Siliciumoxiderende egenskaber. Silicium kemiske egenskaber

Silicium er et kemisk grundstof i gruppe IV i det periodiske system D.I. Mendeleev. Opdaget i 1811 af J. Gay-Lusac og L. Ternar. Hans serienummer 14, atommasse 28,08, atomvolumen 12,04 10 -6 m 3 /mol. Silicium er et metalloid og tilhører kulstofundergruppen. Dens oxygenvalens er +2 og +4. Med hensyn til overflod i naturen er silicium kun næst efter ilt. Dens massefraktion i jordskorpen er 27,6%. Jordskorpen, ifølge V.I. Vernadsky, mere end 97% består af silica og silikater. Ilt og organiske siliciumforbindelser findes også i planter og dyr.

Kunstigt fremstillet silicium kan enten være amorft eller krystallinsk. Amorft silicium er et brunt, fint dispergeret, meget hygroskopisk pulver ifølge røntgendiffraktionsdata, det består af små siliciumkrystaller. Det kan opnås ved at reducere SiCl 4 med zinkdamp ved høje temperaturer.

Krystallinsk silicium har en stålgrå farve og en metallisk glans. Densiteten af ​​krystallinsk silicium ved 20°C er 2,33 g/cm3, flydende silicium ved 1723-2,51 og ved 1903K - 2,445 g/cm3. Smeltepunktet for silicium er 1690 K, kogepunkt - 3513 K. Ifølge dataene er siliciums damptryk ved T = 2500÷4000 K beskrevet af ligningen log p Si = -20130/ T + 7,736, kPa. Sublimationsvarme af silicium 452610, smeltevarme 49790, fordampning 385020 J/mol.

Silicium polykrystaller er kendetegnet ved høj hårdhed (ved 20°C HRC = 106). Silicium er dog meget skørt, derfor har det høj trykstyrke (σ SZh B ≈690 MPa) og meget lav trækstyrke (σ B ≈ 16,7 MPa).

På stuetemperatur silicium er inert, reagerer kun med fluor og danner flygtigt 81P4. Af syrerne reagerer det kun med salpetersyre i en blanding med flussyre. Silicium reagerer dog ret let med alkalier. En af hans reaktioner med alkalier

Si + NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2

bruges til at producere brint. Samtidig kan silicium danne en lang række kemisk stærke forbindelser med ikke-metaller. Af disse forbindelser er det nødvendigt at bemærke halogeniderne (fra SiX 4 til Si n X 2n+2, hvor X er et halogen og n ≤ 25), deres blandede forbindelser SiCl 3 B, SiFCl 3 osv., oxychlorider Si 2 OCI3, Si302Cl3 og andre nitrider Si3N4, Si2N3, SiN og hydrider med generel formel Si n H 2n+2, og blandt de forbindelser, der findes i fremstillingen af ​​ferrolegeringer, er flygtige sulfider SiS og SiS 2 og ildfast carbid SiC.

Silicium er også i stand til at producere forbindelser med metaller - silicider, hvoraf de vigtigste er silicider af jern, krom, mangan, molybdæn, zirconium samt sjældne jordarters metaller og alkalimetaller. Denne egenskab ved silicium - evnen til at producere kemisk meget stærke forbindelser og opløsninger med metaller - er meget udbredt til fremstilling af ferrolegeringer med lavt kulstofindhold, såvel som til reduktion af lavtkogende jordalkali (Ca, Mg, Ba) og vanskelige at reducere metaller (Zr, Al, etc.).

Legeringer af silicium med jern blev undersøgt af P.V. Geld og hans skole, Særlig opmærksomhed var rettet til den del af Fe-Si-systemet, der var relateret til legeringer med dens højt indhold. Dette skyldes, at der, som det kan ses af Fe-Si-diagrammet (figur 1), forekommer en række transformationer i legeringer af denne sammensætning, som væsentligt påvirker kvaliteten af ​​ferrosilicium. forskellige mærker. FeSi 2 disilicid er således kun stabilt ved lave temperaturer (< 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 химической формулой Fe 2 Si 5 , что практически соответствует максимальной концентрации кремния в лебоите.

Ved afkøling af legeringer indeholdende > 55,5 % Si, leboit ved T< 1213 К разлагается по эвтектоидной реакции

Fe 2 Si 5 → FeSi 2 + Si (2)

og legeringer 33,86-50,07% Si ved T< 1255 К - по перитектоидной реакции

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

Legeringer med mellemsammensætning (50,15-55,5% Si) gennemgår først peritectoid (3) ved 1255 K og derefter eutektoid (2) transformationer ved 1213 K. Disse transformationer af Fe2Si5 ifølge reaktionerne (2) og (3) er ledsaget af ændringer i volumenet af silicid. Denne ændring er især stor under reaktion (2) - ca. 14%, derfor mister legeringer indeholdende leboit kontinuitet, revner og smuldrer endda. Med langsom ligevægtskrystallisation (se figur 1) kan leboit frigives under krystallisationen af ​​både FS75- og FS45-legeringerne.

Imidlertid er revnedannelse forbundet med den eutektoide nedbrydning af leboit kun en af ​​årsagerne til desintegration. Den anden årsag, tilsyneladende den vigtigste, er, at dannelsen af ​​revner langs korngrænserne skaber mulighed for, at de væsker, der frigives langs disse grænser - fosfor, arsen, aluminiumsulfider og karbider osv. - kan reagere med luftfugtighed i reaktioner, der resultere i, at H 2, PH 3, PH 4, AsH 4 osv. frigives til atmosfæren, og i sprækkerne er der løse oxider Al 2 O 3, SiO 2 og andre forbindelser, der sprænger dem. Nedbrydningen af ​​legeringer kan forhindres ved at modificere dem med magnesium, legere dem med additiver af elementer, der forfiner kornet (V, Ti, Zg osv.) eller gør det mere plastisk. Kornforfining reducerer koncentrationen af ​​urenheder og deres forbindelser ved dets grænser og påvirker legerings egenskaber på samme måde som et generelt fald i koncentrationen af ​​urenheder i legeringen (P, Al, Ca), som bidrager til nedbrydning. De termodynamiske egenskaber af Fe-Si-legeringer (blandingsvarme, aktivitet, kulstofopløselighed) er blevet undersøgt i detaljer og kan findes i værkerne. Oplysninger om opløseligheden af ​​kulstof i Fe-Si-legeringer er givet i figur 2, om aktiviteten af ​​silicium - i tabel 1.

Figur 1. — Tilstandsdiagram af Fe-Si-systemet

Fysisk- Kemiske egenskaber oxygenforbindelser af silicium blev undersøgt af P.V. Geld og hans stab. På trods af vigtigheden af ​​Si-O-systemet er dets diagram endnu ikke blevet konstrueret. I øjeblikket er to oxygenforbindelser af silicium kendt - silica SiO 2 og monooxid SiO. Der er også indikationer i litteraturen om eksistensen af ​​andre oxygenforbindelser af silicium - Si 2 O 3 og Si 3 O 4, men der er ingen oplysninger om deres kemiske og fysiske egenskaber.

I naturen er silicium kun repræsenteret af silica SiO 2. Denne siliciumforbindelse er anderledes:

1) høj hårdhed (på Mohs skala 7) og ildfasthed (T pl = 1996 K);

2) højt kogepunkt (T KIP = 3532 K). Damptrykket af silica kan beskrives ved ligningerne (Pa):

3) dannelsen af ​​et stort antal modifikationer:

Et træk ved allotropiske transformationer af SiO 2 er, at de er ledsaget af betydelige ændringer i stoffets tæthed og volumen, hvilket kan forårsage revnedannelse og knusning af klippen;

4) høj tendens til hypotermi. Derfor er der en mulighed som følge heraf hurtig afkøling at registrere strukturen af ​​både flydende smelte (glas) og højtemperaturmodifikationer af β-cristobalit og tridymit. Tværtimod er det med hurtig opvarmning muligt at smelte kvarts ved at omgå tridymit- og cristobalitstrukturerne. I dette tilfælde falder smeltepunktet for SiO2 med ca. 100 °C;

5) høj elektrisk modstand. For eksempel, ved 293 K er det 1 10 12 Ohm*m. Men med stigende temperatur falder den elektriske modstand af SiO 2, og ind flydende tilstand silica er en god leder;

6) høj viskositet. Således er viskositeten ved 2073 K 1 10 4 Pa ​​s, og ved 2273 K er den 280 Pa s.

Sidstnævnte er ifølge N.V. Halm, forklares ved, at SiO 2 f.eks organiske polymerer, er i stand til at danne kæder, der ved 2073 K består af 700 og ved 2273 K - af 590 SiO 2 molekyler;

7) høj termisk stabilitet. Gibbs energi til dannelse af SiO 2 fra grundstoffer under hensyntagen til deres aggregeringstilstand i overensstemmelse med data fra høj nøjagtighed beskrevet af ligningerne:

Disse data adskiller sig, som det fremgår af tabel 2, noget fra forfatternes data. Til termodynamiske beregninger kan to-ledsligninger også bruges:

Siliciummonoxid SiO blev opdaget i 1895 af Potter i gasfasen af ​​elektriske ovne. Det er nu pålideligt fastslået, at SiO også findes i kondenserede faser. Ifølge forskning fra P.V. Gelda, oxidet har en lav densitet (2,15 g/cm 3) og høj elektrisk modstand (10 5 -10 6 Ohm*m). Det kondenserede oxid er skørt, dets hårdhed på Mohs-skalaen er ~5 På grund af dets høje flygtighed kunne smeltepunktet ikke bestemmes eksperimentelt. Ifølge O. Kubashevsky er det lig med 1875 K, ifølge Berezhny er det 1883 K. Fusionsvarmen af ​​SiO er flere gange højere end ΔH 0 SiO2, ifølge dataene er det lig med 50242 J/mol. På grund af volatilitet er den tilsyneladende overvurderet. Den har et glasagtigt brud, dens farve varierer fra hvid til chokolade, hvilket sandsynligvis skyldes dets oxidation af atmosfærisk ilt. Frisk SiO-fraktur har normalt en ærte-lignende farve med en fedtet glans. Oxidet er kun termodynamisk stabilt ved høje temperaturer i form af SiO(G). Når det afkøles, disproportioneres oxidet i overensstemmelse med reaktionen

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

Kogepunktet for SiO kan groft estimeres ud fra ligningen:

Siliciumoxidgas er termodynamisk meget stabil. Gibbs-energien af ​​dens dannelse kan beskrives ved ligningerne (se tabel 2):

hvoraf det er tydeligt, at den kemiske styrke af SiO, ligesom CO, stiger med stigende temperatur, hvilket gør det til et fremragende reduktionsmiddel for mange stoffer.

Til termodynamisk analyse kan to-terms ligninger også bruges:

Sammensætningen af ​​gasser over SiO 2 blev estimeret af I.S. Kulikov. Afhængigt af temperaturen beskrives indholdet af SiO over SiO 2 ved ligningerne:

Siliciumcarbid er ligesom SiO en af ​​de mellemliggende forbindelser, der dannes under reduktionen af ​​SiO 2. Carbid har et højt smeltepunkt.

Afhængigt af trykket er den modstandsdygtig op til 3033-3103 K (Figur 3). Ved høje temperaturer sublimerer siliciumcarbid. Imidlertid er damptrykket af Si (G), Si 2 C (G), SiC 2 (G) over karbiden ved T< 2800К невелико, что следует из уравнения

Karbidet eksisterer i form af to modifikationer - kubisk lavtemperatur β-SiC og sekskantet højtemperatur α-SiC. I ferrolegeringsovne findes normalt kun β-SiC. Som beregninger ved hjælp af dataene har vist, er Gibbs dannelsesenergi beskrevet ved ligningerne:

som adskiller sig markant fra dataene. Af disse ligninger følger det, at karbid er termisk modstandsdygtig op til 3194 K. Med hensyn til fysiske egenskaber udmærker karbid sig ved høj hårdhed (~ 10), høj elektrisk modstand (ved 1273 K p≈0,13 ⋅ 10 4 μOhm ⋅ m), øget densitet (3,22 g/cm 3) og høj modstand i både reducerende og oxiderende atmosfærer.

Ved udseende ren hårdmetal er farveløs og har halvledende egenskaber, der bibeholdes ved høje temperaturer. Teknisk siliciumcarbid indeholder urenheder og er derfor farvet grøn eller sort. Grønt carbid indeholder således 0,5-1,3 % urenheder (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, etc.). Sort hårdmetal har et højere indhold af urenheder (1-2%).

Kulstof bruges som reduktionsmiddel ved fremstilling af siliciumlegeringer. Det er også hovedstoffet, hvorfra elektroder og foringer af elektriske ovne, der smelter silicium og dets legeringer, fremstilles. Kulstof er ret almindeligt i naturen, dets indhold i jordskorpen er 0,14%. I naturen findes den både i fri tilstand og i form af økologisk og ikke-økologisk organiske forbindelser(mest karbonater).

Kulstof (grafit) har et sekskantet kubisk gitter. Røntgentæthed af grafit er 2,666 g/cm3, pyknometrisk - 2,253 g/cm3. Det er karakteriseret ved høje smeltepunkter (~ 4000 °C) og kogepunkter (~ 4200 °C), stigende med stigende temperatur elektrisk modstand (ved 873 K p≈9,6 μOhm⋅m, ved 2273 K p≈ 15,0 μOhm⋅m) , ret holdbart. Dens midlertidige modstand på knurhårene kan være 480-500 MPa. Elektrodegrafit har dog σ in = 3,4÷17,2 MPa. Hårdheden af ​​grafit på Mohs-skalaen er ~ 1.

Kulstof er et fremragende reduktionsmiddel. Dette skyldes det faktum, at styrken af ​​en af ​​dens iltforbindelser (CO) stiger med stigende temperatur. Dette fremgår af Gibbs-energien fra dens dannelse, som, som vist af vores beregninger ved hjælp af dataene, er godt beskrevet som en tre-term

og to-ledsligninger:

Kuldioxid CO 2 er termodynamisk stærk kun op til 1300 K. Gibbs energi af CO 2 dannelse er beskrevet ved ligningerne:

Den mest almindelige type kul, der findes i naturen, er kul. Grafitaflejringer findes ret ofte. Det er en mere stabil allotrop modifikation sammenlignet med diamant, derfor er der mere af det i jordskorpen end diamant. Grafit forekommer i jorden i form af skællende og lamelformede masser. Forskere mener, at det blev dannet af kul under indflydelse højt tryk. Diamanter er sjældne. De menes at dannes af kulstofholdige stoffer ved høje temperaturer og tryk i en dybde på omkring 100 km.

Anvendelse af kulstof og dets forbindelser

1) Først blev diamanter kun brugt til at lave diamanter, som altid blev vurderet som de dyreste smykker.

Den høje hårdhed af diamanter gør det muligt at bruge dem til fremstilling af bore- og skæreværktøjer, forarbejdning af andre sten, metaller, hårde materialer. Diamantbor bruges til boring af betonplader. Ved hjælp af diamantværktøjer kan du bearbejde sten, der bruges i urværker, med høj præcision. Tynde diamantflager påføres kirurgiske instrumenter. Brugen af ​​diamant i teknologi reducerer omkostningerne og fremskynder produktionsprocesserne.

Grafit er meget udbredt i teknologi og industri. Varmebestandighed og kemisk inertitet gør det til et uundværligt materiale til fremstilling af brandsikre produkter samt kemisk resistente rør og apparater.

I den elektriske industri bruges den elektriske ledningsevne af grafit. Det bruges til at lave elektroder, galvaniske celler og kontakter til elektriske maskiner. Grafit har stor modstand. Derfor er varmeapparater til elektriske ovne lavet af det.

Meget ren grafit bruges i atomreaktorer.

Grafit fungerer som blyantledninger. Ved at pille skællene af efterlader stangen et mærke på papiret.

Kul bruges som brændsel. Det forarbejdes til koks, som indeholder færre urenheder end kul.

Koks er et godt reduktionsmiddel og bruges i den metallurgiske industri til fremstilling af metaller.

2) Kuldioxid bruges som kølemiddel, bruges til brandslukning og bruges i medicin. Det tilsættes den ilt, som alvorligt syge patienter indånder. Kuldioxid forbruges til at lave mousserende vand og andre drikkevarer.

3) Calciumcarbonat er mest udbredt. Blækkalk, der bruges i byggeriet, opnås fra det. Natriumkarbonater (sodavand) og kaliumkarbonater (potaske) bruges til sæbefremstilling, glasproduktion, medicinalindustrien og til fremstilling af gødning.

Silicium

Silicium er ikke mindre betydningsfuldt i naturen og menneskelivet end kulstof. Hvis kulstof danner stofferne i den levende natur, så er silicium grundlaget for de stoffer, der udgør hele planeten Jorden.

Anvendelse af silicium og dets forbindelser

1) Da silicium er et godt reduktionsmiddel, bruges det til at fremstille metaller i den metallurgiske industri.

Silicium bruges i elektronik på grund af dets evne til at lede under visse forhold. elektricitet. Silicium bruges til at fremstille fotoceller og halvlederenheder til produktion af radioer, fjernsyn og computere.

Kulstof og silicium er kemiske grundstoffer i gruppe IVA i det periodiske system. De er i henholdsvis periode 2 og 3. Kulstof og silicium Kulstof og silicium er kemiske elementer i gruppe IVA
periodiske system. De er i henholdsvis periode 2 og 3.
Kulstof og silicium er ikke-metalelementer.

Kulstof har 4 elektroner i sit ydre energiniveau - 2s22p2, ligesom silicium - 3s23p2.

Som et resultat, i kombinationer med andre elementer
kulstof- og siliciumatomer udviser oftest grader
oxidation -4, +2, +4. I et simpelt stof er oxidationstilstanden
elementer er 0.

Opdagelseshistorie

C
I 1791 blev den engelske kemiker Tennant
først at opnå frit kulstof; Han
ført fosfordamp over calcineret
kridt, hvilket resulterer i dannelsen
calciumfosfat og kulstof. Hvilken diamant
når den opvarmes kraftigt, brænder den uden
resten har været kendt i lang tid. Tilbage i 1751
Den tyske kejser Franz I var enig
give en diamant og en rubin til eksperimenter på
afbrænding, hvorefter disse forsøg endda
kom på mode. Det viste sig, at det kun brænder
diamant og rubin (aluminiumoxid med
kromblanding) tåler uden
skader fra langvarig opvarmning
fokus på den brændende linse. Lavoisier
opsætte et nyt eksperiment i at brænde diamanter med
ved hjælp af en stor brændemaskine
og kom til den konklusion, at diamanten repræsenterer
er krystallinsk kulstof. Anden
allotrope af kulstof - grafit - in
alkymistisk periode blev betragtet
modificeret blyglans og
kaldet plumbago; først i 1740 Pott
opdagede fraværet af bly urenhed i grafit.
Si
I ren form det var hans første gang
tildelt i 1811
franske videnskabsmænd
Joseph Louis Gay-Lussac og
Louis Jacques Thénard.

navnets oprindelse

C
I begyndelsen af ​​det 19. århundrede på russisk
kemisk litteratur nogle gange
udtrykket "carbon" blev brugt
(Scherer, 1807; Severgin, 1815); Med
1824 Solovyov introducerede navnet
"kulstof". Kulstofforbindelser
have carb(on) delen i deres navn
- fra lat. carbō (gen. carbōnis)
"kul".
Si
I 1825 svensk kemiker Jons
Jacob Berzelius handling
kaliummetal på
siliciumfluorid SiF4 modtaget
rent elementært silicium.
Det nye element blev givet
navn "silicium" (fra latin silex
- flint). russisk navn
"silicium" introduceret i 1834
russisk kemiker tysk
Ivanovich Hess. Oversat fra
Gammel græsk κρημνός - "klippe, bjerg."

Fysiske egenskaber af simple stoffer kulstof og silicium.

Kulstof
findes i mange allotropiske modifikationer med meget
forskellige fysiske egenskaber. Forskellige modifikationer
på grund af kulstofs evne til at danne kemiske bindinger af forskellige
type.
Følgende allotropiske modifikationer af kulstof er kendt: grafit, diamant, carbyn
og fullerener.
a) diamant
b) grafit
c) lonsdaleite
d) fulleren - buckyball C60
e) fulleren C540
f) fulleren C70
g) amorft kulstof
h) kulstof nanorør

Diamant er et farveløst (nogle gange gulligt, brunligt, grønt, sort, blåt, rødligt) gennemsigtigt stof, der bryder lys meget kraftigt

Diamant - farveløs (nogle gange gullig, brunlig, grøn, sort, blå, rødlig)
et gennemsigtigt stof, der bryder lysstråler meget kraftigt.
Den overgår alle kendte naturlige stoffer i hårdhed. Men den har skrøbelighed.
Kemisk inert, leder varme og elektricitet dårligt.
Massefylde 3,5 g/cm3.
Hvert kulstofatom i diamantstrukturen er placeret i midten af ​​et tetraeder med dets hjørner
hvoraf de fire nærmeste atomer tjener. Det er den stærke binding af carbonatomer, der forklarer
høj diamanthårdhed.
Grafit er den mest almindelige form.
Dette er et meget blødt sort stof med en metallisk glans, der leder godt
elektrisk strøm og varme. Fedtet at røre ved, når det gnides adskilles det i separate
vægte.
tsmelt = 3750 °C (smelter ved et tryk på 10 MPa, sublimerer ved normalt tryk).
Massefylde 2,22 g/cm3.
Strukturen af ​​grafit er dannet af parallelle lag af netværk bestående af
sekskanter med carbonatomer i hjørnerne. Atomer i hvert enkelt lag
er forbundet ganske fast, men forbindelsen mellem lagene er svag.

Carbyne er en syntetisk modifikation af kulstof. Sort fint krystallinsk pulver. Massefylde 1,9–2 g/cm3. Halvleder.

Fullerener er sfæriske molekyler dannet af femkanter og sekskanter af carbonatomer forbundet med hinanden. Vn

Fullerener er sfæriske molekyler,
dannet af femkanter og sekskanter af carbonatomer,
forbundet med hinanden. Molekylerne er hule indeni. I
I øjeblikket er der opnået fullerener af sammensætningen C60, C70, etc..

10. Silicium. Krystallinsk silicium er et mørkegrå stof med en metallisk glans, har den kubiske struktur som diamant, men er væsentligt

Silicium.
Krystallinsk silicium er et mørkegrå stof med en metallisk
glans, har den kubiske struktur af diamant, men er væsentligt ringere end den i
hårdhed, ret skrøbelig. Smeltepunkt 1415 °C, temperatur
kogepunkt 2680 °C, massefylde 2,33 g/cm3. Har halvleder
egenskaber, dens modstand falder med stigende temperatur.
Amorft silicium er et brunt pulver baseret på stærkt uordnet
diamantlignende struktur. Har større reaktivitet end
krystallinsk silicium.

11. Kemiske egenskaber

MED
Interaktion med ikke-metaller
C + 2S = CS2. C + O2 = CO2, C + 2F2 = CF4. C + 2H2 = CH4.
interagerer ikke med nitrogen og fosfor.
Interaktion med metaller
I stand til at interagere med metaller og danner carbider:
Ca + 2C = CaC2.
Interaktion med vand
C + H2O = CO + H2.
Kulstof er i stand til at reducere mange metaller fra deres
oxider:
2ZnO + C = 2Zn + CO2.
Koncentreret svovlsyre og salpetersyre ved opvarmning
oxider carbon til carbonmonoxid (IV):
C + 2H2SO4 = CO2 + 2S02 + 2H2O;

12.

Si
Interaktion med ikke-metaller
Si + 2F2 = SiF4. Si + 2Cl2 = SiCl4. Si + O2 = Si02.
Si + C = SiC Si + 3B = B3Si. 3Si + 2N2 = Si3N4.
Interagerer ikke med brint.
Interaktion med hydrogenhalogenider
Si + 4HF = SiF4 + 2H2,
Interaktion med metaller
2Ca + Si = Ca2Si.
Interaktion med syrer
3Si + 4HNO3 + 18HF = 3H2 + 4NO + 8H2O.
Interaktion med alkalier
Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + H2.

13. Forekomst i naturen Kuldioxid er i form af kuldioxid en del af atmosfæren (0,03 volumenprocent). Kul, tørv, olie og naturgas - produkter

At være i naturen
I form af kuldioxid kommer kulstof ind i atmosfæren (0,03 % af
bind).
Kul, tørv, olie og naturgas er nedbrydningsprodukter
Jordens flora i oldtiden.

14.

Naturlige uorganiske forbindelser
kulstof – karbonater. Mineralsk kalcit
CaCO3 er grundlaget for sedimentære
klipper - kalksten. Andet
calciumcarbonat modifikationer
kendt som marmor og kridt

15. Silicium i naturen

Det er vidt udbredt i form af silica SiO2 og forskellige
silikater.
For eksempel indeholder granit mere end 60% silica og krystallinsk
kvarts er den reneste af naturlige siliciumforbindelser med
ilt.
{
Nældeblade er dækket med tornede hår af ren oxid.
silicium(IV), som er hule rør 1-2 mm lange.
Rørene er fyldt med væske indeholdende myresyre.

16. Anvendelse af kulstof

Grafit bruges i blyantindustrien. Det bruges også i
som smøremiddel ved særligt høje eller lave temperaturer.
Diamant er på grund af sin exceptionelle hårdhed et uundværligt slibende materiale.
Slibetilbehøret på boremaskiner er belagt med diamant. Udover,
slebne diamanter - diamanter bruges som ædelsten i
smykker. På grund af sin sjældenhed, høje dekorative kvaliteter og
Ved tilfældigheder af historiske omstændigheder er diamanten uvægerligt den mest
en dyr perle.
{
Forskellige forbindelser er meget udbredt i farmakologi og medicin
kulstof - derivater af kulsyre og carboxylsyrer.
Carbolen (aktivt kul), bruges til absorption og fjernelse fra
krop af forskellige toksiner.

17. Påføring af silicium

Silicium finder anvendelse i halvledere
teknologi og mikroelektronik, i metallurgi som
tilsætningsstoffer til stål og til fremstilling af legeringer.
Siliciumforbindelser tjener som grundlag for produktionen
glas og cement. Fremstilling af glas og cement
engageret i silikatindustrien. Hun også
producerer silikat keramik - mursten, porcelæn,
fajance og produkter fremstillet af dem.
Silikatlim er almindeligt kendt, brugt i
i byggeri som tørretumbler, og i pyroteknik og i hverdagen
til limning af papir.

Et af de mest almindelige grundstoffer i naturen er silicium eller silicium. En sådan bred fordeling indikerer vigtigheden og betydningen af ​​dette stof. Dette blev hurtigt forstået og lært af folk, der lærte at bruge silicium korrekt til deres formål. Dens ansøgning er baseret på særlige egenskaber, som vi taler om næste gang.

Silicium - kemisk element

Hvis vi karakteriserer et givet element ved dets placering i periodiske system, så kan følgende vigtige punkter identificeres:

1. Serienummer - 14.
2. Perioden er den tredje lille.
3. Gruppe - IV.
4. Undergruppen er den vigtigste.
5. Strukturen af ​​den ydre elektronskal er udtrykt ved formlen 3s 2 3p 2.
6. Elementet silicium er betegnet kemisk symbol Si, som udtales "silicium".
7. De oxidationstilstande, den udviser, er: -4; +2; +4.
8. Atomets valens er IV.
9. Atommassen af ​​silicium er 28.086.
10. I naturen er der tre stabile isotoper af dette element med massetal 28, 29 og 30.

Fra et kemisk synspunkt er siliciumatomet således et ret undersøgt grundstof, mange af dets forskellige egenskaber er blevet beskrevet.

Opdagelseshistorie

Da forskellige forbindelser af det pågældende element er meget populære og rigelige i naturen, siden oldtiden har folk brugt og kendt til egenskaberne af mange af dem. Rent silicium forblev hinsides menneskelig viden inden for kemi i lang tid.

De mest populære forbindelser, der blev brugt i hverdagen og industrien af ​​folk fra gamle kulturer (egyptere, romere, kinesere, russere, persere og andre) var ædelsten og prydsten baseret på siliciumoxid. Disse omfatter:

• opal;
• rhinestone;
• topas;
• krysoprase;
• onyx;
• kalcedon og andre.

Det har også været kutyme at bruge kvarts i byggeriet siden oldtiden. Men selve elementært silicium forblev uopdaget indtil det 19. århundrede, selvom mange videnskabsmænd forgæves forsøgte at isolere det fra forskellige forbindelser ved hjælp af katalysatorer, høje temperaturer og endda elektrisk strøm. Disse er så lyse sind som:

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

Det lykkedes Jens Jacobs Berzelius at skaffe silicium i sin rene form i 1823. For at gøre dette udførte han et eksperiment med at fusionere dampe af siliciumfluorid og kaliummetal. Som et resultat opnåede jeg en amorf modifikation af det pågældende element. De samme videnskabsmænd foreslog et latinsk navn for det opdagede atom.

Lidt senere, i 1855, lykkedes det en anden videnskabsmand - Sainte-Clair-Deville - at syntetisere en anden allotrop sort - krystallinsk silicium. Siden da begyndte viden om dette element og dets egenskaber at udvide sig meget hurtigt. Folk indså, at det har unikke funktioner, der kan bruges meget intelligent til at opfylde deres egne behov. Derfor er silicium i dag et af de mest populære elementer inden for elektronik og teknologi. Dens brug udvider kun sine grænser hvert år.

Det russiske navn for atomet blev givet af videnskabsmanden Hess i 1831. Det er det, der har siddet fast den dag i dag.

Med hensyn til overflod i naturen er silicium nummer to efter ilt. Hans procent i sammenligning med andre atomer i sammensætningen jordskorpen- 29,5 %. Derudover er kulstof og silicium to specielle elementer, der kan danne kæder ved at binde sig til hinanden. Derfor er mere end 400 forskellige naturlige mineraler kendt for sidstnævnte, hvori det findes i litosfæren, hydrosfæren og biomassen.

Hvor præcis findes silicium?

1. I dybe jordlag.
2. I klipper, aflejringer og massiver.
3. På bunden af ​​vandområder, især have og oceaner.
4. I planter og marine liv i dyreriget.
5. I den menneskelige krop og landdyr.

Vi kan identificere flere af de mest almindelige mineraler og bjergarter, som indeholder store mængder silicium er til stede. Deres kemi er sådan, at masseindholdet rent element i dem når 75%. Det specifikke tal afhænger dog af materialetypen. Så, klipper og mineraler indeholdende silicium:

• feldspat;
• glimmer;
• amfiboler;
• opaler;
• kalcedon;
• silikater;
• sandsten;
• aluminosilicater;
• ler og andre.

Akkumulerer i skallerne og eksoskeletterne af havdyr, silicium danner til sidst kraftige silicaaflejringer på bunden af ​​vandområder. Dette er en af naturlige kilder af dette element.

Derudover fandt man ud af, at silicium kan eksistere i sin rene native form - i form af krystaller. Men sådanne indskud er meget sjældne.

Fysiske egenskaber af silicium

Hvis vi karakteriserer det pågældende element efter mængden fysiske og kemiske egenskaber, så først og fremmest er det nødvendigt at udpege fysiske parametre. Her er et par vigtigste:

1. Det eksisterer i form af to allotropiske modifikationer - amorfe og krystallinske, som adskiller sig i alle egenskaber.
2. Krystalgitteret minder meget om diamantens, fordi kulstof og silicium er praktisk talt det samme i denne henseende. Afstanden mellem atomerne er dog forskellig (silicium er større), så diamant er meget hårdere og stærkere. Gittertype - kubisk ansigtscentreret.
3. Stoffet er meget skørt og bliver plastisk ved høje temperaturer.
4. Smeltepunktet er 1415˚C.
5. Kogepunkt - 3250˚С.
6. Stoffets massefylde er 2,33 g/cm3.
7. Sammensætningens farve er sølvgrå med en karakteristisk metallisk glans.
8. Den har gode halvlederegenskaber, som kan variere med tilsætning af visse midler.
9. Uopløseligt i vand, organiske opløsningsmidler og syrer.
10. Specifikt opløseligt i alkalier.

Udpeget fysiske egenskaber silicium giver folk mulighed for at manipulere det og bruge det til at skabe forskellige produkter. For eksempel er brugen af ​​rent silicium i elektronik baseret på egenskaberne ved halvledning.

Kemiske egenskaber

Siliciums kemiske egenskaber er meget afhængige af reaktionsbetingelserne. Hvis vi taler om standardparametre, skal vi angive meget lav aktivitet. Både krystallinsk og amorft silicium er meget inerte. De interagerer ikke med stærke oxidationsmidler (undtagen fluor) eller med stærke reduktionsmidler.

Dette skyldes, at der øjeblikkeligt dannes en oxidfilm af SiO 2 på overfladen af ​​stoffet, hvilket forhindrer yderligere interaktioner. Det kan dannes under påvirkning af vand, luft og damp.

Hvis du ændrer standardbetingelserne og opvarmer silicium til en temperatur over 400˚C, vil dets kemiske aktivitet stige kraftigt. I dette tilfælde vil den reagere med:

• ilt;
• alle typer af halogener;
• brint.

Med en yderligere temperaturstigning er dannelsen af ​​produkter ved interaktion med bor, nitrogen og kulstof mulig. Særlig betydning har carborundum - SiC, da det er et godt slibende materiale.

Også siliciums kemiske egenskaber er tydeligt synlige i reaktioner med metaller. I forhold til dem er det et oxidationsmiddel, hvorfor produkterne kaldes silicider. Lignende forbindelser er kendt for:

• alkalisk;
• jordalkali;
• overgangsmetaller.

Forbindelsen opnået ved at sammensmelte jern og silicium har usædvanlige egenskaber. Det kaldes ferrosiliciumkeramik og bruges med succes i industrien.

Silicium interagerer ikke med komplekse stoffer, derfor kan det af alle deres sorter kun opløses i:

• aqua regia (en blanding af salpetersyre og saltsyre);
• kaustiske alkalier.

I dette tilfælde skal opløsningens temperatur være mindst 60˚C. Alt dette bekræfter endnu en gang det fysiske grundlag for stoffet - et diamantlignende stabilt krystalgitter, som giver det styrke og træghed.

Metoder til at opnå

At få silicium i sin rene form er en temmelig dyr proces økonomisk. Derudover giver enhver metode på grund af dens egenskaber kun 90-99% rent produkt, mens urenheder i form af metaller og kulstof forbliver de samme. Derfor er det ikke nok blot at få stoffet. Det skal også renses grundigt for fremmedlegemer.

Generelt udføres siliciumproduktion på to hovedmåder:

1. Fra hvidt sand, som er ren siliciumoxid SiO 2. Når det er brændt med aktive metaller(oftest med magnesium) sker dannelsen af ​​et frit grundstof i form af en amorf modifikation. Renheden af ​​denne metode er høj, produktet opnås med et udbytte på 99,9%.
2. En mere udbredt metode i industriel skala er sintring af smeltet sand med koks i specialiserede termiske ovne. Denne metode blev udviklet af den russiske videnskabsmand N. N. Beketov.

Yderligere forarbejdning indebærer, at produkterne udsættes for oprensningsmetoder. Til dette formål anvendes syrer eller halogener (klor, fluor).

Amorft silicium

Siliciums egenskaber vil være ufuldstændige, medmindre vi overvejer hver af dem separat. allotrop modifikation. Den første af dem er amorf. I denne tilstand er det stof, vi overvejer, et brunligt-brunt pulver, fint spredt. Det har en høj grad af hygroskopicitet og udviser ret høj kemisk aktivitet ved opvarmning. Under standardbetingelser er det kun i stand til at interagere med det stærkeste oxidationsmiddel - fluor.

Det er ikke helt korrekt at kalde amorft silicium for en type krystallinsk silicium. Dens gitter viser, at dette stof kun er en form for fint dispergeret silicium, der eksisterer i form af krystaller. Derfor er disse modifikationer som sådan én og samme forbindelse.

Imidlertid er deres egenskaber forskellige, hvorfor det er sædvanligt at tale om allotropi. Amorft silicium har i sig selv en høj lysabsorptionsevne. Derudover er denne indikator under visse betingelser flere gange højere end den for den krystallinske form. Derfor bruges den til tekniske formål. I denne form (pulver) påføres forbindelsen let på enhver overflade, det være sig plastik eller glas. Derfor er amorft silicium så praktisk at bruge. Anvendelse baseret på forskellige størrelser.

Selvom batterier af denne type slides ret hurtigt, hvilket skyldes slid tynd film stoffer, men deres brug og efterspørgsel vokser kun. Trods alt selv for kort sigt tjenester, kan solceller baseret på amorft silicium levere energi til hele virksomheder. Derudover er produktionen af ​​et sådant stof affaldsfri, hvilket gør det meget økonomisk.

Denne modifikation opnås ved at reducere forbindelser med aktive metaller, for eksempel natrium eller magnesium.

Krystallinsk silicium

Sølvgrå skinnende modifikation af det pågældende element. Denne form er den mest almindelige og mest efterspurgte. Dette forklares af det sæt af kvalitative egenskaber, som dette stof besidder.

Karakteristika for silicium med krystalgitter inkluderer en klassificering af dens typer, da der er flere af dem:

1. Elektronisk kvalitet - den reneste og højeste kvalitet. Denne type bruges i elektronik til at skabe særligt følsomme enheder.
2. Solrig kvalitet. Selve navnet bestemmer brugsområdet. Dette er også silicium af ret høj renhed, hvis anvendelse er nødvendig for at skabe høj kvalitet og langtidsholdbar silicium. solpaneler. Fotoelektriske omformere, der er skabt på basis af en krystallinsk struktur, er af højere kvalitet og slidstærke end dem, der er fremstillet ved hjælp af en amorf modifikation ved sputtering på forskellige typer substrater.
3. Teknisk silicium. I denne sort de prøver af stoffet, der indeholder omkring 98 % af det rene grundstof, er inkluderet. Alt andet går til forskellige slags urenheder:

• aluminium;
• klor;
• kulstof;
• fosfor og andre.

Den sidste type af det pågældende stof bruges til at opnå polykrystaller af silicium. Til dette formål udføres omkrystallisationsprocesser. Som et resultat opnås der rent renhedsmæssigt produkter, der kan klassificeres som solenergi og elektronisk kvalitet.

I sin natur er polysilicium et mellemprodukt mellem de amorfe og krystallinske modifikationer. Denne mulighed er lettere at arbejde med, den er bedre behandlet og rengjort med fluor og klor.

De resulterende produkter kan klassificeres som følger:

• multisilicium;
• monokrystallinsk;
• profilerede krystaller;
• silicium skrot;
• teknisk silicium;
• produktionsaffald i form af fragmenter og rester af stof.

Hver af dem finder anvendelse i industrien og bruges fuldt ud af mennesker. Derfor betragtes dem, der rører ved silicium, som ikke-affald. Dette reducerer de økonomiske omkostninger markant uden at påvirke kvaliteten.

Bruger rent silicium

Industriel siliciumproduktion er ret veletableret, og dens skala er ret stor. Dette skyldes det faktum, at dette element, både rent og i form af forskellige forbindelser, er udbredt og efterspurgt i forskellige grene af videnskab og teknologi.

Hvor bruges krystallinsk og amorft silicium i sin rene form?

1. I metallurgi, som et legeringsadditiv, der er i stand til at ændre egenskaberne af metaller og deres legeringer. Således bruges det til smeltning af stål og støbejern.
2. Forskellige typer stoffer bruges til at lave en renere version - polysilicium.
3. Siliciumforbindelser er en hel kemisk industri, der har vundet særlig popularitet i dag. Organosiliciummaterialer bruges i medicin, til fremstilling af tallerkener, værktøj og meget mere.
4. Fremstilling af diverse solpaneler. Denne metode til at opnå energi er en af ​​de mest lovende i fremtiden. Miljøvenlig, økonomisk fordelagtig og slidstærk er hovedfordelene ved denne type elproduktion.
5. Silicium har været brugt til lightere i meget lang tid. Selv i oldtiden brugte folk flint til at frembringe en gnist, når de tændte bål. Dette princip er grundlaget for produktionen af ​​forskellige typer lightere. I dag er der typer, hvor flint er erstattet af en legering af en bestemt sammensætning, hvilket giver et endnu hurtigere resultat (gnister).
6. Elektronik og solenergi.
7. Fremstilling af spejle i gaslaserapparater.

Ren silicium har således en masse fordelagtige og specielle egenskaber, der gør det muligt at bruge det til at skabe vigtige og nødvendige produkter.

Anvendelse af siliciumforbindelser

Udover det simple stof bruges også forskellige siliciumforbindelser, og det er meget bredt. Der er en hel industri, der hedder silikat. Det er baseret på brugen forskellige stoffer, som indeholder dette fantastiske element. Hvad er disse forbindelser, og hvad fremstilles af dem?

1. Kvarts eller flodsand - SiO 2. Bruges til at lave konstruktions- og dekorative materialer som cement og glas. Alle ved, hvor disse materialer bruges. Ingen konstruktion kan gennemføres uden disse komponenter, hvilket bekræfter vigtigheden af ​​siliciumforbindelser.
2. Silikatkeramik, som omfatter materialer som lertøj, porcelæn, mursten og produkter baseret på dem. Disse komponenter bruges i medicin, til fremstilling af retter, dekorative smykker, husholdningsartikler, i byggeri og andre daglige områder af menneskelig aktivitet.
3. - silikoner, silicageler, silikoneolier.
4. Silikatlim - bruges som papirvarer, i pyroteknik og byggeri.

Silicium, hvis pris varierer på verdensmarkedet, men ikke krydser fra top til bund mærket på 100 russiske rubler pr. kilogram (pr. krystallinsk), er et efterspurgt og værdifuldt stof. Naturligvis er forbindelser af dette element også udbredte og anvendelige.

Biologisk rolle af silicium

Ud fra dets betydning for kroppen er silicium vigtigt. Dens indhold og distribution i væv er som følger:

• 0,002% - muskel;
• 0,000017% - knogle;
• blod - 3,9 mg/l.

Omkring et gram silicium skal indtages hver dag, ellers vil sygdomme begynde at udvikle sig. Ingen af ​​dem er dødeligt farlige, men langvarig siliciumsult fører til:

• hårtab;
• udseendet af acne og bumser;
• skrøbelighed og skørhed af knogler;
• let kapillær permeabilitet;
• træthed og hovedpine;
• udseendet af adskillige blå mærker og blå mærker.

For planter er silicium et vigtigt mikroelement, der er nødvendigt for normal vækst og udvikling. Dyreforsøg har vist, at de individer, der indtager tilstrækkelige mængder silicium dagligt, vokser bedre.

Introduktion

2.1.1 Oxidationstilstand +2

2.1.2 Oxidationstilstand +4

2.3 Metalkarbider

Kapitel 3. Siliciumforbindelser

Bibliografi

Introduktion

Kemi er en af ​​naturvidenskabens grene, hvis emne er kemiske elementer(atomer), de simple og komplekse stoffer (molekyler), de danner, deres transformationer og de love, som disse transformationer er underlagt.

Per definition D.I. Mendeleev (1871), "kemi i sin moderne tilstand kan... kaldes studiet af grundstoffer."

Oprindelsen af ​​ordet "kemi" er ikke helt klar. Mange forskere mener, at det kommer fra det gamle navn Egypten - Chemia (græsk Chemia, fundet i Plutarch), som er afledt af "søm" eller "hame" - sort og betyder "videnskab om den sorte jord" (Ægypten), " egyptisk videnskab".

Moderne kemi er tæt forbundet både med andre naturvidenskaber og med alle sektorer af den nationale økonomi.

Det kvalitative træk ved den kemiske form for bevægelse af stof og dens overgange til andre bevægelsesformer bestemmer kemisk videnskabs alsidighed og dens forbindelser med vidensområder, der studerer både lavere og højere højere former bevægelser. Kendskab til den kemiske form for bevægelse af stof beriger almindelig doktrin om naturens udvikling, stoffets udvikling i Universet, bidrager til dannelsen af ​​et holistisk materialistisk billede af verden. Kemiens kontakt med andre videnskaber giver anledning til specifikke områder af deres gensidige penetration. Således er overgangsområderne mellem kemi og fysik repræsenteret af fysisk kemi og kemisk fysik. Mellem kemi og biologi, kemi og geologi opstod der særlige grænseområder - geokemi, biokemi, biogeokemi, molekylær Biologi. Kemiens vigtigste love er formuleret i matematisk sprog, og teoretisk kemi kan ikke udvikle sig uden matematik. Kemi har haft og bliver ved med at påvirke udviklingen af ​​filosofi, og har selv været og bliver påvirket af den.

Historisk har to hovedgrene af kemi udviklet sig: uorganisk kemi, som primært studerer kemiske grundstoffer og de simple og komplekse stoffer, de danner (undtagen kulstofforbindelser), og organisk kemi, hvis emne er studiet af kulstofforbindelser med andre grundstoffer (organiske stoffer).

Indtil slutningen af ​​det 18. århundrede indikerede udtrykkene "uorganisk kemi" og "organisk kemi" kun fra hvilket "naturrige" (mineral, plante eller dyr) visse forbindelser blev opnået. Siden det 19. århundrede. disse udtryk kom til at indikere tilstedeværelsen eller fraværet af kulstof i dette stof. Så købte de en ny, mere bred betydning. Uorganisk kemi kommer primært i kontakt med geokemi og derefter med mineralogi og geologi, dvs. med videnskaberne om uorganisk natur. Organisk kemi repræsenterer en gren af ​​kemi, der studerer en række forskellige kulstofforbindelser op til de mest komplekse biopolymerstoffer. Gennem økologiske og bioorganisk kemi kemi grænser til biokemi og derefter til biologi, dvs. med helheden af ​​videnskaber om levende natur. I grænsefladen mellem uorganisk og organisk kemi er feltet af organoelementforbindelser.

I kemi, ideer om strukturelle niveauer organisering af sagen. Komplikationen af ​​et stof, startende fra det laveste, atomare, går gennem stadierne af molekylære, makromolekylære eller højmolekylære forbindelser (polymer), derefter intermolekylære (komplekse, clathrat, catenan), til sidst forskellige makrostrukturer (krystal, micelle) op til ubestemte ikke-støkiometriske formationer. Gradvist dukkede de tilsvarende discipliner op og blev isolerede: kemien af ​​komplekse forbindelser, polymerer, krystalkemi, studiet af spredte systemer Og overfladefænomener, legeringer osv.

Studiet af kemiske objekter og fænomener ved fysiske metoder, etablering af mønstre for kemiske transformationer, baseret på fysikkens generelle principper, ligger til grund for fysisk kemi. Dette område af kemi omfatter en række stort set selvstændige discipliner: kemisk termodynamik, kemisk kinetik, elektrokemi, kolloid kemi, kvantekemi og studiet af struktur og egenskaber af molekyler, ioner, radikaler, strålingskemi, fotokemi, studier af katalyse, kemisk ligevægt, opløsninger osv. Har fået en selvstændig karakter. analytisk kemi, hvis metoder er meget brugt inden for alle områder af kemi og kemisk industri. I regionerne praktisk ansøgning kemi, sådanne videnskaber opstod og videnskabelige discipliner, såsom kemisk teknologi med dens mange brancher, metallurgi, agrokemi, medicinsk kemi, retskemi mv.

Som nævnt ovenfor undersøger kemi kemiske grundstoffer og de stoffer, de danner, såvel som de love, der styrer disse transformationer. Et af disse aspekter (dvs. kemiske forbindelser baseret på silicium og kulstof) og vil blive overvejet af mig i dette arbejde.

Kapitel 1. Silicium og kulstof - kemiske grundstoffer

1.1 Generel information om kulstof og silicium

Kulstof (C) og silicium (Si) er medlemmer af gruppe IVA.

Kulstof er ikke et meget almindeligt element. På trods af dette er dens betydning enorm. Kulstof er grundlaget for livet på jorden. Det er en del af karbonater, der er meget almindelige i naturen (Ca, Zn, Mg, Fe osv.), findes i atmosfæren i form af CO 2 og findes i form af naturlige kul (amorf grafit), olie og naturgas, samt simple stoffer (diamant, grafit).

Silicium er det næstmest udbredte grundstof i jordskorpen (efter ilt). Hvis kulstof er grundlaget for liv, så er silicium grundlaget for jordskorpen. Det findes i et stort udvalg af silikater (figur 4) og aluminosilicater, sand.

Amorft silicium er et brunt pulver. Sidstnævnte er let at opnå i krystallinsk tilstand i form af grå hårde, men ret sprøde krystaller. Krystallinsk silicium er en halvleder.

Tabel 1. Generelle kemiske data om kulstof og silicium.

En modifikation af kulstof, der er stabil ved almindelige temperaturer, grafit, er en uigennemsigtig, grå, fed masse. Diamant er det hårdeste stof på jorden - farveløst og gennemsigtigt. Krystalstrukturerne af grafit og diamant er vist i fig. 1.

Figur 1. Diamantstruktur (a); grafitstruktur (b)

Kulstof og silicium har deres egne specifikke derivater.

Tabel 2. De mest typiske derivater af kulstof og silicium

1.2 Fremstilling, kemiske egenskaber og anvendelse af simple stoffer

Silicium opnås ved reduktion af oxider med kulstof; for at opnå en særlig ren tilstand efter reduktion overføres stoffet til tetrachlorid og reduceres igen (med brint). Derefter smeltes de til barrer og udsættes for rensning ved hjælp af zonesmeltemetoden. En metalbarre opvarmes i den ene ende, så der dannes en zone af smeltet metal i den. Når zonen bevæger sig til den anden ende af barren, fjernes urenheden, der opløses i det smeltede metal bedre end i det faste metal, og derved renses metallet.

Kulstof er inert, men ved meget høje temperaturer (i amorf tilstand) interagerer det med de fleste metaller og danner faste opløsninger eller karbider (CaC 2, Fe 3 C osv.), samt med mange metalloider, f.eks.

2C+ Ca = CaC 2, C + 3Fe = Fe 3 C,

Silicium er mere reaktivt. Det reagerer med fluor allerede ved almindelig temperatur: Si+2F 2 = SiF 4

Silicium har også en meget høj affinitet til oxygen:

Reaktionen med klor og svovl forløber ved ca. 500 K. Ved meget høj temperatur silicium interagerer med nitrogen og kulstof:

Silicium interagerer ikke direkte med brint. Silicium opløses i alkalier:

Si+2NaOH+H20=Na2Si03+2H2.

Andre syrer end flussyre har ingen effekt på det. Der er en reaktion med HF

Si+6HF=H2+2H2.

Kulstof i sammensætningen af ​​forskellige kul, olie, naturlig (hovedsageligt CH4) såvel som kunstigt producerede gasser er den vigtigste brændstofbase på vores planet

Grafit er meget brugt til fremstilling af digler. Grafitstænger bruges som elektroder. Der bruges meget grafit til at lave blyanter. Kulstof og silicium bruges til at fremstille forskellige typer støbejern. I metallurgien bruges kulstof som et reduktionsmiddel, og silicium bruges på grund af dets høje affinitet for oxygen som et deoxidationsmiddel. Krystallinsk silicium i en særlig ren tilstand (ikke mere end 10 -9 at.% urenhed) bruges som halvleder i forskellige enheder og enheder, herunder transistorer og termistorer (enheder til meget fine temperaturmålinger), samt i fotoceller, drift, som er baseret på en halvleders evne til at lede strøm, når den er belyst.

Kapitel 2. Kemiske forbindelser af kulstof

Kulstof er kendetegnet ved stærk kovalente bindinger mellem sine egne atomer (C-C) og med brintatomet (C-H), hvilket afspejles i overfloden af ​​organiske forbindelser (flere hundrede millioner). Ud over holdbare CH-bindinger, C-C i forskellige klasser af organiske og uorganiske forbindelser, carbonbindinger med nitrogen, svovl, oxygen, halogener og metaller er bredt repræsenteret (se tabel 5). Så høje muligheder dannelsen af ​​bindinger skyldes den lille størrelse af carbonatomet, hvilket tillader dets valensorbitaler 2s 2, 2p 2 at overlappe så meget som muligt. De vigtigste uorganiske forbindelser er beskrevet i tabel 3.

Blandt uorganiske kulstofforbindelser er nitrogenholdige derivater unikke i sammensætning og struktur.

I uorganisk kemi Derivater af eddikesyre CH3COOH og oxalsyre H 2 C 2 O 4 er bredt repræsenteret - acetater (type M "CH3COO) og oxalater (type M I 2 C 2 O 4).

Tabel 3. De vigtigste uorganiske kulstofforbindelser.

2.1 Iltderivater af kulstof

2.1.1 Oxidationstilstand +2

Kulilte CO (kulilte): ifølge strukturen af ​​molekylære orbitaler (tabel 4).

CO ligner N2-molekylet. Ligesom nitrogen har CO høj energi dissociation (1069 kJ/mol), har et lavt smeltepunkt (69 K) og kogepunkt (81,5 K), er dårligt opløseligt i vand og kemisk inert. CO indgår kun i reaktioner ved høje temperaturer, herunder:

CO+Cl2 =COCl2 (phosgen),

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

Ni+4CO=Ni (CO)4 - nikkelcarbonyl

CO + H 2 0 par = HCOOH (myresyre).

Samtidig har CO-molekylet en høj affinitet for oxygen:

CO +1/202 = C02 +282 kJ/mol.

På grund af dets høje affinitet for oxygen bruges kulilte (II) som et reduktionsmiddel for oxiderne af mange tungmetaller (Fe, Co, Pb, etc.). I laboratoriet opnås CO-oxid ved at dehydrere myresyre

I teknologien fremstilles kulilte (II) ved reduktion af CO 2 med kul (C + C0 2 = 2CO) eller oxidation af metan (2CH 4 + ZO 2 = 4H 2 0 + 2CO).

Blandt CO-derivater er metalcarbonyler (til fremstilling af rene metaller) af stor teoretisk og en vis praktisk interesse.

Kemiske bindinger i carbonyler dannes hovedsageligt af donor-acceptor-mekanismen på grund af frie orbitaler d- grundstof og elektronpar i CO-molekylet, er der også et l-overlap ifølge dativmekanismen (metal CO). Alle metalcarbonyler er diamagnetiske stoffer karakteriseret ved lav styrke. Ligesom carbon(II)monoxid er metalcarbonyler giftige.

Tabel 4. Fordeling af elektroner over CO-molekylets orbitaler

2.1.2 Oxidationstilstand +4

Kuldioxid C0 2 ( carbondioxid). C02-molekylet er lineært. Energiskemaet for dannelsen af ​​orbitaler af CO 2 molekylet er vist i fig. 2. Kulilte (IV) kan reagere med ammoniak ved reaktion.

Når dette salt opvarmes, opnås en værdifuld gødning - urea CO (MH 2) 2:

Urinstof nedbrydes af vand

CO (NH2)2+2HaO= (MH4)2CO3.

Figur 2. Enfetisk diagram over dannelsen af ​​molekylære orbitaler af C0 2.

I teknologi opnås CO 2 oxid ved nedbrydning af calciumcarbonat eller natriumbicarbonat:

I laboratorieforhold det opnås normalt ved reaktion (i Kipp-apparatet)

CaCO3+2HC1=CaC12+CO2+H20.

De vigtigste derivater af C0 2 er svage kulsyre H 2 CO 3 og dets salte: M I 2 CO 3 og M I H CO 3 (henholdsvis carbonater og bicarbonater).

De fleste karbonater er uopløselige i vand. Vandopløselige carbonater gennemgår betydelig hydrolyse:

CO3- +H20 CO3-+OH- (I trin).

På grund af fuldstændig hydrolyse af vandige opløsninger karbonater Cr 3+, ai 3+, Ti 4+, Zr 4+ osv. kan ikke isoleres.

De praktisk talt vigtige er Ka 2 CO3 (sodavand), K 2 CO3 (potaske) og CaCO3 (kridt, marmor, kalksten). Hydrocarbonater er i modsætning til carbonater opløselige i vand. Fra hydrocarbonater praktisk brug finder NaHCO 3 (bagepulver). Vigtige basiske carbonater er 2CuCO3-Cu (OH) 2, PbCO 3 X XRb (OH) 2.

Egenskaberne for carbonhalogenider er angivet i tabel 6. Af kulstofhalogeniderne er den vigtigste en farveløs, ret giftig væske. I normale forhold CCI 4 er kemisk inert. Det bruges som et ikke-brændbart og ikke-brændbart opløsningsmiddel til harpiks, lak, fedt og også til fremstilling af freon CF 2 CI 2 (T bp = 303 K):

Et andet organisk opløsningsmiddel, der anvendes i praksis, er kulstofdisulfid CSa (farveløs, flygtig væske med kogepunkt = 319 K) - et reaktivt stof:

CS 2 +30 2 = C0 2 + 2S0 2 +258 kcal/mol,

CS2+3Cl2=CC14-S2Cl2, CS2+2H20==C02+2H2S, CS2+K2S=K2CS3 (thiocarbonsyresalt H2CS3).

Kulstofdisulfiddampe er giftige.

Blåsyre (blåsyre) HCN (H-C = N) er en farveløs, let mobil væske, der koger ved 299,5 K. Ved 283 K størkner den. HCN og dets derivater er ekstremt giftige. HCN kan fremstilles ved reaktionen

Hydrocyansyre opløses i vand; dog dissocierer det svagt

HCN=H++CN-, K=6,2,10-10.

Salte af blåsyre (cyanider) ligner chlorider i nogle reaktioner. For eksempel giver CH -- -ion med Ag+ ioner et hvidt bundfald af sølvcyanid AgCN, dårligt opløseligt i mineralsyrer. Alkali- og jordalkalimetalcyanider er opløselige i vand. På grund af hydrolyse lugter deres opløsninger som blåsyre (lugten af ​​bitre mandler). Tungmetalcyanider er dårligt opløselige i vand. CN er en stærk ligand de vigtigste komplekse forbindelser er K 4 og K3 [Fe (CN) 6].

Cyanider er skrøbelige forbindelser med langvarig eksponering for CO 2 indeholdt i luften, cyanider nedbrydes

2KCN+CO2+H20=K2C03+2HCN.

(CN) 2 - cyanogen (N=C-C=N) –

farveløs giftig gas; reagerer med vand og danner cyansyre (HOCN) og blåsyre (HCN):

(HCN) syrer:

(CN)2+H20==HOCN+HCN.

I denne reaktion, som i reaktionen nedenfor, ligner (CN)2 et halogen:

CO+ (CN) 2 = CO (CN) 2 (analog af phosgen).

Cyansyre er kendt i to tautomere former:

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

Isomeren er syren H-0=N=C (eksplosiv syre). HONC-salte eksploderer (bruges som detonatorer). Rhodansyre HSCN er en farveløs, olieagtig, flygtig, let størknende (Tm=278 K) væske. I sin rene tilstand er det meget ustabilt, når det nedbrydes, frigives HCN. I modsætning til blåsyre er HSCN tilstrækkeligt stærk syre(K=0,14). HSCN er karakteriseret ved tautomer ligevægt:

H-N = C = S=H-S-C =N.

SCN er en blodrød ion (reagens for Fe 3+ ion). Rhodanidsalte afledt af HSCN opnås let fra cyanider ved tilsætning af svovl:

De fleste thiocyanater er opløselige i vand. Hg, Au, Ag, Cu-salte er uopløselige i vand. SCN-ionen har ligesom CN- tendens til at give komplekser af typen M3 1 M" (SCN) 6, hvor M" "Cu, Mg og nogle andre. Dirodan (SCN) 2 er lysegule krystaller, der smelter ved 271 K De opnås (SCN)2 ved reaktion

2AgSCN+Br2 ==2AgBr+ (SCN) 2.

Blandt andre nitrogenholdige forbindelser bør cyanamid angives

og dets derivat, calciumcyanamid CaCN 2 (Ca=N-C=N), som bruges som gødning.

2.3 Metalkarbider

Carbider er produkter af interaktionen mellem kulstof og metaller, silicium og bor. Carbider opdeles i to klasser baseret på opløselighed: carbider, der er opløselige i vand (eller i fortyndede syrer) og carbider, der er uopløselige i vand (eller i fortyndede syrer).

2.3.1 Karbider opløselige i vand og fortyndede syrer

A. Carbider, der, når de er opløst, danner C 2 H 2. Denne gruppe omfatter metalcarbider af de to første hovedgrupper; Carbider Zn, Cd, La, Ce, Th med sammensætningen MC 2 (LaC 2, CeC 2, ТhC 2.) er også tæt på dem.

CaC2+2H20=Ca (OH)2+C2H2, ThC2+4H20=Th (OH)4+H2C2+H2.

ANS3+ 12H20=4Al (OH)3+3CH4, Be2C+4H20=2Be (OH)2+CH4. Med hensyn til egenskaber er Mn 3 C tæt på dem:

Mn3C + 6H20 = 3Mn (OH)2 + CH4 + H2.

B. Carbider danner, når de er opløst, en blanding af kulbrinter og brint. Disse omfatter de fleste sjældne jordarters metalkarbider.

2.3.2 Karbider uopløselige i vand og fortyndede syrer

Denne gruppe omfatter de fleste overgangsmetalcarbider (W, Mo, Ta osv.) samt SiC, B4C.

De opløses i oxiderende miljøer, for eksempel:

VC + 3HN03 + 6HF = HVF 6 + CO 2 + 3NO + 4H 2 0, SiC + 4KOH + 2C0 2 = K 2 Si0 3 + K 2 C0 3 + 2H 2 0.

Figur 3. Icosahedron B 12

Praktisk vigtige er karbider af overgangsmetaller, samt siliciumcarbider SiC og bor B 4 C. SiC - carborundum - farveløse krystaller med et diamantgitter, i hårdhed nærmer sig diamant (teknisk SiC har en mørk farve på grund af urenheder). SiC er meget ildfast, termisk og elektrisk ledende ved høje temperaturer og kemisk ekstremt inert; det kan kun ødelægges ved sammensmeltning i luft med alkalier.

B4C er en polymer. Borcarbidgitteret er bygget af lineært arrangerede tre carbonatomer og grupper indeholdende 12 B-atomer, arrangeret i form af et icosaeder (fig. 3); Hårdheden af ​​B4C er højere end SiC.

Kapitel 3. Siliciumforbindelser

Forskellen mellem kemien af ​​silicium og kulstof skyldes hovedsageligt den store størrelse af dets atom og muligheden for at bruge frie 3d orbitaler. På grund af yderligere binding (ifølge donor-acceptor-mekanismen) er bindingerne af silicium med oxygen Si-O-Si og fluor Si-F (tabel 17.23) stærkere end kulstof, og pga. større størrelse Si-atom sammenlignet med C-atomet er Si-H og Si-Si-bindingerne mindre stærke end carbon. Siliciumatomer er praktisk talt ude af stand til at danne kæder. Svarende til kulbrinter homolog serie Hydrosilica SinH2n+2 (si-baner) blev kun opnået til sammensætningen Si4Hio. På grund af sin større størrelse har Si-atomet en svagt udtrykt evne til at overlappe, derfor ikke kun tredoble, men også dobbeltbindinger ukarakteristisk for ham.

Når silicium interagerer med metaller, dannes silicider (Ca 2 Si, Mg 2 Si, BaSi 2, Cr 3 Si, CrSi 2 osv.), som på mange måder minder om carbider. Silicider er ikke typiske for gruppe I-elementer (undtagen Li). Siliciumhalogenider (tabel 5) er stærkere forbindelser end carbonhalogenider; samtidig nedbrydes de med vand.

Tabel 5. Styrken af ​​nogle bindinger mellem kulstof og silicium

Det mest holdbare siliciumhalogenid er SiF 4 (nedbrydes kun under påvirkning af elektrisk udladning), men ligesom andre halogenider undergår den hydrolyse. Når SiF 4 interagerer med HF, dannes hexafluorkiselsyre:

SiF4+2HF=H2.

H 2 SiF 6 er tæt på H 2 S0 4 i styrke. Derivater af denne syre - fluorsilicater er som regel opløselige i vand. Fluorosilikater er dårligt opløselige alkalimetaller(undtagen Li og NH4). Fluorosilikater bruges som pesticider (insekticider).

Det praktisk talt vigtige halogenid er SiCO 4 . Det bruges til at fremstille organosiliciumforbindelser. Således interagerer SiCL 4 let med alkoholer for at danne kiselsyreestere HaSiO 3:

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

Tabel 6. Kulstof- og siliciumhalogenider

Estere af kiselsyre, hydrolyserende, danner silikoner - polymerstoffer med en kædestruktur:

(R-organisk radikal), som anvendes til fremstilling af gummier, olier og smøremidler.

Siliciumsulfid (SiS 2) n-polymerstof; stabil ved normale temperaturer; nedbrydes med vand:

SiS2 + ZN2O = 2H2S + H2SiO3.

3.1 Iltforbindelser af silicium

Den vigtigste iltforbindelse af silicium er siliciumdioxid SiO 2 (silica), som har flere krystallinske modifikationer.

Lavtemperaturmodifikationen (op til 1143 K) kaldes kvarts. Kvarts har piezoelektriske egenskaber. Naturlige sorter af kvarts: bjergkrystal, topas, ametyst. Varianter af silica er kalcedon, opal, agat,. jaspis, sand.

Silica er kemisk resistent; kun fluor påvirker det, flussyre og alkaliske opløsninger. Det forvandles let til en glasagtig tilstand (kvartsglas). Kvartsglas er skrøbeligt, kemisk og termisk meget modstandsdygtigt. Den tilsvarende SiO 2 kiselsyre har ikke en specifik sammensætning. Typisk skrives kiselsyre som xH 2 O-ySiO 2 . Følgende kiselsyrer er identificeret: H 2 SiO 3 (H 2 O-SiO 2) - metasilicium (tri-oxo-silicium), H 4 Si0 4 (2H 2 0-Si0 2) - ortho-silicium (tetra-oxo- silicium), H 2 Si2O 5 (H 2 O * SiO 2) - dimethacilicon.

Kiselsyrer er dårligt opløselige stoffer. I overensstemmelse med siliciums mindre metalloide natur sammenlignet med kulstof, er H 2 SiO 3 som elektrolyt svagere end H 2 CO3.

Silikatsaltene svarende til kiselsyrer er uopløselige i vand (undtagen alkalimetalsilicater). Opløselige silikater hydrolyseres ifølge ligningen

2SiO32-+H20=Si2052-+20H-.

Koncentrerede opløsninger af opløselige silikater kaldes flydende glas. Almindelig vinduesglas - natrium- og calciumsilikat - har sammensætningen Na 2 0-CaO-6Si0 2. Det opnås ved reaktion

Der kendes en lang række silikater (mere præcist oxosilicater). Et vist mønster observeres i strukturen af ​​oxosilicater: de består alle af Si0 4 tetraedre, som er forbundet med hinanden gennem et oxygenatom. De mest almindelige kombinationer af tetraedre er (Si 2 O 7 6 -), (Si 3 O 9) 6 -, (Si 4 0 l2) 8-, (Si 6 O 18 12 -), der som strukturelle enheder kan kombineres i kæder, bånd, masker og rammer (Figur 4).

Den vigtigste naturlige silikater er for eksempel talkum (3MgO * H 2 0-4Si0 2) og asbest (SmgO * H 2 O * SiO 2). Ligesom SiO 2 er silikater karakteriseret ved en glasagtig (amorf) tilstand. Ved kontrolleret krystallisation af glas kan en finkrystallinsk tilstand (keramisk glas) opnås. Sitalls er kendetegnet ved øget styrke.

Ud over silikater er aluminosilicater udbredt i naturen. Aluminosilicater er skelet oxosilicater, hvor nogle af siliciumatomerne er erstattet af trivalent Al; for eksempel Na12[(Si,Al)04]12.

Kiselsyre er karakteriseret ved en kolloid tilstand, når den udsættes for dens sure salte, udfældes H 2 SiO 3 ikke med det samme. Kolloide opløsninger af kiselsyre (soler) kan under visse betingelser (for eksempel ved opvarmning) omdannes til en gennemsigtig, homogen gelatinøs masse-gel af kiselsyre. Geler - højmolekylære forbindelser med en rumlig, meget løs struktur, dannet af molekyler Si0 2, hvis hulrum er fyldt med H 2 O-molekyler. Når kiselsyregeler dehydreres, opnås silicagel - et porøst produkt med høj adsorptionskapacitet.

Figur 4. Struktur af silikater.

konklusioner

Efter at have undersøgt kemiske forbindelser baseret på silicium og kulstof, kom jeg til den konklusion, at kulstof, som er et ikke særlig udbredt grundstof i mængde, er den vigtigste bestanddel af det jordiske liv, dets forbindelser findes også i luften, olie som i så simple stoffer som diamant og grafit. En af de vigtigste egenskaber ved carbon er de stærke kovalente bindinger mellem atomer, såvel som hydrogenatomet. De vigtigste uorganiske kulstofforbindelser er: oxider, syrer, salte, halogenider, nitrogenholdige derivater, sulfider, carbider.

Når vi taler om silicium, er det nødvendigt at bemærke store mængder af dets reserver på jorden, det er grundlaget for jordskorpen og findes i et stort udvalg af silikater, sand osv. I øjeblikket er brugen af ​​silicium på grund af dets halvlederegenskaber stigende. Det bruges i elektronik til produktion af computerprocessorer, mikrokredsløb og chips. Siliciumforbindelser med metaller danner silicider; den vigtigste iltforbindelse af silicium er siliciumoxid SiO 2 (siliciumdioxid) Der er en bred vifte af silikater i naturen - talkum, asbest og aluminosilikater er også almindelige.

Bibliografi

1. Store sovjetiske encyklopædi. Tredje udgave. T.28. - M.: Soviet Encyclopedia, 1970.

2. Zhiryakov V.G. Organisk kemi 4. udg. - M., "Kemi", 1971.

3. Kort kemisk encyklopædi. - M. "Sovjetisk encyklopædi", 1967.

4. generel kemi/ Ed. SPISE. Sokolovskaya, L.S. Guzeya.3. udg. - M.: Forlaget Mosk. Universitet, 1989.

5. Fred livløs natur. - M., "Science", 1983.

6. Potapov V.M., Tatarinchik S.N. Organisk kemi. Lærebog.4. udg. - M.: "Kemi", 1989.