Silicij: uporaba, kemijske in fizikalne lastnosti. Ogljik in silicij v naravi

Ogljik in silicij sta kemijska elementa IVA skupine periodnega sistema. So v obdobju 2 oziroma 3. Ogljik in silicij Ogljik in silicij sta kemijska elementa skupine IVA
periodni sistem. So v obdobju 2 oziroma 3.
Ogljik in silicij sta nekovinska elementa.

Ogljik ima 4 elektrone na svoji zunanji energijski ravni - 2s22p2, kot silicij - 3s23p2.

Posledično v spojinah z drugimi elementi
atomi ogljika in silicija največkrat kažejo stopnje
oksidacija -4, +2, +4. V preprosti snovi je oksidacijsko stanje
elementov je 0.

Zgodovina odkritij

C
Leta 1791 je angleški kemik Tennant
prvi prejel prosti ogljik; on
prešel fosforjeve pare čez kalcinirano
kredo, zaradi česar nastane
kalcijev fosfat in ogljik. Ta diamant
pri segrevanju izgori
ostalo je že dolgo znano. Davnega leta 1751
Nemški cesar Franc I. se je strinjal
dajte diamant in rubin za poskuse
gorenje, po katerem ti poskusi celo
prišel v modo. Izkazalo se je, da gori samo
diamant in rubin (aluminijev oksid z
primesi kroma) zdrži brez
poškoduje dolgotrajno segrevanje v
ostrenje zažigalne leče. Lavoisier
nastavite novo izkušnjo žganja diamantov z
z uporabo velikega zažigalnega stroja
in prišel do zaključka, da diamant predstavlja
je kristalni ogljik. drugič
alotrop ogljik - grafit - in
obravnavano je bilo alkimično obdobje
spremenjenega svinčenega leska in
se je imenoval plumbago; šele leta 1740 Pott
odkrili odsotnost kakršne koli nečistoče svinca v grafitu.
Si
AT čista oblika bil je prvič
ločila leta 1811
Francoski znanstveniki
Joseph Louis Gay-Lussac in
Louis Jacques Tenard.

izvor imena

C
V začetku 19. stoletja v rus
včasih kemijska literatura
uporabil izraz "ogljikovi hidrati"
(Sherer, 1807; Severgin, 1815); z
1824 je ime uvedel Solovjov
"ogljik". Ogljikove spojine
imajo del carb (he) v imenu
- iz lat. carbō (gen. n. carbōnis)
"premog".
Si
Leta 1825 je švedski kemik Jöns
Jakob Berzelius v akciji
kovinski kalij
prejel silicijev fluorid SiF4
čisti elementarni silicij.
Nov element je bil dan
ime "silicij" (iz lat. silex
- kremen). rusko ime
"silicij", uveden leta 1834
ruski kemik nem
Ivanovič Hess. Prevedeno c
drugi grški κρημνός - "pečina, gora".

Fizikalne lastnosti enostavnih snovi ogljik in silicij.

Ogljik
obstaja v številnih alotropskih modifikacijah z zelo
različne fizikalne lastnosti. Različne modifikacije
zaradi sposobnosti ogljika, da tvori kemične vezi različnih
vrsta.
Znane so naslednje alotropske modifikacije ogljika: grafit, diamant, karbin
in fulereni.
a) diamant
b) grafit
c) lonsdaleit
d) fuleren - buckyball C60
e) fuleren C540
f) fuleren C70
g) amorfni ogljik
h) ogljikove nanocevke

Diamant je brezbarvna (včasih rumenkasta, rjavkasta, zelena, črna, modra, rdečkasta) prozorna snov, zelo močno lomna.

Diamant - brezbarven (včasih rumenkast, rjavkast, zelen, črn, moder, rdečkast)
prozorna snov, ki zelo močno lomi svetlobne žarke.
Po trdoti prekaša vse znane naravne snovi. Je pa krhka.
Kemično inerten, slab prevodnik toplote in elektrike.
Gostota 3,5 g/cm3.
Vsak atom ogljika v strukturi diamanta se nahaja v središču tetraedra z oglišči
služijo štirje najbližji atomi. To pojasnjuje močna vez ogljikovih atomov
visoka trdota diamanta.
Grafit je najpogostejša oblika.
Je zelo mehka črna snov s kovinskim leskom in dobro prevaja.
električni tok in toplota. Na dotik mastna, ob drgnjenju se lušči v ločeno
luske.
tmelt = 3750 °C (tali se pri tlaku 10 MPa, sublimira pri normalnem tlaku).
Gostota 2,22 g/cm3.
Strukturo grafita tvorijo vzporedne plasti mrež, sestavljenih iz
šestkotnikov z ogljikovimi atomi v ogliščih. Atomi v vsaki posamezni plasti
so močno povezane, vez med plastmi pa je šibka.

Carbin je sintetična modifikacija ogljika. Črn fin kristaliničen prah. Gostota 1,9–2 g/cm3. Polprevodnik.

Fulereni so sferične molekule, ki jih tvorijo peterokotniki in šestkotniki ogljikovih atomov, ki so med seboj povezani. Vn

Fulereni so sferične molekule
sestavljen iz peterokotnikov in šesterokotnikov ogljikovih atomov,
med seboj povezani. Molekule so znotraj votle. AT
Do danes so bili pridobljeni fulereni sestave C60, C70 itd.

10. Silicij. Kristalni silicij je temno siva snov s kovinskim sijajem, ima strukturo kubičnega diamanta, vendar je znatno

Silicij.
Kristalni silicij je temno siva snov s kovinskim odtenkom
sijaj, ima kubično strukturo diamanta, vendar je bistveno slabša od njega
trdota, precej krhka. Tališče 1415 °C, temp
vrelišče 2680 °C, gostota 2,33 g/cm3. Ima polprevodnik
lastnosti, njegova odpornost pada z naraščajočo temperaturo.
Amorfni silicij je rjav prah na osnovi zelo neurejenega
diamantu podobna struktura. Bolj reaktiven kot
kristalni silicij.

11. Kemijske lastnosti

OD
Interakcija z nekovinami
C + 2S = CS2. C + O2 = CO2, C + 2F2 = CF4. C + 2H2 = CH4.
ne deluje z dušikom in fosforjem.
Interakcija s kovinami
Sposoben interakcije s kovinami, ki tvorijo karbide:
Ca + 2C = CaC2.
Interakcija z vodo
C + H2O = CO + H2.
Ogljik lahko reducira številne kovine iz njih
oksidi:
2ZnO + C = 2Zn + CO2.
Koncentrirana žveplova in dušikova kislina pri segrevanju
oksidira ogljik v ogljikov monoksid (IV):
C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O;

12.

Si
Interakcija z nekovinami
Si + 2F2 = SiF4. Si + 2Cl2 = SiCl4. Si + O2 = SiO2.
Si + C = SiC Si + 3B = B3Si. 3Si + 2N2 = Si3N4.
Ne komunicira z vodikom.
Interakcija z vodikovimi halidi
Si + 4HF = SiF4 + 2H2,
Interakcija s kovinami
2Ca + Si = Ca2Si.
Interakcija s kislinami
3Si + 4HNO3 + 18HF = 3H2 + 4NO + 8H2O.
Interakcija z alkalijami
Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + H2.

13. Najdemo ga v naravi V obliki ogljikovega dioksida pride ogljik v ozračje (0,03 vol. %). Premog, šota, nafta in zemeljski plin - proizvodi

Biti v naravi
V obliki ogljikovega dioksida ogljik vstopi v ozračje (0,03% po
glasnost).
Premog, šota, nafta in zemeljski plin so produkti razgradnje
flora Zemlje antičnih časov.

14.

Naravne anorganske spojine
ogljik - karbonati. mineral kalcit
CaCO3 je osnova usedlin
kamnine – apnenci. drugo
modifikacije kalcijevega karbonata
znan kot marmor in kreda

15. Silicij v naravi

Široko je razširjen kot silicijev dioksid SiO2 in razno
silikati.
Na primer, granit vsebuje več kot 60% silicijevega dioksida, medtem ko je kristalen
kremen je najčistejša naravna spojina silicija z
kisik.
{
Listi koprive so prekriti z bodičastimi dlakami iz čistega oksida.
silicij (IV), ki so votle cevi dolžine 1-2 mm.
Tubuli so napolnjeni s tekočino, ki vsebuje mravljično kislino.

16. Uporaba ogljika

Grafit se uporablja v industriji svinčnikov. Uporablja se tudi v
kot mazivo pri posebej visokih ali nizkih temperaturah.
Diamant je zaradi svoje izjemne trdote nepogrešljiv abrazivni material.
Brusilne šobe svedrov imajo diamantno prevleko. Poleg tega
brušeni diamanti - diamanti se uporabljajo kot dragi kamni v
nakit. Zaradi svoje redkosti, visokih dekorativnih lastnosti in
po naključju zgodovinskih okoliščin je diamant vedno največ
drag dragulj.
{
Različne spojine se pogosto uporabljajo v farmakologiji in medicini.
ogljik - derivati ​​ogljikove kisline in karboksilnih kislin.
Karbolen (aktivno oglje), ki se uporablja za absorpcijo in izločanje iz
telo različnih toksinov.

17. Uporaba silicija

Silicij najde uporabo v polprevodnikih
tehnologiji in mikroelektroniki, v metalurgiji as
dodatki jeklom in pri proizvodnji zlitin.
Silicijeve spojine služijo kot osnova za proizvodnjo
steklo in cement. Proizvodnja stekla in cementa
ukvarjajo z industrijo silikata. Ona tudi
proizvaja silikatno keramiko - opeko, porcelan,
fajansa in izdelki iz nje.
Silikatno lepilo je splošno znano, uporablja se v
gradbeništvu kot sušilno sredstvo, v pirotehniki in vsakdanjem življenju
za lepljenje papirja.

Eden najpogostejših elementov v naravi je silicij ali silicij. Tako široka razširjenost govori o pomembnosti in pomenu te snovi. To so hitro razumeli in sprejeli ljudje, ki so se naučili pravilno uporabljati silicij za svoje namene. Njegova uporaba temelji na posebnih lastnostih, o katerih bomo govorili kasneje.

Silicij - kemični element

Če ta element označimo s položajem v periodnem sistemu, lahko ugotovimo naslednje pomembne točke:

1. Serijska številka je 14.
2. Obdobje je tretje majhno.
3. Skupina - IV.
4. Podskupina je glavna.
5. Struktura zunanje elektronske lupine je izražena s formulo 3s 2 3p 2 .
6. Element silicij je predstavljen s kemičnim simbolom Si, ki se izgovori "silicij".
7. Oksidacijska stanja, ki jih ima, so: -4; +2; +4.
8. Valenca atoma je IV.
9. Atomska masa silicija je 28,086.
10. V naravi obstajajo trije stabilni izotopi tega elementa z masnimi števili 28, 29 in 30.

Tako je s kemijskega vidika atom silicija dovolj raziskan element, opisane so številne njegove različne lastnosti.

Zgodovina odkritij

Ker so različne spojine obravnavanega elementa v naravi zelo priljubljene in obsežne, so ljudje že od antičnih časov uporabljali in poznali lastnosti le mnogih od njih. Čisti silicij za dolgo časa ostal izven znanja človeka v kemiji.

Najbolj priljubljene spojine, ki so jih v vsakdanjem življenju in industriji uporabljala ljudstva starih kultur (Egipčani, Rimljani, Kitajci, Rusi, Perzijci in drugi), so bili dragi in okrasni kamni na osnovi silicijevega oksida. Tej vključujejo:

• opal;
• nosorogovo;
• topaz;
• krizopraza;
• oniks;
• kalcedon in drugi.

Že od antičnih časov je bilo v gradbeništvu običajno uporabljati kremen. Sam elementarni silicij pa je ostal neodkrit vse do 19. stoletja, čeprav so ga številni znanstveniki zaman poskušali izolirati iz različnih spojin s pomočjo katalizatorjev, visokih temperatur in celo električnega toka. To so tako svetli umi, kot so:

• Carl Scheele;
• Gay-Lussac;
• Thenar;
• Humphrey Davy;
• Antoine Lavoisier.

Jens Jacobs Berzelius je leta 1823 uspel dobiti čisti silicij. Da bi to naredil, je izvedel poskus zlivanja hlapov silicijevega fluorida in kovinskega kalija. Kot rezultat je prejel amorfno modifikacijo zadevnega elementa. Isti znanstvenik je predlagal latinsko ime za odkrit atom.

Malo kasneje, leta 1855, je drugemu znanstveniku - Saint Clair-Deville - uspelo sintetizirati še eno alotropno sorto - kristalni silicij. Od takrat je začelo znanje o tem elementu in njegovih lastnostih zelo hitro rasti. Ljudje so spoznali, da ima edinstvene lastnosti, ki jih je mogoče zelo pametno uporabiti za zadovoljevanje lastnih potreb. Zato je danes eden najbolj iskanih elementov v elektroniki in tehnologiji silicij. Njegova uporaba vsako leto samo širi svoje meje.

Rusko ime za atom je leta 1831 dal znanstvenik Hess. To se je obdržalo do danes.

Silicij je za kisikom drugi najpogostejši v naravi. Njegov odstotek v primerjavi z drugimi atomi v sestavi zemeljske skorje je 29,5%. Poleg tega sta ogljik in silicij dva posebna elementa, ki lahko z medsebojnim povezovanjem tvorita verige. Zato je za slednjega znanih več kot 400 različnih naravnih mineralov, v sestavi katerih ga vsebujejo litosfera, hidrosfera in biomasa.

Kje točno je silicij?

1. AT globoke plasti prst.
2. V kamninah, nahajališčih in masivih.
3. Na dnu vodnih teles, zlasti morij in oceanov.
4. V rastlinah in morskih prebivalcih živalskega kraljestva.
5. Pri ljudeh in kopenskih živalih.

Označiti je mogoče več najpogostejših mineralov in kamnin, v katerih je silicij prisoten v velikih količinah. Njihova kemija je takšna, da masna vsebnost čistega elementa v njih doseže 75%. Vendar pa je določena številka odvisna od vrste materiala. Torej, kamnine in minerali, ki vsebujejo silicij:

• glinenci;
• sljuda;
• amfiboli;
• opali;
• kalcedon;
• silikati;
• peščenjaki;
• aluminosilikati;
• glina in drugi.

Silicij, ki se kopiči v lupinah in zunanjih okostjih morskih živali, sčasoma tvori močne usedline silicijevega dioksida na dnu vodnih teles. To je eden od naravnih virov tega elementa.

Poleg tega je bilo ugotovljeno, da silicij lahko obstaja v čisti naravni obliki – v obliki kristalov. Toda takšni depoziti so zelo redki.

Fizikalne lastnosti silicija

Če obravnavani element označimo z nizom fizikalno-kemijskih lastnosti, potem je treba najprej določiti fizikalne parametre. Tukaj je nekaj glavnih:

1. Obstaja v obliki dveh alotropskih modifikacij - amorfne in kristalne, ki se razlikujejo po vseh lastnostih.
2. Kristalna mreža je zelo podobna diamantni, ker sta ogljik in silicij v tem pogledu skoraj enaka. Je pa razdalja med atomi drugačna (silicij ima več), zato je diamant veliko trši in močnejši. Rešetkasti tip - kubični s središčem obraza.
3. Snov je zelo krhka, pri visokih temperaturah postane plastična.
4. Tališče je 1415˚С.
5. Vrelišče - 3250˚С.
6. Gostota snovi je 2,33 g / cm 3.
7. Barva spojine je srebrno siva, izražen je značilen kovinski lesk.
8. Ima dobre polprevodniške lastnosti, ki se lahko spreminjajo z dodatkom določenih sredstev.
9. Netopen v vodi, organskih topilih in kislinah.
10. Posebej topen v alkalijah.

Določene fizikalne lastnosti silicija omogočajo ljudem, da ga nadzorujejo in uporabljajo za ustvarjanje različnih izdelkov. Na primer, uporaba čistega silicija v elektroniki temelji na lastnostih polprevodnosti.

Kemijske lastnosti

Kemične lastnosti silicija so močno odvisne od reakcijskih pogojev. Če govorimo o standardnih parametrih, potem moramo določiti zelo nizka aktivnost. Tako kristalni kot amorfni silicij sta zelo inertna. Ne delujejo z močnimi oksidanti (razen fluora) ali z močnimi redukcijskimi sredstvi.

To je posledica dejstva, da se na površini snovi takoj oblikuje oksidni film SiO 2, ki preprečuje nadaljnje interakcije. Lahko nastane pod vplivom vode, zraka, hlapov.

Če pa spremenimo standardne pogoje in silicij segrejemo na temperaturo nad 400˚С, se bo njegova kemična aktivnost močno povečala. V tem primeru bo reagiral z:

• kisik;
• vse vrste halogenov;
• vodik.

Z nadaljnjim povišanjem temperature je možna tvorba produktov pri interakciji z borom, dušikom in ogljikom. Posebej pomemben je karborund - SiC, saj je dober abrazivni material.

tudi Kemijske lastnosti silicija so jasno vidne v reakcijah s kovinami. V odnosu do njih je oksidant, zato se izdelki imenujejo silicidi. Podobne spojine so znane po:

• alkalno;
• alkalijska zemlja;
• prehodne kovine.

Spojina, pridobljena s spajanjem železa in silicija, ima nenavadne lastnosti. Imenuje se ferosilicijeva keramika in se uspešno uporablja v industriji.

Silicij ne deluje s kompleksnimi snovmi, zato se od vseh njihovih vrst lahko raztopi le v:

• aqua regia (mešanica dušikove in klorovodikove kisline);
• jedke alkalije.

V tem primeru mora biti temperatura raztopine najmanj 60 ° C. Vse to ponovno potrjuje fizična osnova snovi - diamantu podobna stabilna kristalna mreža, ki ji daje moč in inertnost.

Kako dobiti

Pridobivanje silicija v čisti obliki je ekonomsko precej drag postopek. Poleg tega katera koli metoda zaradi svojih lastnosti daje samo 90-99% čisti izdelek, medtem ko nečistoče v obliki kovin in ogljika ostanejo enake. Torej samo pridobivanje snovi ni dovolj. Prav tako ga je treba kakovostno očistiti tujih elementov.

Na splošno se proizvodnja silicija izvaja na dva glavna načina:

1. Iz belega peska, ki je čisti silicijev oksid SiO 2 . Pri kalciniranju z aktivne kovine(najpogosteje z magnezijem), nastanek prostega elementa poteka v obliki amorfne modifikacije. Čistost te metode je visoka, produkt dobimo z 99,9-odstotnim izkoristkom.
2. Bolj razširjena metoda v industrijskem obsegu je sintranje staljenega peska s koksom v specializiranih termičnih pečeh. Ta metoda je razvil ruski znanstvenik Beketov N.N.

Nadaljnja predelava je sestavljena iz podvrženja proizvodov metodam čiščenja. Za to se uporabljajo kisline ali halogeni (klor, fluor).

Amorfni silicij

Karakterizacija silicija bo nepopolna, če vsake njegove alotropske modifikacije ne obravnavamo ločeno. Prvi je amorfen. V tem stanju je snov, ki jo obravnavamo, rjavo-rjav prah, fino razpršen. Ima visoko stopnjo higroskopnosti, pri segrevanju kaže dovolj visoko kemično aktivnost. V standardnih pogojih je sposoben interakcije le z najmočnejšim oksidantom - fluorom.

Imenovanje amorfnega silicija samo neke vrste kristalin ni povsem pravilno. Njegova mreža kaže, da je ta snov le oblika fino razpršenega silicija, ki obstaja v obliki kristalov. Zato so te modifikacije kot take ena in ista spojina.

Vendar se njihove lastnosti razlikujejo, zato je običajno govoriti o alotropiji. Amorfni silicij ima sam po sebi visoko sposobnost absorpcije svetlobe. Poleg tega je pod določenimi pogoji ta indikator večkrat višji od indikatorja kristalne oblike. Zato se uporablja v tehnične namene. V obravnavani obliki (prah) se spojina zlahka nanese na katero koli površino, naj bo to plastika ali steklo. Zato je amorfni silicij tako priročen za uporabo. Aplikacija temelji na različnih velikostih.

Čeprav je obraba tovrstnih baterij precej hitra, kar je povezano z obrabo tankega filma snovi, pa uporaba in povpraševanje le narašča. Dejansko so sončne celice na osnovi amorfnega silicija tudi v kratki življenjski dobi sposobne zagotoviti energijo celotnim podjetjem. Poleg tega je proizvodnja takšne snovi brez odpadkov, zaradi česar je zelo ekonomična.

To modifikacijo dobimo z redukcijo spojin z aktivnimi kovinami, na primer natrijem ali magnezijem.

Kristalni silicij

Srebrno siva sijoča ​​modifikacija zadevnega elementa. Ta oblika je najpogostejša in najbolj iskana. To je posledica nabora kvalitativnih lastnosti, ki jih ima ta snov.

Značilnost silicija s kristalno mrežo vključuje razvrstitev njegovih vrst, saj jih je več:

1. Elektronska kakovost - najčistejša in najvišja kakovost. Ta vrsta se uporablja v elektroniki za izdelavo posebej občutljivih naprav.
2. Sončna kakovost. Že samo ime določa področje uporabe. Je tudi silicij visoke čistosti, katerega uporaba je nujna za izdelavo kakovostnih in dolgotrajnih sončnih celic. Fotovoltaični pretvorniki, ustvarjeni na osnovi kristalne strukture, so bolj kakovostni in odporni proti obrabi kot tisti, ustvarjeni z amorfno modifikacijo z nanašanjem na različne vrste podlage.
3. Tehnični silicij. Ta sorta vključuje tiste vzorce snovi, ki vsebujejo približno 98% čistega elementa. Vse ostalo gre za različne vrste nečistoč:

• aluminij;
• klor;
• ogljik;
• fosforja in drugih.

Zadnja sorta obravnavane snovi se uporablja za pridobivanje polikristalov silicija. Za to se izvajajo postopki rekristalizacije. Posledično se po čistosti dobijo izdelki, ki jih lahko pripišemo skupinam solarne in elektronske kakovosti.

Po svoji naravi je polisilicij vmesni produkt med amorfno in kristalno modifikacijo. S to možnostjo je lažje delati, bolje je obdelati in očistiti s fluorom in klorom.

Nastale izdelke lahko razvrstimo na naslednji način:

• multisilicij;
• monokristalni;
• profilirani kristali;
• odpadni silicij;
• tehnični silicij;
• proizvodni odpadki v obliki drobcev in ostankov snovi.

Vsak od njih najde uporabo v industriji in ga oseba v celoti uporablja. Zato se tisti, ki so povezani s silicijem, štejejo za brez odpadkov. To bistveno zmanjša njegove ekonomske stroške, ne da bi to vplivalo na kakovost.

Uporaba čistega silicija

Proizvodnja silicija v industriji je precej dobro uveljavljena in njen obseg je precej obsežen. To je posledica dejstva, da je ta element, tako čist kot v obliki različnih spojin, zelo razširjen in zahtevan v različnih vejah znanosti in tehnologije.

Kje se uporablja kristalni in amorfni silicij v čisti obliki?

1. V metalurgiji kot legirni dodatek, ki lahko spremeni lastnosti kovin in njihovih zlitin. Torej se uporablja pri taljenju jekla in železa.
2. Za izdelavo čistejše različice - polisilicija se uporabljajo različne vrste snovi.
3. Silicijeve spojine so celotna kemična industrija, ki je danes pridobila posebno popularnost. Silikonski materiali se uporabljajo v medicini, pri izdelavi posode, orodja in še veliko več.
4. Izdelava različnih solarnih panelov. Ta način pridobivanja energije je eden najbolj perspektivnih v prihodnosti. Okolju prijazen, stroškovno učinkovit in vzdržljiv - glavne prednosti takšne proizvodnje električne energije.
5. Silicij za vžigalnike se uporablja že zelo dolgo. Že v starih časih so ljudje uporabljali kremen za ustvarjanje iskre pri netenju ognja. To načelo je osnova za proizvodnjo različnih vrst vžigalnikov. Danes obstajajo vrste, pri katerih je kremen nadomeščen z zlitino določene sestave, kar daje še hitrejši rezultat (iskrenje).
6. Elektronika in sončna energija.
7. Izdelava zrcal v plinskih laserskih napravah.

Tako ima čisti silicij veliko ugodnih in posebnih lastnosti, ki omogočajo njegovo uporabo za ustvarjanje pomembnih in potrebnih izdelkov.

Uporaba silicijevih spojin

Poleg preproste snovi se uporabljajo tudi različne silicijeve spojine in zelo široko. Obstaja cela veja industrije, imenovana silikat. Prav ona temelji na uporabi različnih snovi, ki vključujejo ta neverjeten element. Kaj so te spojine in kaj se iz njih proizvaja?

1. Kremen ali rečni pesek - SiO 2. Uporablja se za izdelavo gradbenih in dekorativnih materialov, kot sta cement in steklo. Kjer se ti materiali uporabljajo, vsi vedo. Nobena konstrukcija ni popolna brez teh komponent, kar potrjuje pomembnost silicijevih spojin.
2. Silikatna keramika, ki vključuje materiale, kot so fajansa, porcelan, opeka in izdelki na njihovi osnovi. Te komponente se uporabljajo v medicini, pri izdelavi jedi, okrasnih okraskov, gospodinjskih predmetov, v gradbeništvu in na drugih gospodinjskih področjih človeške dejavnosti.
3. - silikoni, silikageli, silikonska olja.
4. Silikatno lepilo - uporablja se kot pisalni material, v pirotehniki in gradbeništvu.

Povpraševanje in dragocena snov. Seveda so tudi spojine tega elementa zelo razširjene in uporabne.

Biološka vloga silicija

Z vidika pomena za telo je silicij pomemben. Njegova vsebnost in porazdelitev v tkivih je naslednja:

• 0,002% - mišice;
• 0,000017% - kosti;
• kri - 3,9 mg / l.

Vsak dan naj bi noter prišel približno en gram silicija, sicer se bodo začele razvijati bolezni. Med njimi ni smrtonosnih, vendar pa dolgotrajno stradanje silicija vodi do:

• izguba las;
• pojav aken in mozoljev;
• krhkost in krhkost kosti;
• lahka kapilarna prepustnost;
• utrujenost in glavoboli;
• pojav številnih modric in modric.

Za rastline je silicij pomemben element v sledovih, potreben za normalno rast in razvoj. Poskusi na živalih so pokazali, da bolje rastejo tisti posamezniki, ki dnevno zaužijejo zadostno količino silicija.

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."

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 kot z drugimi naravne znanosti in 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 preučujejo tako nižje kot višje. višje oblike premikanje. 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 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.

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 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 močnih C-H, C-C vezi v različnih razredih organskih in anorganskih spojin so široko zastopane vezi ogljika 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 karbonatov Cr 3+, ai 3+, Ti 4+, ​​Zr 4+ in drugih ni mogoče izolirati iz vodnih raztopin.

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. V normalnih pogojih je CCI 4 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, zaradi večje velikosti atoma Si v primerjavi na atom Vezi Si-H in Si-Si so manj močne kot vezi ogljika. Atomi silicija praktično niso sposobni tvoriti verig. podobno kot ogljikovodiki homologne serije silani SinH2n+2 (silani) so bili pridobljeni 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-.

Koncentrirane raztopine topnih silikatov imenujemo 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 malo pogost element, najpomembnejša sestavina zemeljskega življenja, njegove spojine so v zraku, olju in tudi v takega preproste snovi kot diamant in grafit. Ena najpomembnejših lastnosti ogljika so močne kovalentne vezi med atomi, pa tudi 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.

• Oznaka - Si (silicij);
• Obdobje - III;
• Skupina - 14 (IVa);
• Atomska masa - 28,0855;
• Atomsko število - 14;
• Polmer atoma = 132 pm;
• Kovalentni polmer = 111 pm;
• Porazdelitev elektronov - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 ;
• t tališča = 1412 °C;
• vrelišče = 2355°C;
• Elektronegativnost (po Paulingu / po Alpredu in Rochovu) = 1,90 / 1,74;
• Stopnja oksidacije: +4, +2, 0, -4;
• Gostota (n.a.) \u003d 2,33 g / cm 3;
• Molski volumen = 12,1 cm 3 / mol.

Silicijeve spojine:

Silicij so v čisti obliki prvič izolirali leta 1811 (Francoza J. L. Gay-Lussac in L. J. Tenard). Čisti elementarni silicij je bil pridobljen leta 1825 (Šved J. Ya. Berzelius). Njegovo ime je "silicij" (v prevodu iz stare grščine - gora) kemični element prejel leta 1834 (ruski kemik G. I. Hess).

Silicij je najpogostejši (po kisiku) kemični element na Zemlji (vsebnost v zemeljski skorji je 28-29% teže). V naravi je silicij najpogosteje prisoten v obliki kremena (pesek, kremen, kremen, glinenci), pa tudi v silikatih in aluminosilikatih. Silicij je v svoji čisti obliki izjemno redek. Mnogi naravni silikati v svoji čisti obliki so dragi kamni: smaragd, topaz, akvamarin so vsi silicij. Čisti kristalni silicijev(IV) oksid se pojavlja kot kamniti kristal in kremen. Silicijev oksid, v katerem so prisotne različne nečistoče, tvori dragocen in poldragi kamni- ametist, ahat, jaspis.

riž. Struktura atoma silicija.

Elektronska konfiguracija silicija je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 (glej Elektronska zgradba atomov). Silicij ima 4 elektrone na svojem zunanjem energijskem nivoju: 2 seznanjena na podravni 3s + 2 nesparjena na p orbitalah. Ko atom silicija preide v vzbujeno stanje, en elektron iz s-podravni "zapusti" svoj par in gre na p-podnivo, kjer je ena prosta orbitala. Tako ima elektronska konfiguracija atoma silicija v vzbujenem stanju naslednjo obliko: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 .

riž. Prehod atoma silicija v vzbujeno stanje.

Tako lahko silicij v spojinah kaže valenco 4 (najpogosteje) ali 2 (glej Valenca). Silicij (pa tudi ogljik), ki reagira z drugimi elementi, tvori kemične vezi, v katerih lahko odda svoje elektrone in jih sprejme, vendar je sposobnost sprejemanja elektronov iz silicijevih atomov manj izrazita kot zmožnost ogljikovih atomov zaradi večjih atom silicija.

Stanja oksidacije silicija:

• -4 : SiH 4 (silan), Ca 2 Si, Mg 2 Si (kovinski silikati);
• +4 - najstabilnejši: SiO 2 (silicijev oksid), H 2 SiO 3 (silicijeva kislina), silikati in silicijevi halogenidi;
• 0 : Si (preprosta snov)

Silicij kot enostavna snov

Silicij je temno siva kristalinična snov s kovinskim leskom. Kristalni silicij je polprevodnik.

Silicij tvori samo eno alotropno modifikacijo, podobno kot diamant, vendar ne tako močno, ker Si-Si vezi niso tako močne kot v diamantni molekuli ogljika (glej Diamant).

Amorfni silicij- rjav prah, tališče 1420°C.

Kristalni silicij se pridobiva iz amorfnega silicija z njegovo prekristalizacijo. Za razliko od amorfnega silicija, ki je precej aktiven kemična, je kristalni silicij bolj inerten v smislu interakcije z drugimi snovmi.

Struktura kristalne mreže silicija ponavlja strukturo diamanta - vsak atom je obdan s štirimi drugimi atomi, ki se nahajajo na ogliščih tetraedra. Atomi se med seboj vežejo s kovalentnimi vezmi, ki pa niso tako močne kot ogljikove vezi v diamantu. Zaradi tega tudi pri n.o.s. nekatere kovalentne vezi v kristalnem siliciju se pretrgajo, zaradi česar se del elektronov sprosti, zaradi česar ima silicij majhno električno prevodnost. S segrevanjem silicija, na svetlobi ali z dodatkom nekaterih primesi, se poveča število uničenih kovalentnih vezi, posledično se poveča število prostih elektronov, zato se poveča tudi električna prevodnost silicija.

Kemijske lastnosti silicija

Tako kot ogljik je silicij lahko redukcijsko sredstvo in oksidant, odvisno od tega, s katero snovjo reagira.

Pri št. silicij medsebojno deluje le s fluorom, kar je razloženo s precej močno kristalno mrežo silicija.

Silicij reagira s klorom in bromom pri temperaturah nad 400 °C.

Silicij medsebojno deluje z ogljikom in dušikom le pri zelo visokih temperaturah.

• V reakcijah z nekovinami deluje silicij redukcijsko sredstvo:
  • v normalnih pogojih iz nekovin silicij reagira samo s fluorom in tvori silicijev halid:
    Si + 2F 2 = SiF 4
  • pri visokih temperaturah silicij reagira s klorom (400 °C), kisikom (600 °C), dušikom (1000 °C), ogljikom (2000 °C):
    • Si + 2Cl 2 = SiCl 4 - silicijev halid;
    • Si + O 2 \u003d SiO 2 - silicijev oksid;
    • 3Si + 2N 2 = Si 3 N 4 - silicijev nitrid;
    • Si + C \u003d SiC - karborund (silicijev karbid)
• Pri reakcijah s kovinami je silicij oksidacijsko sredstvo(oblikovan salicidi:
  Si + 2Mg = Mg 2 Si
• Pri reakcijah s koncentriranimi raztopinami alkalij silicij reagira s sproščanjem vodika in tvori topne soli silicijeve kisline, imenovane silikati:
  Si + 2NaOH + H 2 O \u003d Na 2 SiO 3 + 2H 2
• Silicij ne reagira s kislinami (z izjemo HF).

Pridobivanje in uporaba silicija

Pridobivanje silicija:

• v laboratoriju - iz silicijevega dioksida (terapija z aluminijem):
  3SiO 2 + 4Al = 3Si + 2Al 2 O 3
• v industriji - z redukcijo silicijevega oksida s koksom (komercialno čisti silicij) pri visoki temperaturi:
  SiO 2 + 2C \u003d Si + 2CO
• najčistejši silicij dobimo z redukcijo silicijevega tetraklorida z vodikom (cinkom) pri visoki temperaturi:
  SiCl 4 + 2H 2 \u003d Si + 4HCl

Uporaba silicija:

• proizvodnja polprevodniških radioelementov;
• kot metalurški dodatki pri proizvodnji toplotno odpornih in kislinsko odpornih spojin;
• v proizvodnji fotocelic za sončne baterije;
• kot AC usmerniki.

Silicij je kemijski element IV. skupine periodnega sistema elementov D.I. Mendelejev. Leta 1811 sta jo odprla J. Gay-Lusac in L. Ternard. Njegovo serijska številka 14, atomska masa 28.08, atomska prostornina 12.04 10 -6 m 3 / mol. Silicij je metaloid, ki spada v podskupino ogljika. Njegova kisikova valenca je +2 in +4. Po številčnosti v naravi je silicij takoj za kisikom. Njegov masni delež v zemeljski skorji je 27,6%. Zemeljska skorja, po V.I. Vernadsky, več kot 97% sestoji iz silicijevega dioksida in silikatov. Kisik in organske silicijeve spojine najdemo tudi v rastlinah in živalih.

Umetno pridobljeni silicij je lahko amorfen in kristalni. Amorfni silicij je rjav, fino disperziran, zelo higroskopičen prah, po podatkih rentgenske difrakcije je sestavljen iz drobnih kristalov silicija. Lahko se pridobi z visokotemperaturno redukcijo SiCl 4 s cinkovimi hlapi.

Kristalni silicij ima jekleno sivo barvo in kovinski lesk. Gostota kristalnega silicija pri 20°C je 2,33 g/cm3, tekočega silicija pri 1723-2,51, pri 1903K pa 2,445 g/cm3. Tališče silicija je 1690 K, vrelišče 3513 K. Skladno s podatki je parni tlak silicija pri T = 2500÷4000 K opisan z enačbo lg p Si = -20130/ T + 7,736, kPa. Toplota sublimacije silicija 452610, tališča 49790, izhlapevanja 385020 J/mol.

Za polikristale silicija je značilna visoka trdota (pri 20°C HRC = 106). Vendar je silicij zelo krhek, zato ima visoko tlačno trdnost (σ СЖ В ≈690 MPa) in zelo nizko natezno trdnost (σ В ≈ 16,7 MPa).

Pri sobni temperaturi je silicij inerten; reagira le s fluorom in tvori hlapni 81P4. Od kislin reagira samo z dušikovo kislino, pomešano s fluorovodikovo kislino. Z alkalijami pa silicij zlahka reagira. Ena od njegovih reakcij z alkalijami

Si + NaOH + H 2 O \u003d Na 2 SiO 3 + 2H 2

uporabljajo za proizvodnjo vodika. Hkrati je silicij sposoben proizvajati veliko število kemično močnih spojin z nekovinami. Od teh spojin je treba opozoriti na halogenide (od SiX 4 do Si n X 2n + 2, kjer je X halogen in n ≤ 25), njihove mešane spojine SiCl 3 B, SiFCl 3 itd., oksikloride Si 2 OCl 3, Si 3 O 2 Cl 3 in drugi, nitridi Si 3 N 4, Si 2 N 3, SiN in hidridi s splošno formulo Si n H 2n + 2, od spojin, ki se pojavljajo pri proizvodnji ferozlitin, pa hlapni sulfidi SiS in SiS 2 ter ognjevarni karbid SiC.

Silicij je sposoben tvoriti tudi spojine s kovinami - silicide, med katerimi so najpomembnejši silicidi železa, kroma, mangana, molibdena, cirkonija ter REM in ACH. Ta lastnost silicija - zmožnost proizvajanja kemično zelo močnih spojin in raztopin s kovinami - se pogosto uporablja pri proizvodnji nizkoogljičnih ferozlitin, pa tudi pri redukciji zemeljskoalkalijskih zemelj z nizkim vreliščem (Ca, Mg, Ba) in težko obnovljive kovine (Zr, Al itd.).

Zlitine silicija z železom je proučeval P.V. Geld in njegova šola, Posebna pozornost je bil naslovljen na del sistema Fe-Si, ki je povezan z zlitinami z njegovo visoko vsebnostjo. To je posledica dejstva, da se, kot je razvidno iz diagrama Fe-Si (slika 1), v zlitinah te sestave pojavijo številne transformacije, ki pomembno vplivajo na kakovost ferosilicija različnih razredov. Tako je FeSi 2 disilicid stabilen le pri nizkih temperaturah (< 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 kemijska formula Fe 2 Si 5 , kar praktično ustreza največji koncentraciji silicija v leboitu.

Pri hlajenju zlitin, ki vsebujejo > 55,5 % Si, leboit pri T< 1213 К разлагается по эвтектоидной реакции

Fe 2 Si 5 → FeSi 2 + Si (2)

in zlitine 33,86-50,07% Si pri T< 1255 К - по перитектоидной реакции

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

Zlitine vmesne sestave (50,15-55,5% Si) so najprej podvržene peritektoidnim (3) pri 1255 K, nato pa pri 1213 K - evtektoidnim (2) transformacijam. Te transformacije Fe 2 Si 5 po reakcijah (2) in (3) spremljajo spremembe volumna silicida. Takšna sprememba poteka reakcije (2) je še posebej velika - približno 14%, zato zlitine, ki vsebujejo leboit, izgubijo kontinuiteto, razpokajo in se celo drobijo. Pri počasni, ravnotežni kristalizaciji (glej sliko 1) se lahko leboit obori med kristalizacijo zlitin FS75 in FS45.

Vendar pa je pokanje, povezano z evtektoidnim razpadom leboita, le eden od vzrokov za razpad. Drugi razlog, očitno glavni, je, da nastanek razpok vzdolž meja zrn omogoča, da tekočine, sproščene vzdolž teh meja - fosfor, arzen, aluminijevi sulfidi in karbidi itd. - reagirajo z zračno vlago v skladu z reakcijami. , zaradi česar se v ozračje sproščajo H 2 , PH 3 , PH 4 , AsH 4 itd., v razpokah pa se odprejo razsuti oksidi Al 2 O 3 , SiO 2 in drugih spojin. Razlitje zlitin preprečimo tako, da jih modificiramo z magnezijem, legiramo z dodatki elementov, ki oplemenitijo zrno (V, Ti, Zg itd.) ali jo naredijo bolj duktilno. Rafinacija zrn zmanjša koncentracijo nečistoč in njihovih spojin na njenih mejah in vpliva na lastnosti zlitin na enak način kot splošno zmanjšanje koncentracije nečistoč (P, Al, Ca) v zlitini, ki prispevajo k drobljenju. Termodinamične lastnosti zlitin Fe-Si (mešalna toplota, aktivnost, topnost ogljika) so podrobno raziskane, najdemo jih v delih. Podatki o topnosti ogljika v zlitinah Fe-Si so prikazani na sliki 2, o aktivnosti silicija - v tabeli 1.

Slika 1. Diagram stanja sistema Fe-Si

Fizikalno-kemijske lastnosti silicijevih kisikovih spojin je proučeval P.V. Geld z zaposlenimi. Kljub pomembnosti sistema Si-O njegov diagram še ni zgrajen. Trenutno sta znani dve kisikovi spojini silicija - silicijev dioksid SiO 2 in monoksid SiO. V literaturi obstajajo tudi navedbe o obstoju drugih kisikovih spojin silicija - Si 2 O 3 in Si 3 O 4 , vendar ni podatkov o njihovih kemijskih in fizikalnih lastnostih.

V naravi je silicij zastopan le s silicijevim dioksidom SiO 2 . Ta silicijeva spojina je drugačna:

1) visoka trdota (po Mohsovi lestvici 7) in ognjevzdržnost (T pl = 1996 K);

2) visoko vrelišče (T KIP = 3532 K). Parni tlak silicijevega dioksida je mogoče opisati z enačbami (Pa):

3) izobraževanje veliko število spremembe:

Značilnost alotropskih transformacij SiO 2 je, da jih spremljajo pomembne spremembe v gostoti in prostornini snovi, kar lahko povzroči razpoke in mletje kamnine;

4) visoka nagnjenost k hipotermiji. Zato je mogoče zaradi hitrega ohlajanja popraviti strukturo tekoče taline (stekla) in visokotemperaturnih modifikacij β-kristobalita in tridimita. Nasprotno, s hitrim segrevanjem se lahko kremen tali, mimo struktur tridimita in kristobalita. Tališče SiO 2 se v tem primeru zmanjša za približno 100 ° C;

5) visoka električna upornost. Na primer, pri 293 K je 1 10 12 Ohm*m. Vendar pa se z naraščajočo temperaturo električni upor SiO 2 zmanjšuje, v tekočem stanju pa je kremen dober prevodnik;

6) visoka viskoznost. Torej, pri 2073 K je viskoznost 1 10 4 Pa ​​s, pri 2273 K pa 280 Pa s.

Slednje po besedah ​​N.V. Solomin, je razloženo z dejstvom, da lahko SiO 2, tako kot organski polimeri, tvori verige, ki so pri 2073 K sestavljene iz 700 in pri 2273 K - iz 590 molekul SiO 2;

7) visoka toplotna stabilnost. Gibbsova energija tvorbe SiO 2 iz elementov, ob upoštevanju njihovega agregatnega stanja, je v skladu s podatki z visoko natančnostjo opisana z enačbami:

Ti podatki se, kot je razvidno iz tabele 2, nekoliko razlikujejo od podatkov avtorjev. Dvočlenske enačbe se lahko uporabljajo tudi za termodinamične izračune:

Silicijev monoksid SiO je leta 1895 odkril Potter v plinski fazi električnih peči. Zdaj je zanesljivo ugotovljeno, da SiO obstaja tudi v kondenziranih fazah. Po mnenju P.V. Za gel oksid je značilna nizka gostota (2,15 g / cm 3), visoka električna upornost (10 5 -10 6 Ohm * m). Kondenzirani oksid je krhek, njegova trdota po Mohsovi lestvici je ~ 5. Zaradi velike hlapnosti tališča ni bilo mogoče eksperimentalno določiti. Po O. Kubashevsky je 1875 K, po Berezhnoyu je 1883 K. Talilna toplota SiO je nekajkrat večja od ΔH 0 SiO2, po podatkih je 50242 J / mol. Očitno je zaradi volatilnosti precenjen. Ima steklast prelom, njegova barva se spremeni iz bele v čokoladno, kar je verjetno posledica njegove oksidacije s kisikom iz atmosfere. Svež zlom SiO ima običajno grahasto barvo z mastnim leskom. Oksid je termodinamsko stabilen le pri visokih temperaturah v obliki SiO(G). Pri ohlajanju se oksid disproporcionira glede na reakcijo

2SiO (G) \u003d SiO (L) + SiO 2 (6)

Vrelišče SiO lahko grobo ocenimo iz enačbe:

Plinasti silicijev oksid je termodinamično zelo stabilen. Gibbsovo energijo njegovega nastanka je mogoče opisati z enačbami (glej tabelo 2):

iz katerega je razvidno, da se kemična trdnost SiO, tako kot CO, povečuje z naraščajočo temperaturo, zaradi česar je odličen reducent za številne snovi.

Dvočlenske enačbe se lahko uporabljajo tudi za termodinamično analizo:

Sestavo plinov nad SiO 2 je ocenil I.S. Kulikov. Glede na temperaturo je vsebnost SiO nad SiO 2 opisana z enačbami:

Silicijev karbid je tako kot SiO ena od vmesnih spojin, ki nastanejo pri redukciji SiO 2 . Karbid ima visoko tališče.

Odvisno od tlaka je odporen do 3033-3103 K (Slika 3). Pri visokih temperaturah silicijev karbid sublimira. Vendar pa je parni tlak Si (G), Si 2 C (G), SiC 2 (G) nad karbidom pri T< 2800К невелико, что следует из уравнения

Karbid obstaja v obliki dveh modifikacij - kubičnega nizkotemperaturnega β-SiC in heksagonalnega visokotemperaturnega α-SiC. V pečeh za železolitine se običajno nahaja samo β-SiC. Kot so pokazali izračuni z uporabo podatkov, je Gibbsova energija nastajanja opisana z enačbami:

ki se izrazito razlikujejo od podatkov. Iz teh enačb sledi, da je karbid toplotno odporen do 3194 K. Glede na fizikalne lastnosti se karbid odlikuje po visoki trdoti (~ 10), visoki električni upornosti (pri 1273 K p≈0,13 ⋅ 10 4 μOhm ⋅ m ), povečana gostota (3,22 g / cm 3) in visoka odpornost tako v redukcijskih kot v oksidacijskih atmosferah.

Na videz je čisti karbid brezbarven, ima polprevodniške lastnosti, ki se ohranijo tudi pri visokih temperaturah. Tehnični silicijev karbid vsebuje primesi in je zato obarvan zeleno ali črno. Torej zeleni karbid vsebuje 0,5-1,3% nečistoč (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.). V črnem karbidu je vsebnost nečistoč višja (1-2%).

Ogljik se uporablja kot redukcijsko sredstvo pri proizvodnji silicijevih zlitin. Je tudi glavna snov, iz katere so izdelane elektrode in obloge električnih peči za taljenje silicija in njegovih zlitin. Ogljik je v naravi precej pogost, njegova vsebnost v zemeljski skorji je 0,14%. V naravi ga najdemo kot svobodna država, ter v obliki organskih in anorganskih spojin (predvsem karbonatov).

Ogljik (grafit) ima šestkotno kubično mrežo. Rentgenska gostota grafita je 2,666 g/cm3, piknometrična gostota je 2,253 g/cm3. On je drugačen visoke temperature taljenja (~ 4000 ° C) in vrelišča (~ 4200 ° C), ki narašča z naraščajočo temperaturo električnega upora (pri 873 K p≈9,6 μΩ⋅m, pri 2273 K p≈ 15,0 μΩ⋅m), je precej vzdržljiv. Njegova časovna odpornost na brke je lahko 480-500 MPa. Vendar ima elektrodni grafit σ in = 3,4÷17,2 MPa. Trdota grafita po Mohsovi lestvici je ~ 1.

Ogljik je odlično redukcijsko sredstvo. To je zato, ker moč ene od njegovih kisikovih spojin (CO) narašča z naraščajočo temperaturo. To je razvidno iz Gibbsove energije njegovega nastanka, ki je, kot kažejo naši izračuni z uporabo podatkov, dobro opisana kot tričlenska

in dvočlenske enačbe:

Ogljikov dioksid CO 2 je termodinamično močan le do 1300 K. Gibbsovo energijo tvorbe CO 2 opisujejo enačbe: