Silicij in njegove spojine. Silicij: uporaba, kemijske in fizikalne lastnosti

Kot neodvisen kemični element je silicij človeštvu postal znan šele leta 1825. Kar pa seveda ni preprečilo uporabe silicijevih spojin v tolikšnem številu sfer, da je lažje našteti tiste, kjer se element ne uporablja. Ta članek bo osvetlil fizično, mehansko in uporabno Kemijske lastnosti silicij in njegove spojine, področja uporabe, govorili bomo tudi o tem, kako silicij vpliva na lastnosti jekla in drugih kovin.

Za začetek se osredotočimo na splošne značilnosti silicija. Od 27,6 do 29,5 % mase zemeljska skorja tvori silicij. V morski vodi je koncentracija elementa prav tako poštena - do 3 mg / l.

Po razširjenosti v litosferi je silicij na drugem mestu za kisikom. Vendar pa je njegova najbolj znana oblika, silicijev dioksid, oksid in prav njegove lastnosti so postale osnova za tako široko uporabo.

Ta videoposnetek vam bo povedal, kaj je silicij:

Koncept in funkcije

Silicij je nekovina, vendar različni pogoji lahko kaže tako kisle kot bazične lastnosti. Je tipičen polprevodnik in se izjemno pogosto uporablja v elektrotehniki. Njegove fizikalne in kemijske lastnosti so v veliki meri določene z alotropnim stanjem. Najpogosteje se ukvarjajo s kristalno obliko, saj so njene lastnosti bolj povpraševane v nacionalnem gospodarstvu.

Silicij je eno osnovnih makrohranil v Človeško telo. Njegovo pomanjkanje negativno vpliva na stanje kostno tkivo, lasje, koža, nohti. Poleg tega silicij vpliva na delovanje imunskega sistema.
V medicini je element ali bolje rečeno njegove spojine našel svojo prvo uporabo v tej vlogi. Voda iz vodnjakov, obloženih s kremenom, se ni razlikovala le po čistosti, ampak je pozitivno vplivala tudi na odpornost proti nalezljive bolezni. Danes so spojine s silicijem osnova za zdravila proti tuberkulozi, aterosklerozi in artritisu.
Na splošno je nekovina neaktivna, tudi v čista oblika težko ga je srečati. To je posledica dejstva, da se v zraku hitro pasivizira s plastjo dioksida in preneha reagirati. Pri segrevanju se kemična aktivnost poveča. Posledično je človeštvo veliko bolj seznanjeno s spojinami snovi in ne s samim seboj.

Torej, silicij tvori zlitine s skoraj vsemi kovinami - silicidi. Vsi se odlikujejo po svoji ognjevzdržnosti in trdoti in se uporabljajo na svojih področjih: plinske turbine, grelniki peči.

Nekovina je v tabeli D. I. Mendelejeva uvrščena v skupino 6 skupaj z ogljikom, germanijem, kar kaže na določeno podobnost s temi snovmi. Torej, z ogljikom je "skupno" s sposobnostjo tvorbe spojin organskega tipa. Hkrati lahko silicij, tako kot germanij, v nekaterih kemičnih reakcijah kaže lastnosti kovine, ki se uporablja pri sintezi.

Prednosti in slabosti

Kot katera koli druga snov v smislu uporabe v nacionalnem gospodarstvu ima silicij določene uporabne ali ne zelo lastnosti. Pomembni so za določanje področja uporabe.

Pomembna prednost snovi je njena razpoložljivost. V naravi sicer ni v prosti obliki, a vseeno tehnologija pridobivanja silicija ni tako zapletena, je pa energijsko potratna.
Druga najpomembnejša prednost je tvorba več spojin z izrednim uporabne lastnosti. To so silani in silicidi ter dioksid in seveda različni silikati. Sposobnost silicija in njegovih spojin, da tvorijo kompleksne trdne raztopine, je praktično neskončna, kar omogoča neskončno pridobivanje različnih različic stekla, kamna in keramike.
Lastnosti polprevodnikov nekovina mu zagotavlja mesto kot osnovni material v elektrotehniki in radijski tehniki.
Nekovina je nestrupen, ki omogoča uporabo v katerikoli panogi, hkrati pa tehnološkega procesa ne spremeni v potencialno nevarnega.

Pomanjkljivosti materiala vključujejo le relativno krhkost z dobro trdoto. Silicij se ne uporablja za nosilne konstrukcije, vendar ta kombinacija omogoča ustrezno obdelavo površine kristalov, kar je pomembno za instrumentacijo.

Pogovorimo se zdaj o glavnih lastnostih silicija.

Lastnosti in značilnosti

Ker se kristalni silicij najpogosteje uporablja v industriji, so pomembnejše ravno njegove lastnosti, ki so podane v Tehnične specifikacije. Fizikalne lastnosti snovi so:

tališče - 1417 C;
vrelišče - 2600 C;
gostota je 2,33 g / cu. glej, kar kaže na krhkost;
toplotna kapaciteta, kot tudi toplotna prevodnost, nista konstantni niti pri najčistejših vzorcih: 800 J / (kg K) ali 0,191 cal / (g deg) in 84-126 W / (m K) ali 0,20-0, 30 cal/(cm sec deg);
transparentno za dolgovalovno infrardeče sevanje, ki se uporablja v infrardeči optiki;
dielektrična konstanta - 1,17;
trdota po Mohsovi lestvici - 7.

Električne lastnosti nekovine so zelo odvisne od nečistoč. V industriji se ta funkcija uporablja za modulacijo želenega tipa polprevodnika. Pri normalnih temperaturah je silicij krhek, pri segrevanju nad 800 C pa je možna plastična deformacija.

Lastnosti amorfnega silicija so presenetljivo drugačne: je zelo higroskopičen in reagira veliko bolj aktivno tudi pri normalnih temperaturah.

Struktura in kemična sestava ter lastnosti silicija so obravnavane v spodnjem videu:

Sestava in struktura

Silicij obstaja v dveh alotropnih oblikah, ki sta enako stabilni pri normalni temperaturi.

Kristalno Ima videz temno sivega prahu. Snov je, čeprav ima diamantu podobno kristalno mrežo, krhka – zaradi predolge vezi med atomi. Zanimive so njegove polprevodniške lastnosti.
Pri zelo visoki pritiski na voljo šestkoten modifikacija z gostoto 2,55 g / cu. glej Vendar pa ta faza še ni našla praktičnega pomena.
Amorfna- Rjavi prah. Za razliko od kristalne oblike reagira veliko bolj aktivno. To ni toliko posledica inertnosti prve oblike, temveč dejstva, da je v zraku snov prekrita s plastjo dioksida.

Poleg tega je treba upoštevati še eno vrsto klasifikacije, povezano z velikostjo kristala silicija, ki skupaj tvorita snov. Kristalna mreža, kot je znano, pomeni urejenost ne le atomov, temveč tudi struktur, ki jih ti atomi tvorijo - tako imenovani red dolgega dosega. Večji kot je, bolj homogena bo snov v lastnostih.

monokristalni– vzorec je monokristal. Njegova struktura je čim bolj urejena, lastnosti so homogene in dobro predvidljive. Prav po tem materialu je največje povpraševanje v elektrotehniki. Spada pa tudi med najdražje vrste, saj je postopek pridobivanja zapleten, stopnja rasti pa nizka.
Multikristalni– vzorec je sestavljen iz številnih velikih kristalnih zrn. Meje med njimi tvorijo dodatne defektne nivoje, kar zmanjšuje delovanje vzorca kot polprevodnika in vodi do hitrejše obrabe. Tehnologija gojenja multikristala je preprostejša, zato je material cenejši.
Polikristalni- obsega veliko število zrna so naključno razporejena glede na drugega. To je najčistejša različica industrijskega silicija, ki se uporablja v mikroelektroniki in sončni energiji. Pogosto se uporablja kot surovina za gojenje več- in monokristalov.
Tudi amorfni silicij zavzema ločen položaj v tej klasifikaciji. Tu se vrstni red atomov ohranja le na najkrajših razdaljah. Vendar se v elektrotehniki še vedno uporablja v obliki tankih plasti.

Proizvodnja nekovin

Glede na inertnost njegovih spojin in visoko tališče večine ni tako enostavno pridobiti čistega silicija. V industriji se najpogosteje uporablja redukcija ogljikovega dioksida. Reakcijo izvajamo v obločnih pečeh pri temperaturi 1800 C. Tako dobimo nekovino s čistostjo 99,9%, kar je premalo za njeno uporabo.

Nastali material kloriramo, da dobimo kloride in hidrokloride. Povezave nato očistimo z vsemi možne metode iz nečistoč in reduciramo z vodikom.

Možno je tudi čiščenje snovi s pridobivanjem magnezijevega silicida. Silicid je izpostavljen klorovodikovi oz ocetna kislina. Pridobimo silan, ki ga očistimo različne poti- sorpcija, rektifikacija itd. Nato se silan razgradi na vodik in silicij pri temperaturi 1000 C. V tem primeru dobimo snov z deležem nečistoč 10 -8 -10 -6%.

Uporaba snovi

Za industrijo so najbolj zanimive elektrofizikalne lastnosti nekovine. Njegova enokristalna oblika je polprevodnik s posredno vrzeljo. Njegove lastnosti določajo nečistoče, kar omogoča pridobivanje kristalov silicija z želenimi lastnostmi. Torej dodatek bora, indija omogoča rast kristala z luknjasto prevodnostjo in uvedbo fosforja ali arzena - kristal z elektronsko prevodnostjo.

Silicij dobesedno služi kot osnova sodobne elektrotehnike. Iz njega izdelujejo tranzistorje, fotocelice, integrirana vezja, diode in tako naprej. Poleg tega je funkcionalnost naprave skoraj vedno določena le s pripovršinsko plastjo kristala, kar vodi do zelo specifičnih zahtev za površinsko obdelavo.
V metalurgiji se tehnični silicij uporablja tako kot modifikator zlitin - daje večjo trdnost, kot sestavina - na primer, in kot deoksidant - pri proizvodnji litega železa.
Ultra čista in prefinjena metalurgija je osnova sončne energije.
Nekovinski dioksid se v naravi nahaja v zelo različne oblike. Njegove kristalne sorte so opal, ahat, karneol, ametist, nosorogovo, so našli svoje mesto v draguljarski dejavnosti. Spremembe, ki na videz niso tako privlačne - kremen, kremen, se uporabljajo v metalurgiji, v gradbeništvu in v radijski elektrotehniki.
Spojina nekovine z ogljikom - karbidom se uporablja v metalurgiji in izdelavi instrumentov ter v kemična industrija. Je polprevodnik s široko vrzeljo, za katerega je značilna visoka trdota - 7 po Mohsovi lestvici, in trdnost, ki omogoča uporabo kot abrazivni material.
Silikati - to je soli silicijeve kisline. Nestabilen, zlahka razpade pod vplivom temperature. Izjemni so po tem, da tvorijo številne in raznolike soli. Toda slednji so osnova za proizvodnjo stekla, keramike, fajanse, kristala in. Mirno lahko rečemo, da sodobna gradnja temelji na različnih silikatih.
Steklo tu predstavlja največ zanimiv primer. Temelji na aluminosilikatih, vendar zanemarljive primesi drugih snovi - običajno oksidov, dajejo materialu maso različne lastnosti, vključno z barvo. -, fajansa, porcelan ima pravzaprav isto formulo, čeprav z drugačnim razmerjem komponent, neverjetna pa je tudi njegova raznolikost.
Nekovina ima še eno sposobnost: tvori spojine tipa ogljika v obliki dolge verige atomov silicija. Take spojine imenujemo organosilicijeve spojine. Obseg njihove uporabe ni nič manj znan - to so silikoni, tesnila, maziva itd.

Silicij je zelo pogost element in izjemno pomemben na toliko področjih. Narodno gospodarstvo. Poleg tega se aktivno ne uporablja samo snov sama, temveč vse njene različne in številne spojine.

Ta videoposnetek govori o lastnostih in uporabi silicija:

Uvod

Poglavje 2. Kemične spojine ogljika

2.1 Kisikovi derivati ogljika

2.1.1 +2 oksidacijsko stanje

2.1.2 +4 oksidacijsko stanje

2.3 Kovinski karbidi

2.3.1 Karbidi, topni v vodi in razredčenih kislinah

2.3.2 Karbidi, netopni v vodi in razredčenih kislinah

Poglavje 3. Silicijeve spojine

3.1 Kisikove silicijeve spojine

Bibliografija

Uvod

Kemija je ena od vej naravoslovja, katere predmet je kemični elementi(atomi), enostavne in kompleksne snovi (molekule), ki jih tvorijo, njihove transformacije in zakoni, ki te transformacije urejajo.

Po definiciji je D.I. Mendeleev (1871), "lahko kemijo v njenem sedanjem stanju ... imenujemo nauk o elementih."

Izvor besede "kemija" ni povsem jasen. Številni raziskovalci verjamejo, da izhaja iz starodavnega imena Egipta - Hemia (grško Chemia, najdeno pri Plutarhu), ki izhaja iz "hem" ali "hame" - črn in pomeni "znanost o črni zemlji" (Egipt), " egipčanska znanost".

Sodobna kemija je tesno povezana tako z drugimi naravoslovnimi vedami kot z vsemi panogami narodnega gospodarstva.

Kvalitativna značilnost kemijske oblike gibanja snovi in njeni prehodi v druge oblike gibanja določajo vsestranskost kemijske znanosti in njeno povezanost s področji znanja, ki proučujejo tako nižje kot višje oblike gibanja. Poznavanje kemijske oblike gibanja materije bogati splošni nauk o razvoju narave, evoluciji materije v vesolju in prispeva k oblikovanju celostne materialistične slike sveta. Stik kemije z drugimi vedami povzroča posebna področja njihovega medsebojnega prodiranja. Tako prehodni področji med kemijo in fiziko predstavljata fizikalna kemija in kemijska fizika. Med kemijo in biologijo, kemijo in geologijo so nastala posebna mejna področja - geokemija, biokemija, biogeokemija, molekularna biologija. Najpomembnejši zakoni kemije so oblikovani v matematičnem jeziku in teoretična kemija se brez matematike ne more razvijati. Kemija je vplivala in vpliva na razvoj filozofije in je tudi sama doživljala in doživlja svoj vpliv.

V zgodovini sta se razvili dve glavni veji kemije: anorganska kemija, ki preučuje predvsem kemične elemente ter enostavne in kompleksne snovi, ki jih tvorijo (razen ogljikovih spojin), in organska kemija, katere predmet so spojine ogljika z drugimi elementi ( organske snovi).

Vse do konca 18. stoletja sta izraza »anorganska kemija« in »organska kemija« označevala le, iz katerega »kraljestva« narave (mineralnega, rastlinskega ali živalskega) so bile določene spojine pridobljene. Začenši z 19. stol. ti izrazi so začeli označevati prisotnost ali odsotnost ogljika v določeni snovi. Potem so dobili nov, širši pomen. Anorganska kemija se stika predvsem z geokemijo in nato z mineralogijo in geologijo, tj. z vedami o anorganski naravi. Organska kemija predstavlja vejo kemije, ki preučuje različne ogljikove spojine do najkompleksnejših biopolimernih snovi. Preko organske in bioorganske kemije meji kemija na biokemijo in nadalje na biologijo, tj. s celoto znanosti o živi naravi. Na stičišču med anorgansko in organsko kemijo je področje organoelementnih spojin.

V kemiji so se postopoma oblikovale ideje o strukturnih ravneh organizacije snovi. Zaplet snovi, začenši od najnižjega, atomskega, poteka skozi stopnje molekularnih, makromolekulskih ali visokomolekulskih spojin (polimer), nato medmolekularnih (kompleks, klatrat, katenan) in nazadnje raznolikih makrostruktur (kristal, micel). ) do nedoločenih nestehiometričnih formacij. Postopoma so se razvijale in izolirale ustrezne discipline: kemija kompleksnih spojin, polimerov, kristalna kemija, preučevanje razpršenih sistemov in površinskih pojavov, zlitin itd.

Preučevanje kemičnih predmetov in pojavov fizikalne metode, ki določa zakone kemičnih transformacij, ki temeljijo na splošna načela fizike, je osnova fizikalne kemije. To področje kemije vključuje številne večinoma neodvisne discipline: kemijsko termodinamiko, kemijsko kinetiko, elektrokemijo, koloidno kemijo, kvantno kemijo in preučevanje strukture in lastnosti molekul, ionov, radikalov, radiacijsko kemijo, fotokemijo, nauk o kataliza, kemijsko ravnotežje, raztopine in drugo. analizna kemija, katerega metode se široko uporabljajo na vseh področjih kemije in kemične industrije. Na področjih praktične uporabe kemije so se pojavile vede in znanstvene discipline, kot so kemijska tehnologija s številnimi panogami, metalurgija, kmetijska kemija, medicinska kemija, forenzična kemija itd.

Kot je navedeno zgoraj, kemija upošteva kemične elemente in snovi, ki jih tvorijo, ter zakone, ki urejajo te transformacije. Eden od teh vidikov (tj. kemične spojine na osnovi silicija in ogljika) in jih bom obravnaval v tem prispevku.

Poglavje 1. Silicij in ogljik - kemični elementi

1.1 Uvod v ogljik in silicij

Ogljik (C) in silicij (Si) sta člana skupine IVA.

Ogljik ni zelo pogost element. Kljub temu je njen pomen ogromen. Ogljik je osnova življenja na zemlji. Je del karbonatov (Ca, Zn, Mg, Fe itd.), ki so v naravi zelo pogosti, v atmosferi obstaja v obliki CO 2, pojavlja se v obliki naravnih premogov (amorfni grafit), nafte in naravnega plin, pa tudi preproste snovi (diamant, grafit).

Silicij je drugi najpogostejši element v zemeljski skorji (za kisikom). Če je ogljik osnova življenja, potem je silicij osnova zemeljske skorje. Najdemo ga v najrazličnejših silikatih (slika 4) in aluminosilikatih, pesku.

Amorfni silicij je rjav prah. Slednjega je enostavno dobiti v kristalnem stanju v obliki sivo trdih, a precej krhkih kristalov. Kristalni silicij je polprevodnik.

Tabela 1. Splošni kemijski podatki o ogljiku in siliciju.

Pri navadni temperaturi obstojna modifikacija ogljika - grafit - je neprozorna, sivo mastna masa. Diamant - najtrša snov na zemlji - je brezbarven in prozoren. Kristalni strukturi grafita in diamanta sta prikazani na sliki 1.

Slika 1. Struktura diamanta (a); struktura grafita (b)

Ogljik in silicij imata svoje specifične derivate.

Tabela 2. Najznačilnejši derivati ogljika in silicija

1.2 Priprava, kemijske lastnosti in uporaba enostavnih snovi

Silicij se pridobiva z redukcijo oksidov z ogljikom; da se po redukciji pridobi v posebej čistem stanju, se snov prenese v tetraklorid in ponovno reducira (z vodikom). Nato se tali v ingote in podvrže čiščenju s conskim taljenjem. Ingot kovine se segreje z enega konca, tako da se v njem oblikuje območje staljene kovine. Ko se cona premakne na drugi konec ingota, se nečistoča, ki se v staljeni kovini raztopi bolje kot v trdni, odstrani in tako se kovina očisti.

Ogljik je inerten, vendar pri zelo visoki temperaturi (v amorfnem stanju) sodeluje z večino kovin, da tvori trdne raztopine ali karbide (CaC 2, Fe 3 C itd.), Pa tudi s številnimi metaloidi, na primer:

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

Silicij je bolj reaktiven. Reagira s fluorom že pri običajni temperaturi: Si + 2F 2 \u003d SiF 4

Silicij ima tudi zelo visoko afiniteto do kisika:

Reakcija s klorom in žveplom poteka pri približno 500 K. Pri zelo visoka temperatura silicij medsebojno deluje z dušikom in ogljikom:

Silicij ne vpliva neposredno na vodik. Silicij se topi v alkalijah:

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

Kisline, razen fluorovodikove, nanj ne vplivajo. Pri HF pride do reakcije

Si+6HF=H2+2H2.

Ogljik v sestavi različnih premogov, nafte, naravnih (predvsem CH4), pa tudi umetno pridobljenih plinov je najpomembnejša gorivna osnova našega planeta.

Uvod

2.1.1 +2 oksidacijsko stanje

2.1.2 +4 oksidacijsko stanje

2.3 Kovinski karbidi

Poglavje 3. Silicijeve spojine

Bibliografija

Uvod

Kemija je ena od vej naravoslovja, katere predmet so kemijski elementi (atomi), enostavne in sestavljene snovi (molekule), ki jih tvorijo, njihove transformacije in zakonitosti, ki jim te transformacije sledijo.

Po definiciji je D.I. Mendeleev (1871), "lahko kemijo v njenem sedanjem stanju ... imenujemo nauk o elementih."

Sodobna kemija je tesno povezana tako z drugimi naravoslovnimi vedami kot z vsemi panogami narodnega gospodarstva.

Vse do konca 18. stoletja sta izraza »anorganska kemija« in »organska kemija« označevala le, iz katerega »kraljestva« narave (mineralnega, rastlinskega ali živalskega) so bile določene spojine pridobljene. Začenši z 19. stol. ti izrazi so začeli označevati prisotnost ali odsotnost ogljika v določeni snovi. Potem so dobili nov, širši pomen. Anorganska kemija se stika predvsem z geokemijo in nato z mineralogijo in geologijo, tj. z vedami o anorganski naravi. Organska kemija je veja kemije, ki proučuje različne ogljikove spojine do najkompleksnejših biopolimernih snovi. Preko organske in bioorganske kemije meji kemija na biokemijo in nadalje na biologijo, tj. s celoto znanosti o živi naravi. Na stičišču med anorgansko in organsko kemijo je področje organoelementnih spojin.

Osnova fizikalne kemije je preučevanje kemičnih predmetov in pojavov s fizikalnimi metodami, vzpostavitev vzorcev kemičnih transformacij, ki temeljijo na splošnih fizikalnih načelih. To področje kemije vključuje številne večinoma neodvisne discipline: kemijsko termodinamiko, kemijsko kinetiko, elektrokemijo, koloidno kemijo, kvantno kemijo in preučevanje strukture in lastnosti molekul, ionov, radikalov, radiacijsko kemijo, fotokemijo, nauk o kataliza, kemijsko ravnotežje, raztopine in drugo Analitska kemija je dobila samostojen značaj. , katerega metode se široko uporabljajo na vseh področjih kemije in kemične industrije. Na področjih praktične uporabe kemije so se pojavile vede in znanstvene discipline, kot so kemijska tehnologija s številnimi panogami, metalurgija, kmetijska kemija, medicinska kemija, forenzična kemija itd.

Kot je navedeno zgoraj, kemija upošteva kemične elemente in snovi, ki jih tvorijo, ter zakone, ki urejajo te transformacije. Enega od teh vidikov (in sicer kemične spojine na osnovi silicija in ogljika) bom obravnaval v tem prispevku.

Poglavje 1. Silicij in ogljik - kemični elementi

1.1 Uvod v ogljik in silicij

Ogljik (C) in silicij (Si) sta člana skupine IVA.

Amorfni silicij je rjav prah. Slednjega je enostavno dobiti v kristalnem stanju v obliki sivo trdih, a precej krhkih kristalov. Kristalni silicij je polprevodnik.

Tabela 1. Splošni kemijski podatki o ogljiku in siliciju.

Slika 1. Struktura diamanta (a); struktura grafita (b)

Ogljik in silicij imata svoje specifične derivate.

Tabela 2. Najznačilnejši derivati ogljika in silicija

1.2 Priprava, kemijske lastnosti in uporaba enostavnih snovi

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

Silicij je bolj reaktiven. Reagira s fluorom že pri običajni temperaturi: Si + 2F 2 \u003d SiF 4

Silicij ima tudi zelo visoko afiniteto do kisika:

Reakcija s klorom in žveplom poteka pri približno 500 K. Pri zelo visokih temperaturah silicij medsebojno deluje z dušikom in ogljikom:

Silicij ne vpliva neposredno na vodik. Silicij se topi v alkalijah:

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

Kisline, razen fluorovodikove, nanj ne vplivajo. Pri HF pride do reakcije

Si+6HF=H2+2H2.

Ogljik v sestavi različnih premogov, nafte, naravnih (predvsem CH4), pa tudi umetno pridobljenih plinov je najpomembnejša gorivna osnova našega planeta.

Grafit se pogosto uporablja za izdelavo lončkov. Kot elektrode se uporabljajo grafitne palice. Veliko grafita gre za proizvodnjo svinčnikov. Ogljik in silicij se uporabljata za proizvodnjo različnih vrst litega železa. V metalurgiji se ogljik uporablja kot reducent, silicij pa zaradi velike afinitete do kisika kot deoksidant. Kristalni silicij v posebej čistem stanju (ne več kot 10 -9 at.% nečistoč) se uporablja kot polprevodnik v različnih napravah in napravah, vključno kot tranzistorji in termistorji (naprave za zelo fine meritve temperature), pa tudi v fotocelicah, delovanje katerega Temelji na zmožnosti polprevodnika, da prevaja tok, ko je osvetljen.

Poglavje 2. Kemične spojine ogljika

Za ogljik so značilne močne kovalentne vezi med lastnimi atomi (C-C) in z atomom vodika (C-H), kar se odraža v številčnosti organskih spojin (nekaj sto milijonov). Poleg trpežne C-H povezave, C-C v različnih razredih organskih in anorganskih spojin so široko zastopane ogljikove vezi z dušikom, žveplom, kisikom, halogeni in kovinami (glej tabelo 5). Tako velike možnosti tvorbe vezi so posledica majhnosti ogljikovega atoma, ki omogoča, da se njegove valenčne orbitale 2s 2, 2p 2 čim bolj prekrivajo. Najpomembnejše anorganske spojine so opisane v tabeli 3.

Med anorganskimi ogljikovimi spojinami so derivati, ki vsebujejo dušik, edinstveni po sestavi in strukturi.

V anorganski kemiji so široko zastopani derivati ocetne CH3COOH in oksalne H 2 C 2 O 4 kisline - acetati (tip M "CH3COO) in oksalati (tip M I 2 C 2 O 4).

Tabela 3. Najpomembnejše anorganske spojine ogljika.

2.1 Kisikovi derivati ogljika

2.1.1 +2 oksidacijsko stanje

Ogljikov monoksid CO (ogljikov monoksid): glede na zgradbo molekulskih orbital (tabela 4).

CO je podoben molekuli N 2. Tako kot dušik ima CO visoko disociacijsko energijo (1069 kJ/mol), ima nizko Tm (69 K) in Tbp (81,5 K), je slabo topen v vodi in je kemično inerten. CO reagira le pri visokih temperaturah, vključno z:

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

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

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

CO + H 2 0 parov \u003d HCOOH (mravljinčna kislina).

Hkrati ima molekula CO visoko afiniteto do kisika:

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

Zaradi velike afinitete do kisika se ogljikov monoksid (II) uporablja kot redukcijsko sredstvo za okside številnih težkih kovin (Fe, Co, Pb itd.). V laboratoriju se CO oksid pridobiva z dehidracijo mravljinčne kisline.

V tehnologiji se ogljikov monoksid (II) pridobiva z redukcijo CO 2 s premogom (C + CO 2 \u003d 2CO) ali z oksidacijo metana (2CH 4 + 3O 2 \u003d \u003d 4H 2 0 + 2CO).

Med derivati CO so kovinski karbonili velikega teoretičnega in določenega praktičnega pomena (za pridobivanje čistih kovin).

Kemične vezi v karbonilih nastanejo predvsem po donorsko-akceptorskem mehanizmu zaradi prostih orbital d- elementa in elektronskega para molekule CO, pride tudi do n-prekrivanja po dativnem mehanizmu (kovinski CO). Vsi kovinski karbonili so diamagnetne snovi, za katere je značilna nizka trdnost. Tako kot ogljikov monoksid (II) so kovinski karbonili strupeni.

Tabela 4. Porazdelitev elektronov po orbitalah molekule CO

2.1.2 +4 oksidacijsko stanje

Ogljikov dioksid CO 2 (ogljikov dioksid). Molekula CO 2 je linearna. Energijska shema za nastanek orbital molekule CO 2 je prikazana na sliki 2. Ogljikov monoksid (IV) lahko reagira z amoniakom v reakciji.

Ko se ta sol segreje, dobimo dragoceno gnojilo - karbamid CO (MH 2) 2:

Urea se razgradi z vodo

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

Slika 2. Energijski diagram nastajanja molekulskih orbital CO 2.

V tehnologiji se CO 2 oksid pridobiva z razgradnjo kalcijevega karbonata ali natrijevega bikarbonata:

V laboratorijskih pogojih se običajno pridobiva z reakcijo (v Kippovem aparatu)

CaCO3 + 2HC1 = CaC12 + CO2 + H20.

Najpomembnejši derivati CO 2 so šibka ogljikova kislina H 2 CO s in njene soli: M I 2 CO 3 in M I HC 3 (karbonati oziroma bikarbonati).

Večina karbonatov je netopnih v vodi. Vodotopni karbonati so podvrženi pomembni hidrolizi:

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

Zaradi popolne hidrolize vodne raztopine nemogoče je izolirati karbonate Cr 3+, ai 3+, Ti 4+, Zr 4+ itd.

Praktično pomembni so Ka 2 CO3 (soda), K 2 CO3 (pepelika) in CaCO3 (kreda, marmor, apnenec). Bikarbonati so za razliko od karbonatov topni v vodi. Iz bikarbonatov praktično uporabo najde NaHCO 3 ( pitna soda). Pomembni bazični karbonati so 2CuCO3-Cu (OH) 2 , PbCO 3 X XPb (OH) 2 .

Lastnosti ogljikovih halogenidov so podane v tabeli 6. Od ogljikovih halogenidov je najpomembnejša brezbarvna, precej strupena tekočina. AT normalne razmere CCI 4 je kemično inerten. Uporablja se kot nevnetljivo in negorljivo topilo za smole, lake, maščobe, pa tudi za pridobivanje freona CF 2 CI 2 (T bp = 303 K):

Drugo organsko topilo, ki se uporablja v praksi, je ogljikov disulfid CSa (brezbarvna, hlapna tekočina s Tbp = 319 K) - reaktivna snov:

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

CS 2 + 3Cl 2 \u003d CCl 4 -S 2 Cl 2, CS 2 + 2H 2 0 \u003d \u003d C0 2 + 2H 2 S, CS 2 + K 2 S \u003d K 2 CS 3 (sol tiokarbonske kisline H 2 CSz).

Hlapi ogljikovega disulfida so strupeni.

Cianovodikova (cianovodikova) kislina HCN (H-C \u003d N) je brezbarvna, lahko gibljiva tekočina, ki vre pri 299,5 K. Pri 283 K se strdi. HCN in njegovi derivati so izjemno strupeni. HCN lahko dobimo z reakcijo

Cianovodikova kislina se topi v vodi; hkrati pa šibko disociira

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

Soli cianovodikove kisline (cianidi) so v nekaterih reakcijah podobne kloridom. Na primer, CH - -ion z Ag + ioni daje belo oborino srebrovega cianida AgCN, ki je slabo topen v mineralnih kislinah. Cianidi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin so topni v vodi. Zaradi hidrolize imajo njihove raztopine vonj po cianovodikovi kislini (vonj po grenkih mandljih). Cianidi težkih kovin so slabo topni v vodi. CN je močan ligand, najpomembnejši kompleksni spojini sta K 4 in Kz [Re (CN) 6].

Cianidi so krhke spojine, pri daljši izpostavljenosti CO 2 v zraku cianidi razpadejo

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

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

brezbarven strupen plin; medsebojno deluje z vodo in tvori cianovodikovo (HOCN) in cianovodikovo (HCN) kislino:

(HCN) kisline:

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

V tem, tako kot v spodnji reakciji, je (CN) 2 podoben halogenu:

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

Cianska kislina je znana v dveh tavtomernih oblikah:

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

Izomer je kislina H-0=N=C (eksplozivna kislina). Soli HONC eksplodirajo (uporabljajo se kot detonatorji). Rodovodikova kislina HSCN je brezbarvna, oljnata, hlapna, lahko strjevalna tekočina (Tm=278 K). V čistem stanju je zelo nestabilen, ko se razgradi, se sprosti HCN. Za razliko od cianovodikove kisline je HSCN precej močna kislina (K=0,14). Za HSCN je značilno tavtomerno ravnovesje:

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

SCN - krvavo rdeči ion (reagent za Fe 3+ ion). Rodanidne soli, pridobljene iz HSCN - zlahka pridobljene iz cianidov z dodatkom žvepla:

Večina tiocianatov je topnih v vodi. Soli Hg, Au, Ag, Cu so netopne v vodi. SCN- ion, tako kot CN-, daje komplekse tipa M3 1 M "(SCN) 6, kjer M" "Cu, Mg in nekateri drugi. Dirodan (SCN) 2 - svetlo rumeni kristali, taljenje - 271 K Pridobite (SCN) 2 z reakcijo

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

Od drugih spojin, ki vsebujejo dušik, je treba navesti cianamid.

in njegov derivat - kalcijev cianamid CaCN 2 (Ca=N-C=N), ki se uporablja kot gnojilo.

2.3 Kovinski karbidi

Karbidi so produkti interakcije ogljika s kovinami, silicijem in borom. Po topnosti delimo karbide v dva razreda: karbide, ki so topni v vodi (ali razredčenih kislinah) in karbide, ki so v vodi netopni (ali razredčene kisline).

2.3.1 Karbidi, topni v vodi in razredčenih kislinah

A. Karbidi, ki v raztopljenem stanju tvorijo C 2 H 2 Ta skupina vključuje karbide kovin prvih dveh glavnih skupin; blizu so jim karbidi Zn, Cd, La, Ce, Th sestave MC 2 (LaC 2 , CeC 2 , ТhC 2 .)

CaC 2 + 2H 2 0 \u003d Ca (OH) 2 + C 2 H 2, ThC 2 + 4H 2 0 \u003d Th (OH) 4 + H 2 C 2 + H 2.

ANSz + 12H 2 0 \u003d 4Al (OH) s + ZSN 4, Be 2 C + 4H 2 0 \u003d 2Be (OH) 2 + CH 4. Po njihovih lastnostih jim je Mn z C blizu:

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

B. Karbidi, ki v raztopljenem stanju tvorijo zmes ogljikovodikov in vodika. Ti vključujejo večino karbidov redkih zemeljskih kovin.

2.3.2 Karbidi, netopni v vodi in razredčenih kislinah

V to skupino spada večina karbidov prehodnih kovin (W, Mo, Ta itd.), pa tudi SiC, B 4 C.

Raztapljajo se v oksidativnih okoljih, na primer:

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

Slika 3. Ikozaeder B 12

Praktično pomembni so karbidi prehodnih kovin, pa tudi silicijevi karbidi SiC in bor B 4 C. SiC - karborund - brezbarvni kristali z diamantno mrežo, ki se po trdoti približujejo diamantu (tehnični SiC ima temno barvo zaradi nečistoč). SiC je zelo ognjevzdržen, toplotno prevoden in električno prevoden pri visoki temperaturi, izjemno kemično inerten; uničiti ga je mogoče le s taljenjem na zraku z alkalijami.

B 4 C - polimer. Mreža borovega karbida je zgrajena iz linearno razporejenih treh atomov ogljika in skupin, ki vsebujejo 12 atomov B, razporejenih v obliki ikozaedra (slika 3); trdota B4C je višja od trdote SiC.

Poglavje 3. Silicijeve spojine

Razlika med kemijo silicija in ogljika je predvsem posledica velike velikosti njegovega atoma in možnosti uporabe prostih 3d orbital. Zaradi dodatne vezave (po donorsko-akceptorskem mehanizmu) so vezi silicija s kisikom Si-O-Si in fluorom Si-F (tabela 17.23) močnejše kot vezi ogljika in zaradi večja velikost vezi atoma Si so v primerjavi z atomom C vezi Si-H in Si-Si manj močne kot vezi ogljika. Atomi silicija praktično niso sposobni tvoriti verig. Homologna serija silicijevih vodikov SinH2n+2 (silanov), analogna ogljikovodikom, je bila pridobljena le do sestave Si4Hio. Silijev atom ima zaradi večje velikosti tudi šibko izraženo sposobnost n-prekrivanja, zato so zanj malo značilne ne le trojne, ampak tudi dvojne vezi.

Pri interakciji silicija s kovinami nastanejo silicidi (Ca 2 Si, Mg 2 Si, BaSi 2, Cr 3 Si, CrSi 2 itd.), ki so v mnogih pogledih podobni karbidom. Silicidi niso značilni za elemente I. skupine (razen za Li). Silicijevi halogenidi (tabela 5) so močnejše spojine od ogljikovih halogenidov; vendar jih voda razgradi.

Tabela 5. Trdnost nekaterih vezi ogljika in silicija

Najtrpežnejši silicijev halid je SiF 4 (razgradi se le pod vplivom električnega praznjenja), vendar je tako kot drugi halogenidi podvržen hidrolizi. Pri interakciji SiF 4 s HF nastane heksafluorosilicijeva kislina:

SiF4 +2HF=H2.

H 2 SiF 6 je po jakosti blizu H 2 S0 4 . Derivati te kisline - fluorosilikati so praviloma topni v vodi. Fluorosilikati alkalijskih kovin (razen Li in NH 4) so slabo topni. Fluorosilikati se uporabljajo kot pesticidi (insekticidi).

Praktično pomemben halid je SiCO 4 . Uporablja se za pridobivanje organosilicijevih spojin. Torej SiCL 4 zlahka komunicira z alkoholi, da tvori estre silicijeve kisline HaSiO 3:

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

Tabela 6. Ogljikovi in silicijevi halogenidi

Estri silicijeve kisline, hidrolizirani, tvorijo silikone - polimerne snovi verižne strukture:

(R-organski radikal), ki so našli uporabo v proizvodnji gume, olj in maziv.

Silicijev sulfid (SiS 2) n-polimerna snov; stabilen pri normalni temperaturi; razkroji z vodo:

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

3.1 Kisikove silicijeve spojine

Najpomembnejša kisikova spojina silicija je silicijev dioksid SiO 2 (silicijev dioksid), ki ima več kristalnih modifikacij.

Nizkotemperaturna modifikacija (do 1143 K) se imenuje kremen. Kremen ima piezoelektrične lastnosti. Naravne sorte kremena: kamniti kristal, topaz, ametist. Različice silicijevega dioksida so kalcedon, opal, ahat,. jaspis, pesek.

Kremen je kemično odporen; nanj delujejo samo fluor, fluorovodikova kislina in raztopine alkalij. Z lahkoto prehaja v steklasto stanje (kremenčevo steklo). Kremenčevo steklo je krhko, kemično in toplotno precej odporno. Silicijeva kislina, ki ustreza SiO 2, nima določene sestave. Kremenčevo kislino običajno zapišemo kot xH 2 O-ySiO 2 . Izolirane so bile kremenčeve kisline: H 2 SiO 3 (H 2 O-SiO 2) - metasilicij (tri-oksosilicij), H 4 Si0 4 (2H 2 0-Si0 2) - ortosilicij (tetra-oksosilicij), H 2 Si2O 5 (H 2 O * SiO 2) - dimetosilicij.

Silicijeve kisline so slabo topne snovi. V skladu z manj metaloidno naravo silicija v primerjavi z ogljikom je H 2 SiO 3 kot elektrolit šibkejši od H 2 CO3.

Silikatne soli, ki ustrezajo silicijevim kislinam, so netopne v vodi (razen silikatov alkalijskih kovin). Topni silikati se hidrolizirajo po enačbi

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

Imenujemo koncentrirane raztopine topnih silikatov tekoče steklo. Navadno okensko steklo, natrijev in kalcijev silikat, ima sestavo Na 2 0-CaO-6Si0 2 . Pridobiva se z reakcijo

Poznamo veliko različnih silikatov (natančneje oksosilikatov). V strukturi oksosilikatov je opaziti določeno pravilnost: vsi so sestavljeni iz tetraedrov Si0 4, ki so med seboj povezani preko atoma kisika. Najpogostejše kombinacije tetraedrov so (Si 2 O 7 6 -), (Si 3 O 9) 6 -, (Si 4 0 l2) 8-, (Si 6 O 18 12 -), ki kot strukturne enote lahko združiti v verige, trakove, mreže in okvirje (slika 4).

Najpomembnejša naravna silikata sta na primer smukec (3MgO * H 2 0-4Si0 2) in azbest (SmgO*H 2 O*SiO 2). Tako kot SiO 2 je tudi za silikate značilno steklasto (amorfno) stanje. S kontrolirano kristalizacijo stekla je mogoče pridobiti fino kristalno stanje (sitale). Za sitale je značilna povečana trdnost.

Poleg silikatov so v naravi zelo razširjeni aluminosilikati. Aluminosilikati - okvirni oksosilikati, v katerih so nekateri atomi silicija nadomeščeni s trivalentnim Al; na primer Na 12 [(Si, Al) 0 4] 12.

Za silicijevo kislino je značilno koloidno stanje, ko je H 2 SiO 3 izpostavljen njenim solim kislin, ne obori se takoj. Koloidne raztopine silicijeve kisline (soli) se lahko pod določenimi pogoji (na primer pri segrevanju) pretvorijo v prozorno, homogeno želatinasto maso-gel silicijeve kisline. Geli so visokomolekularne spojine s prostorsko zelo ohlapno strukturo, ki jo tvorijo molekule Si0 2, katerih praznine so zapolnjene z molekulami H 2 O. Ko geli silicijeve kisline dehidriramo, dobimo silikagel - porozen izdelek z visoko adsorpcijo zmogljivost.

Slika 4. Struktura silikatov.

zaključki

Ko sem pri svojem delu preučil kemične spojine na osnovi silicija in ogljika, sem prišel do zaključka, da je ogljik, ki je kvantitativno redek element, najpomembnejša sestavina zemeljskega življenja, njegove spojine obstajajo v zraku, nafti in tudi v preproste snovi, kot sta diamant in grafit. Eden od najpomembnejše lastnosti ogljik ima močne kovalentne vezi med atomi, prav tako atom vodika. Najpomembnejše anorganske spojine ogljika so: oksidi, kisline, soli, halogenidi, dušik vsebujoči derivati, sulfidi, karbidi.

Ko že govorimo o siliciju, je treba opozoriti na velike količine njegovih zalog na zemlji, je osnova zemeljske skorje in se nahaja v številnih silikatih, pesku itd. Trenutno je uporaba silicija zaradi njegovih polprevodniških lastnosti v porastu. Uporablja se v elektroniki pri izdelavi računalniških procesorjev, mikrovezij in čipov. Silicijeve spojine s kovinami tvorijo silicide, najpomembnejša kisikova spojina silicija je silicijev oksid SiO 2 (silicijev dioksid).V naravi je najrazličnejši silikati - pogosti so tudi smukec, azbest, alumosilikati.

Bibliografija

1. Velika sovjetska enciklopedija. Tretja izdaja. T.28. - M.: Sovjetska enciklopedija, 1970.

2. Zhiryakov V.G. Organska kemija, 4. izd. - M., "Kemija", 1971.

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

4. Splošna kemija / Ed. JEJ. Sokolovskaya, L.S. Guzeya, 3. izd. - M.: Moskovska založba. un-ta, 1989.

5. Svet nežive narave. - M., "Znanost", 1983.

6. Potapov V.M., Tatarinchik S.N. Organska kemija. Učbenik.4.izd. - M.: "Kemija", 1989.

Ogljik je sposoben tvoriti več alotropskih modifikacij. To so diamant (najbolj inertna alotropna modifikacija), grafit, fuleren in karbin.

Oglje in saje so amorfni ogljik. Ogljik v tem stanju nima urejene strukture in je pravzaprav sestavljen iz najmanjših drobcev grafitnih plasti. Amorfno oglje, obdelano z vročo vodno paro, imenujemo aktivno oglje. 1 gram aktivnega oglja ima zaradi prisotnosti številnih por v njem skupno površino več kot tristo kvadratnih metrov! Aktivno oglje zaradi svoje sposobnosti vpijanja različnih snovi najde široka uporaba kot polnilo filtra, kot tudi enterosorbent za različne vrste zastrupitev.

S kemijskega vidika je amorfni ogljik njegova najbolj aktivna oblika, grafit je srednje aktiven, diamant pa je izjemno inertna snov. Zaradi tega je treba spodaj obravnavane kemijske lastnosti ogljika pripisati predvsem amorfnemu ogljiku.

Redukcijske lastnosti ogljika

Kot reducent ogljik reagira z nekovinami, kot so kisik, halogeni in žveplo.

Odvisno od presežka ali pomanjkanja kisika med zgorevanjem premoga je možna tvorba ogljikovega monoksida CO ali ogljikovega dioksida CO 2:

Ko ogljik reagira s fluorom, nastane ogljikov tetrafluorid:

Pri segrevanju ogljika z žveplom nastane ogljikov disulfid CS 2:

Ogljik je sposoben reducirati kovine za aluminijem v seriji aktivnosti iz njihovih oksidov. Na primer:

Ogljik reagira tudi z oksidi aktivnih kovin, vendar v tem primeru praviloma ne opazimo redukcije kovine, temveč tvorbo njenega karbida:

Interakcija ogljika z nekovinskimi oksidi

Ogljik vstopi v sorazmerno reakcijo z ogljikovim dioksidom CO 2:

Eden najpomembnejših procesov z industrijskega vidika je t.i parni reforming premoga. Postopek poteka s prehajanjem vodne pare skozi vroč premog. V tem primeru pride do naslednje reakcije:

Pri visokih temperaturah lahko ogljik reducira celo tako inertno spojino, kot je silicijev dioksid. V tem primeru je glede na pogoje možna tvorba silicija ali silicijevega karbida ( karborund):

Tudi ogljik kot redukcijsko sredstvo reagira z oksidacijskimi kislinami, zlasti s koncentrirano žveplovo in dušikovo kislino:

Oksidativne lastnosti ogljika

Kemični element ogljik nima visoke elektronegativnosti, zato ga tvori preproste snovi redko kažejo oksidativne lastnosti v primerjavi z drugimi nekovinami.

Primer takih reakcij je interakcija amorfnega ogljika z vodikom pri segrevanju v prisotnosti katalizatorja:

kot tudi s silicijem pri temperaturi 1200-1300 o C:

Ogljik kaže oksidativne lastnosti v odnosu do kovin. Ogljik lahko reagira z aktivne kovine in nekatere kovine srednje aktivnosti. Pri segrevanju potekajo reakcije:

Aktivni kovinski karbidi se hidrolizirajo z vodo:

kot tudi raztopine neoksidirajočih kislin:

V tem primeru nastanejo ogljikovodiki, ki vsebujejo ogljik v istem oksidacijskem stanju kot v prvotnem karbidu.

Kemijske lastnosti silicija

Silicij lahko obstaja, pa tudi ogljik v kristalnem in amorfnem stanju, pri čemer je tako kot v primeru ogljika tudi amorfni silicij kemično bistveno bolj aktiven od kristalnega silicija.

Včasih amorfni in kristalni silicij imenujemo njegove alotropske modifikacije, kar, strogo gledano, ni povsem res. Amorfni silicij je v bistvu konglomerat naključno razporejenih relativno drug proti drugemu najmanjši delci kristalni silicij.

Interakcija silicija s preprostimi snovmi

nekovine

V normalnih pogojih silicij zaradi svoje inertnosti reagira samo s fluorom:

Silicij reagira s klorom, bromom in jodom le pri segrevanju. Značilno je, da je glede na aktivnost halogena potrebna ustrezno različna temperatura:

Torej s klorom reakcija poteka pri 340-420 o C:

Z bromom - 620-700 o C:

Z jodom - 750-810 o C:

Reakcija silicija s kisikom poteka, vendar zahteva zelo močno segrevanje (1200-1300 ° C) zaradi dejstva, da močan oksidni film otežuje interakcijo:

Pri temperaturi 1200-1500 ° C silicij počasi medsebojno deluje z ogljikom v obliki grafita, da nastane karborund SiC - snov z atomsko kristalno mrežo, ki je podobna diamantu in skoraj ni slabša od njega po trdnosti:

Silicij ne reagira z vodikom.

kovine

Zaradi svoje nizke elektronegativnosti lahko silicij kaže oksidativne lastnosti le glede na kovine. Od kovin silicij reagira z aktivnimi (alkalnimi in zemeljskoalkalnimi), pa tudi z mnogimi kovinami srednje aktivnosti. Kot rezultat te interakcije nastanejo silicidi:

Interakcija silicija s kompleksnimi snovmi

Silicij ne reagira z vodo niti pri vrenju, vendar amorfni silicij medsebojno deluje s pregreto vodno paro pri temperaturi približno 400-500 ° C. Pri tem nastane vodik in silicijev dioksid:

Od vseh kislin silicij (v amorfnem stanju) reagira le s koncentrirano fluorovodikovo kislino:

Silicij se topi v koncentriranih raztopinah alkalij. Reakcijo spremlja sproščanje vodika.

V normalnih pogojih so alotropne modifikacije ogljika - grafit in diamant - precej inertne. Toda s povečanjem t aktivno vstopijo v kemične reakcije s preprostimi in kompleksnimi snovmi.

Kemijske lastnosti ogljika

Ker je elektronegativnost ogljika nizka, so preproste snovi dobri reducenti. Lažje je oksidirati finokristalni ogljik, težje - grafit, še težje - diamant.

Alotropne modifikacije ogljika se oksidirajo s kisikom (gore) pri določenih temperaturah vžiga: grafit se vname pri 600 °C, diamant pri 850-1000 °C. Pri presežku kisika nastane ogljikov monoksid (IV), pri pomanjkanju pa ogljikov monoksid (II):

C + O2 = CO2

2C + O2 = 2CO

Ogljik zmanjšuje kovinske okside. V tem primeru so kovine pridobljene v prosti obliki. Na primer, ko se svinčev oksid kalcinira s koksom, se svinec tali:

PbO + C = Pb + CO

reducent: C0 - 2e => C+2

oksidant: Pb+2 + 2e => Pb0

Ogljik kaže tudi oksidativne lastnosti glede na kovine. Hkrati tvori različne vrste karbidov. Torej je aluminij podvržen reakcijam pri visokih temperaturah:

3C + 4Al = Al4C3

C0 + 4e => C-4 3

Al0 – 3e => Al+3 4

Kemijske lastnosti ogljikovih spojin

1) Ker je moč ogljikovega monoksida visoka, vstopi v kemične reakcije pri visokih temperaturah. Z znatnim segrevanjem se kažejo visoke redukcijske lastnosti ogljikovega monoksida. Torej reagira s kovinskimi oksidi:

CuO + CO => Cu + CO2

pri povišana temperatura(700 °C) se vžge v kisiku in gori z modrim plamenom. Iz tega plamena lahko ugotovite, da kot posledica reakcije nastane ogljikov dioksid:

CO + O2 => CO2

2) Dvojne vezi v molekuli ogljikovega dioksida so dovolj močne. Njihov razpad zahteva veliko energije (525,6 kJ/mol). Zato je ogljikov dioksid precej inerten. Reakcije, v katere vstopi, se pogosto pojavijo pri visokih temperaturah.

Ogljikov dioksid kaže kisle lastnosti, ko reagira z vodo. Pri tem nastane raztopina ogljikove kisline. Reakcija je reverzibilna.

Ogljikov dioksid kot kisli oksid reagira z alkalijami in bazičnimi oksidi. Ko gre ogljikov dioksid skozi raztopino alkalije, lahko nastane bodisi povprečna ali kisla sol.

3) Ogljikova kislina ima vse lastnosti kislin in medsebojno deluje z alkalijami in bazičnimi oksidi.

Kemijske lastnosti silicija

Silicij bolj aktiven kot ogljik, s kisikom pa oksidira že pri 400 °C. Druge nekovine lahko oksidirajo silicij. Te reakcije običajno potekajo pri višji temperaturi kot pri kisiku. V takih pogojih silicij medsebojno deluje z ogljikom, zlasti z grafitom. V tem primeru nastane karborund SiC - zelo trda snov, ki je po trdoti slabša le od diamanta.

Silicij je lahko tudi oksidant. To se kaže v reakcijah z aktivnimi kovinami. Na primer:

Si + 2Mg = Mg2Si

Večja aktivnost silicija v primerjavi z ogljikom se kaže v tem, da za razliko od ogljika reagira z alkalijami:

Si + NaOH + H2O => Na2SiO3 + H2

Kemijske lastnosti silicijevih spojin

1) Močne vezi med atomi v kristalni mreži silicijevega dioksida pojasnjujejo nizko kemijsko aktivnost. Reakcije, v katere vstopi ta oksid, potekajo pri visokih temperaturah.

Silicijev oksid je kisli oksid. Kot veste, ne reagira z vodo. Njegova kisla narava se kaže v reakciji z alkalijami in bazičnimi oksidi:

SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O

Reakcije z bazičnimi oksidi potekajo pri visokih temperaturah.

Silicijev oksid ima šibke oksidacijske lastnosti. Zmanjšajo ga nekatere aktivne kovine.

Silicij in njegove spojine. Silicij: uporaba, kemijske in fizikalne lastnosti

Koncept in funkcije

Prednosti in slabosti

Lastnosti in značilnosti

Sestava in struktura

Proizvodnja nekovin

Uporaba snovi

1.1 Uvod v ogljik in silicij

1.1 Uvod v ogljik in silicij

2.1 Kisikovi derivati ​​ogljika

2.1.1 +2 oksidacijsko stanje

2.1.2 +4 oksidacijsko stanje

2.3 Kovinski karbidi

2.3.1 Karbidi, topni v vodi in razredčenih kislinah

2.3.2 Karbidi, netopni v vodi in razredčenih kislinah

3.1 Kisikove silicijeve spojine

Redukcijske lastnosti ogljika

Interakcija ogljika z nekovinskimi oksidi

Oksidativne lastnosti ogljika

Kemijske lastnosti silicija

Interakcija silicija s preprostimi snovmi

nekovine

kovine

Interakcija silicija s kompleksnimi snovmi

Kemijske lastnosti ogljika

Kemijske lastnosti ogljikovih spojin

Kemijske lastnosti silicija

Kemijske lastnosti silicijevih spojin

2.1 Kisikovi derivati ogljika