532 K). Pritisak pare silicijum dioksida može se opisati jednadžbama (Pa):

3) obrazovanje velika količina modifikacije:

Karakteristika alotropskih transformacija SiO 2 je da su praćene značajnim promjenama u gustoći i volumenu tvari, što može uzrokovati pucanje i drobljenje stijene;

4) visoka sklonost hipotermiji. Stoga je moguće, kao rezultat brzog hlađenja, fiksirati strukturu kako tekućeg rastapa (stakla), tako i visokotemperaturnih modifikacija β-kristobalita i tridimita. Naprotiv, brzim zagrijavanjem moguće je rastopiti kvarc, zaobilazeći strukture tridimita i kristobalita. U ovom slučaju, tačka topljenja SiO 2 opada za približno 100 °C;

5) visok električni otpor. Na primjer, na 293 K to je 1 10 12 Ohm*m. Međutim, s povećanjem temperature, električni otpor SiO 2 opada, a u tekućem stanju silicijum je dobar provodnik;

6) visok viskozitet. Tako je na 2073 K viskozitet 1 10 4 Pa ​​s, a na 2273 K 280 Pa s.

Potonji, prema N.V. Solomin, objašnjava se činjenicom da je SiO 2, kao i organski polimeri, sposoban da formira lance koji se na 2073 K sastoje od 700, a na 2273 K - od 590 molekula SiO 2;

7) visoka termička stabilnost. Gibbsova energija formiranja SiO 2 iz elemenata, uzimajući u obzir njihovo agregatno stanje u skladu sa podacima, opisuje se sa velikom preciznošću jednačinama:

Ovi podaci, kao što se vidi iz tabele 2, donekle se razlikuju od podataka autora. Za termodinamičke proračune mogu se koristiti i dvočlane jednadžbe:

Silicijum monoksid SiO je 1895. godine otkrio Potter u gasnoj fazi električnih peći. Sada je pouzdano utvrđeno da SiO postoji iu kondenzovanim fazama. Prema istraživanju P.V. Gelda, oksid ima malu gustinu (2,15 g/cm 3) i visoku električnu otpornost (10 5 -10 6 Ohm*m). Kondenzirani oksid je krhak, njegova tvrdoća po Mohsovoj skali je ~ 5. Zbog velike isparljivosti, tačka topljenja nije mogla biti eksperimentalno određena. Prema O. Kubashevskyju, jednaka je 1875 K, prema Berezhnyju, 1883 K. Toplota fuzije SiO je nekoliko puta veća od ΔH 0 SiO2, prema podacima jednaka je 50242 J/mol. Očigledno je zbog volatilnosti precijenjen. Ima staklasti lom, boja mu varira od bijele do čokoladne, što je vjerovatno zbog oksidacije atmosferskim kisikom. Prijelom svježeg SiO obično ima boju poput graška sa masnim sjajem. Oksid je termodinamički stabilan samo na visokim temperaturama u obliku SiO(G). Kada se ohladi, dolazi do disproporcija oksida prema reakciji

2SiO (G) = SiO (L) + SiO 2 (6)

Tačka ključanja SiO može se grubo procijeniti iz jednačine:

Plin silicijum oksid je termodinamički vrlo stabilan. Gibbsova energija njegovog formiranja može se opisati jednadžbama (vidi tabelu 2):

iz čega je jasno da se hemijska snaga SiO, kao i CO, povećava sa povećanjem temperature, što ga čini odličnim redukcionim agensom za mnoge supstance.

Za termodinamičku analizu mogu se koristiti i dvočlane jednadžbe:

Sastav gasova preko SiO 2 procijenio je I.S. Kulikov. U zavisnosti od temperature, sadržaj SiO u odnosu na SiO 2 opisuje se jednadžbama:

Silicijum karbid, kao i SiO, jedan je od međuspojeva nastalih tokom redukcije SiO 2. Karbid ima visoku tačku topljenja.

U zavisnosti od pritiska, otporan je do 3033-3103 K (slika 3). Na visokim temperaturama, silicijum karbid sublimira. Međutim, pritisak pare Si (G), Si 2 C (G), SiC 2 (G) iznad karbida na T< 2800К невелико, что следует из уравнения

Karbid postoji u obliku dvije modifikacije - kubičnog niskotemperaturnog β-SiC i heksagonalnog visokotemperaturnog α-SiC. U pećima od ferolegura obično se nalazi samo β-SiC. Kao što su proračuni koristeći podatke pokazali, Gibbsova energija formiranja opisana je jednadžbama:

koji se značajno razlikuju od podataka. Iz ovih jednačina proizilazi da je karbid termički otporan do 3194 K. U pogledu fizičkih svojstava, karbid se odlikuje velikom tvrdoćom (~ 10), visokim električnim otporom (pri 1273 K p≈0,13 ⋅ 10 4 μOhm ⋅ m), povećana gustina (3,22 g/cm 3) i visoka otpornost kako u reduciranoj tako i u oksidirajućoj atmosferi.

Čisti karbid je bezbojan po izgledu i ima svojstva poluprovodnika koja se zadržavaju na visokim temperaturama. Tehnički silicijum karbid sadrži nečistoće i stoga je obojen zeleno ili crno. Tako zeleni karbid sadrži 0,5-1,3% nečistoća (0,1-0,3% C, 0,2-1,2% Si + SiO 2, 0,05-0,20% Fe 2 O 3 , 0,01-0,08% Al 2 O 3 itd.). Crni karbid ima veći sadržaj nečistoća (1-2%).

Ugljik se koristi kao redukciono sredstvo u proizvodnji silicijumskih legura. To je i glavna tvar od koje se prave elektrode i obloge električnih peći koje tope silicij i njegove legure. Ugljik je prilično čest u prirodi, njegov sadržaj u zemljinoj kori je 0,14%. U prirodi se nalazi u slobodna država, te u obliku organskih i neorganskih spojeva (uglavnom karbonata).

Ugljik (grafit) ima heksagonalnu kubičnu rešetku. Rendgenska gustina grafita je 2,666 g/cm3, piknometrijska - 2,253 g/cm3. On je drugačiji visoke temperature topljenja (~ 4000 °C) i ključanja (~ 4200 °C), povećavajući s povećanjem temperature električni otpor (na 873 K p≈9,6 μΩ⋅m, na 2273 K p≈ 15,0 μΩ⋅m), prilično izdržljiv. Njegov privremeni otpor na brkovima može biti 480-500 MPa. Međutim, elektrodni grafit ima σ in = 3,4÷17,2 MPa. Tvrdoća grafita po Mohsovoj skali je ~ 1.

Ugljik je odličan redukcijski agens. To je zbog činjenice da se snaga jednog od njegovih kisikovih spojeva (CO) povećava s povećanjem temperature. To je vidljivo iz Gibbsove energije njenog formiranja, koja je, kako pokazuju naši proračuni koristeći podatke, dobro opisana kao tročlana

i dvočlane jednačine:

Ugljični dioksid CO 2 je termodinamički jak samo do 1300 K. Gibbsova energija stvaranja CO 2 opisuje se jednadžbama: