Fizikalna i kemijska svojstva silicija i ugljika i njihovih spojeva. Kemijska svojstva ugljika i silicija

Opis i svojstva silicija

Silicij je element, četvrta grupa, treća perioda u tablici elemenata. Atomski broj 14. formula silicija— 3s2 3p2. Definiran kao element 1811., a 1834. dobio je ruski naziv "silicij", umjesto nekadašnjeg "sicilija". Tali se na 1414ºC, vrije na 2349ºC.

Sličan mu je po molekularnoj strukturi, ali mu je inferioran po tvrdoći. Prilično krhak, u zagrijanom stanju (najmanje 800º C) dobiva plastičnost. Osvijetljen infracrvenim svjetlom. Monokristalna vrsta silicija ima svojstva poluvodiča. Prema nekim karakteristikama atom silicija slično atomskoj strukturi ugljika. elektroni silicija imaju isti valentni broj kao u strukturi ugljika.

radnika svojstva silicija ovise o sadržaju pojedinih sadržaja u njemu. Silicij ima drugačiju vrstu vodljivosti. Konkretno, ovo je "rupa" i "elektronički" tip. Da bi se dobio prvi, bor se dodaje siliciju. Ako dodate fosfor, silicij dobiva drugu vrstu vodljivosti. Ako se silicij zagrijava zajedno s drugim metalima, nastaju specifični spojevi koji se nazivaju "silicidi", na primjer, u reakciji " magnezij-silicij«.

Silicij, koji se koristi za potrebe elektronike, prvenstveno se vrednuje po karakteristikama njegovih gornjih slojeva. Stoga je potrebno obratiti pozornost na njihovu kvalitetu, ona se izravno odražava na ukupnu izvedbu. O njima ovisi rad proizvedenog uređaja. Da bi se postigla najprihvatljivija izvedba gornjih slojeva silicija, oni se tretiraju različitim kemijskim metodama ili podvrgavaju zračenju.

Spoj "sumpor-silicij", tvori silicijev sulfid, koji lako stupa u interakciju s vodom i kisikom. Pri reakciji s kisikom, u temperaturnim uvjetima iznad 400º C, ispada silicijev dioksid. Na istoj temperaturi postaju moguće reakcije s klorom i jodom, kao i s bromom, pri čemu nastaju hlapljive tvari - tetrahalogenidi.

Neće uspjeti kombinirati silicij i vodik izravnim kontaktom; za to postoje neizravne metode. Na 1000º C moguća je reakcija s dušikom, kao i borom, što rezultira silicijevim nitridom i silicijevim boridom. Na istoj temperaturi, kombiniranjem silicija s ugljikom, može se proizvesti silicijev karbid, takozvani "karborundum". Ovaj sastav ima čvrstu strukturu, kemijska aktivnost je spora. Koristi se kao abraziv.

U spoju sa željezo, silicij stvara posebnu smjesu, što omogućuje taljenje ovih elemenata, što čini ferosilicijsku keramiku. Štoviše, talište mu je puno niže nego ako se tope odvojeno. Na temperaturama iznad 1200º C, element se počinje formirati silicijev oksid, također pod određenim uvjetima ispada silicijev hidroksid. Kod jetkanja silicija koriste se alkalne otopine na bazi vode. Njihova temperatura mora biti najmanje 60ºC.

Ležišta i eksploatacija silicija

Element je drugi najčešći na planeti tvar. Silicijčini gotovo trećinu volumena zemljine kore. Samo je kisik češći. Pretežno je izražen silicijevim dioksidom - spojem koji u svojoj jezgri sadrži silicijev dioksid. Glavni derivati ​​silicijeva dioksida su kremen, razni pijesci, kvarc, a također i terenski. Slijede silikatni spojevi silicija. Izvornost za silicij rijedak je fenomen.

Primjena silicija

Silicij, kemijska svojstva koji određuju opseg njegove primjene, podijeljen je u nekoliko vrsta. Manje čisti silicij koristi se za metalurške potrebe: npr. za dodatke u aluminij, silicij aktivno mijenja svojstva, deoksidante itd. Aktivno mijenja svojstva metala dodajući im spoj. Silicij legira ih, mijenjajući radni karakteristike, silicij sasvim mala količina je dovoljna.

Također, od sirovog silicija proizvode se kvalitetniji derivati, posebice mono- i polikristalni silicij, kao i organski silicij - to su silikoni i razna organska ulja. Također je svoju primjenu našao u proizvodnji cementa i industriji stakla. Nije zaobišao proizvodnju opeke, tvornice koje proizvode porculan i također ne mogu bez njega.

Silicij je dio poznatog silikatnog ljepila koje se koristi za popravke, a prije se koristio u uredskim potrebama, dok se nisu pojavile praktičnije zamjene. Neki pirotehnički proizvodi također sadrže silicij. Vodik se može dobiti iz njega i njegovih željeznih legura na otvorenom.

Što je kvalitetnije silicij? ploče solarne ćelije također uključuju silicij, naravno ne tehnički. Za te potrebe potreban je silicij idealne čistoće ili barem tehnički silicij najvišeg stupnja pročišćavanja.

Takozvani "elektronički silicij", koji sadrži gotovo 100% silicija, ima mnogo bolje performanse. Stoga je poželjan u proizvodnji ultra-preciznih elektroničkih uređaja i složenih mikrosklopova. U njihovoj izradi potrebna je kvalitetna izrada. krug, silicij za koje treba ići samo najviša kategorija. Rad ovih uređaja ovisi o tome koliko sadrži silicij neželjene nečistoće.

Silicij zauzima važno mjesto u prirodi i većina živih bića ga stalno treba. Za njih je ovo svojevrsni gradivni spoj, jer je iznimno važan za zdravlje mišićno-koštanog sustava. Svaki dan osoba apsorbira do 1 g spojevi silicija.

Može li silicij biti štetan?

Da, iz razloga što je silicijev dioksid izrazito sklon stvaranju prašine. Ima iritantan učinak na sluznice tijela i može se aktivno akumulirati u plućima, uzrokujući silikozu. Da biste to učinili, u proizvodnji povezanoj s obradom silikonskih elemenata obvezna je uporaba respiratora. Njihova prisutnost posebno je važna kada je u pitanju silicijev monoksid.

cijena silicija

Kao što znate, sva suvremena elektronička oprema, od telekomunikacija do računalne tehnologije, temelji se na upotrebi silicija, koristeći njegova svojstva poluvodiča. Njegovi drugi pandani koriste se u znatno manjoj mjeri. Jedinstvena svojstva silicija i njegovih derivata još su mnogo godina izvan konkurencije. Unatoč padu cijena u 2001. for silicij, prodaja brzo odskočio. I već 2003. godine trgovinski promet iznosio je 24 tisuće tona godišnje.

Za najnovije tehnologije koje zahtijevaju gotovo kristalno čisti silicij, njegovi tehnički parnjaci nisu prikladni. A zbog složenog sustava čišćenja, cijena se u skladu s tim značajno povećava. Polikristalni tip silicija je češći, njegov monokristalni prototip je nešto manje tražen. Istovremeno, udio upotrebe silicija za poluvodiče zauzima lavovski udio u prometu.

Cijene proizvoda variraju ovisno o čistoći i namjeni. silicij, kupitišto možete početi od 10 centi po kg sirovih sirovina do 10 dolara i više za "elektronički" silicij.

Uvod

2.1.1 +2 oksidacijsko stanje

2.1.2 +4 oksidacijsko stanje

2.3 Metalni karbidi

Poglavlje 3. Spojevi silicija

Bibliografija

Uvod

Kemija je jedna od grana prirodnih znanosti čiji su predmet kemijski elementi (atomi), jednostavne i složene tvari (molekule) koje oni tvore, njihove pretvorbe i zakonitosti kojima te pretvorbe slijede.

Po definiciji, D.I. Mendelejev (1871.), "kemija u sadašnjem stanju može se ... nazvati doktrinom elemenata."

Podrijetlo riječi "kemija" nije potpuno jasno. Mnogi istraživači vjeruju da dolazi od drevnog imena Egipta - Hemia (grčki Chemia, pronađeno kod Plutarha), što je izvedeno od "hem" ili "hame" - crno i znači "nauka o crnoj zemlji" (Egipat). egipatska znanost".

Moderna kemija usko je povezana kako s drugim prirodnim znanostima tako i sa svim granama narodnog gospodarstva.

Kvalitativno obilježje kemijskog oblika gibanja materije i njegovih prijelaza u druge oblike gibanja određuje svestranost kemijske znanosti i njezinu povezanost s područjima znanja koja proučavaju niže i više oblike gibanja. Poznavanje kemijskog oblika gibanja materije obogaćuje opći nauk o razvoju prirode, evoluciji materije u Svemiru i doprinosi oblikovanju cjelovite materijalističke slike svijeta. Dodir kemije s drugim znanostima rađa specifična područja njihova međusobnog prožimanja. Tako prijelazna područja između kemije i fizike predstavljaju fizikalna kemija i kemijska fizika. Između kemije i biologije, kemije i geologije nastala su posebna granična područja - geokemija, biokemija, biogeokemija, molekularna biologija. Najvažniji zakoni kemije formulirani su matematičkim jezikom, a teorijska kemija ne može se razvijati bez matematike. Kemija je vršila i vrši utjecaj na razvoj filozofije, a i sama je doživljavala i doživljava svoj utjecaj.

Povijesno su se razvile dvije glavne grane kemije: anorganska kemija, koja proučava prvenstveno kemijske elemente te jednostavne i složene tvari koje oni tvore (osim ugljikovih spojeva), i organska kemija, čiji su predmet spojevi ugljika s drugim elementima ( organske tvari).

Sve do kraja 18. stoljeća pojmovi "anorganska kemija" i "organska kemija" označavali su samo iz kojeg su "kraljevstva" prirode (mineralnog, biljnog ili životinjskog) pojedini spojevi dobiveni. Počevši od 19.st. ovi su pojmovi počeli označavati prisutnost ili odsutnost ugljika u određenoj tvari. Tada su dobili novo, šire značenje. Anorganska kemija dolazi u dodir prvenstveno s geokemijom, a zatim s mineralogijom i geologijom, tj. sa znanostima o anorganskoj prirodi. Organska kemija je grana kemije koja proučava niz ugljikovih spojeva do najsloženijih biopolimernih tvari. Preko organske i bioorganske kemije, kemija graniči s biokemijom i dalje s biologijom, tj. s ukupnošću znanosti o živoj prirodi. Na spoju između anorganske i organske kemije nalazi se područje organoelementarnih spojeva.

U kemiji su se postupno oblikovale ideje o strukturnim razinama organizacije materije. Usložnjavanje tvari, počevši od najnižeg, atomskog, prolazi kroz stupnjeve molekularnih, makromolekulskih ili visokomolekularnih spojeva (polimer), zatim intermolekularnih (kompleks, klatrat, katenan), i na kraju, raznolikih makrostruktura (kristal, micel). ) do neodređenih nestehiometrijskih formacija. Postupno su se razvile i izolirale odgovarajuće discipline: kemija kompleksnih spojeva, polimera, kristalokemija, proučavanje disperznih sustava i površinskih pojava, legura itd.

Proučavanje kemijskih objekata i pojava fizikalnim metodama, uspostavljanje obrazaca kemijskih transformacija, temeljeno na općim principima fizike, temelji se na fizikalnoj kemiji. Ovo područje kemije uključuje niz uglavnom neovisnih disciplina: kemijsku termodinamiku, kemijsku kinetiku, elektrokemiju, koloidnu kemiju, kvantnu kemiju i proučavanje strukture i svojstava molekula, iona, radikala, kemiju zračenja, fotokemiju, doktrinu kataliza, kemijska ravnoteža, otopine i dr. Analitička kemija dobila je samostalan karakter. , čije metode imaju široku primjenu u svim područjima kemije i kemijske industrije. U područjima praktične primjene kemije nastale su znanosti i znanstvene discipline kao što su kemijska tehnologija sa svojim brojnim granama, metalurgija, poljoprivredna kemija, medicinska kemija, forenzička kemija itd.

Kao što je gore spomenuto, kemija razmatra kemijske elemente i tvari koje oni tvore, kao i zakone koji upravljaju tim transformacijama. Jedan od ovih aspekata (naime, kemijski spojevi na bazi silicija i ugljika) razmotrit ću u ovom radu.

Poglavlje 1. Silicij i ugljik - kemijski elementi

1.1 Uvod u ugljik i silicij

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

Ugljik nije vrlo čest element. Unatoč tome, njegov značaj je ogroman. Ugljik je osnova života na zemlji. Dio je karbonata (Ca, Zn, Mg, Fe i dr.) koji su vrlo česti u prirodi, postoji u atmosferi u obliku CO 2, javlja se u obliku prirodnog ugljena (amorfni grafit), nafte i prirodnih plin, kao i jednostavne tvari (dijamant, grafit).

Silicij je drugi najzastupljeniji element u zemljinoj kori (nakon kisika). Ako je ugljik osnova života, onda je silicij osnova zemljine kore. Nalazi se u velikom broju silikata (slika 4) i aluminosilikata, pijeska.

Amorfni silicij je smeđi prah. Potonje je lako dobiti u kristalnom stanju u obliku sivih tvrdih, ali prilično lomljivih kristala. Kristalni silicij je poluvodič.

Tablica 1. Opći kemijski podaci o ugljiku i siliciju.

Modifikacija ugljika stabilna na normalnoj temperaturi - grafit - je neprozirna, siva masna masa. Dijamant - najtvrđa tvar na zemlji - bezbojan je i proziran. Kristalne strukture grafita i dijamanta prikazane su na sl.1.

Slika 1. Građa dijamanta (a); struktura grafita (b)

Ugljik i silicij imaju svoje specifične derivate.

Tablica 2. Najkarakterističniji derivati ​​ugljika i silicija

1.2 Dobivanje, kemijska svojstva i uporaba jednostavnih tvari

Silicij se dobiva redukcijom oksida ugljikom; kako bi se dobila u posebno čistom stanju nakon redukcije, tvar se prenosi u tetraklorid i ponovno reducira (s vodikom). Zatim se pretapa u ingote i podvrgava čišćenju zonskim taljenjem. Metalni ingot se zagrijava s jednog kraja tako da se u njemu formira zona rastaljenog metala. Kada se zona pomakne na drugi kraj ingota, nečistoća, koja se u rastaljenom metalu otapa bolje nego u čvrstom, uklanja se i tako se metal pročišćava.

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

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

Silicij je reaktivniji. Reagira s fluorom već na običnoj temperaturi: Si + 2F 2 \u003d SiF 4

Silicij također ima vrlo visok afinitet prema kisiku:

Reakcija s klorom i sumporom odvija se na oko 500 K. Na vrlo visokim temperaturama silicij stupa u interakciju s dušikom i ugljikom:

Silicij ne stupa u izravnu interakciju s vodikom. Silicij se otapa u alkalijama:

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

Kiseline osim fluorovodične ne utječu na njega. Kod HF postoji reakcija

Si+6HF=H2+2H2.

Ugljik u sastavu raznih ugljena, nafte, prirodnih (uglavnom CH4), kao i umjetno dobivenih plinova je najvažnija baza goriva našeg planeta

Grafit se široko koristi za izradu lonaca. Kao elektrode koriste se grafitne šipke. Puno grafita odlazi na proizvodnju olovaka. Ugljik i silicij koriste se za proizvodnju različitih vrsta lijevanog željeza. U metalurgiji se ugljik koristi kao redukcijsko sredstvo, a silicij, zbog velikog afiniteta prema kisiku, kao deoksidans. Kristalni silicij u posebno čistom stanju (ne više od 10 -9 at.% nečistoća) koristi se kao poluvodič u raznim uređajima i uređajima, uključujući kao tranzistore i termistore (uređaje za vrlo fina mjerenja temperature), kao iu fotoćelijama, čiji rad se temelji na sposobnosti poluvodiča da provodi struju kada je osvijetljen.

Poglavlje 2. Kemijski spojevi ugljika

Ugljik karakteriziraju jake kovalentne veze između vlastitih atoma (C-C) i s atomom vodika (C-H), što se očituje u obilju organskih spojeva (nekoliko stotina milijuna). Uz jake C-H, C-C veze u raznim klasama organskih i anorganskih spojeva široko su zastupljene veze ugljika s dušikom, sumporom, kisikom, halogenima i metalima (vidi tablicu 5). Tako velike mogućnosti stvaranja veze posljedica su male veličine atoma ugljika, što omogućuje da se njegove valentne orbitale 2s 2 , 2p 2 preklapaju što je više moguće. Najvažniji anorganski spojevi opisani su u tablici 3.

Među anorganskim spojevima ugljika, derivati ​​koji sadrže dušik jedinstveni su po sastavu i strukturi.

U anorganskoj kemiji široko su zastupljeni derivati ​​octene CH3COOH i oksalne H 2 C 2 O 4 kiseline - acetati (tip M "CH3COO) i oksalati (tip M I 2 C 2 O 4).

Tablica 3. Najvažniji anorganski spojevi ugljika.

2.1 Kisikovi derivati ​​ugljika

2.1.1 +2 oksidacijsko stanje

Ugljikov monoksid CO (ugljični monoksid): prema građi molekularnih orbitala (tablica 4).

CO je sličan molekuli N 2 . Kao i dušik, CO ima visoku energiju disocijacije (1069 kJ/mol), ima niske Tm (69 K) i Tbp (81,5 K), slabo je topiv u vodi i kemijski je inertan. CO reagira samo na visokim temperaturama, uključujući:

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 - karbonil nikla

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

U isto vrijeme, molekula CO ima visok afinitet za kisik:

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

Zbog velikog afiniteta prema kisiku, ugljikov monoksid (II) se koristi kao redukcijsko sredstvo za okside mnogih teških metala (Fe, Co, Pb i dr.). U laboratoriju se CO oksid dobiva dehidracijom mravlje kiseline.

U tehnologiji se ugljikov monoksid (II) dobiva redukcijom CO 2 s ugljenom (C + CO 2 \u003d 2CO) ili oksidacijom metana (2CH 4 + 3O 2 \u003d \u003d 4H 2 0 + 2CO).

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

Kemijske veze u karbonilima nastaju uglavnom donor-akceptorskim mehanizmom zbog slobodnih orbitala d- elementa i elektronskog para molekule CO, postoji i n-preklapanje dativnim mehanizmom (metalni CO). Svi metalni karbonili su dijamagnetske tvari karakterizirane malom čvrstoćom. Poput ugljikovog monoksida (II), karbonili metala su otrovni.

Tablica 4. Raspodjela elektrona po orbitalama molekule CO

2.1.2 +4 oksidacijsko stanje

Ugljični dioksid CO 2 (ugljični dioksid). Molekula CO 2 je linearna. Energetska shema za nastanak orbitala molekule CO 2 prikazana je na sl. 2. Ugljikov monoksid (IV) može reagirati s amonijakom u reakciji.

Kada se ova sol zagrijava, dobiva se vrijedno gnojivo - karbamid CO (MH 2) 2:

Urea se razgrađuje vodom

CO (NH2)2 + 2HaO \u003d (MH4)2COz.

Slika 2. Energetski dijagram nastanka CO 2 molekulskih orbitala.

U tehnologiji se CO 2 oksid dobiva razgradnjom kalcijevog karbonata ili natrijevog bikarbonata:

U laboratorijskim uvjetima najčešće se dobiva reakcijom (u Kippovom aparatu)

CaCO3 + 2HC1 = CaC12 + CO2 + H20.

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

Većina karbonata je netopljiva u vodi. Vodotopivi karbonati podliježu značajnoj hidrolizi:

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

Zbog potpune hidrolize, karbonati Cr 3+, ai 3+, Ti 4+, ​​Zr 4+ i drugi ne mogu se izolirati iz vodenih otopina.

Praktično su važni Ka 2 CO3 (soda), K 2 CO3 (potaša) i CaCO3 (kreda, mramor, vapnenac). Bikarbonati su, za razliku od karbonata, topljivi u vodi. Od bikarbonata praktičnu primjenu nalazi NaHCO 3 (soda bikarbona). Važni bazični karbonati su 2CuCO3-Cu (OH) 2 , PbCO 3 X XPb (OH) 2 .

Svojstva halogenida ugljika data su u tablici 6. Od halogenida ugljika najvažniji je bezbojna, prilično otrovna tekućina. U normalnim uvjetima, CCI 4 je kemijski inertan. Koristi se kao nezapaljivo i nezapaljivo otapalo za smole, lakove, masti, kao i za dobivanje freona CF 2 CI 2 (T bp = 303 K):

Drugo organsko otapalo koje se koristi u praksi je ugljikov disulfid CSa (bezbojna, hlapljiva tekućina s Tbp = 319 K) - reaktivna tvar:

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 kiseline H 2 CSz).

Pare ugljikovog disulfida su otrovne.

Cijanovodična (cijanovodična) kiselina HCN (H-C \u003d N) je bezbojna, lako pokretna tekućina, vrije na 299,5 K. Na 283 K se skrućuje. HCN i njegovi derivati ​​izrazito su otrovni. HCN se može dobiti reakcijom

Cijanovodična kiselina otapa se u vodi; pritom slabo disocira

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

Soli cijanovodične kiseline (cijanidi) u nekim reakcijama nalikuju kloridima. Na primjer, CH - -ion s Ag + ionima daje bijeli talog srebrnog cijanida AgCN, slabo topljivog u mineralnim kiselinama. Cijanidi alkalnih i zemnoalkalijskih metala topljivi su u vodi. Zbog hidrolize njihove otopine imaju miris cijanovodične kiseline (miris gorkog badema). Cijanidi teških metala slabo su topljivi u vodi. CN je jak ligand, najvažniji kompleksni spojevi su K 4 i Kz [Re (CN) 6].

Cijanidi su krhki spojevi, s produljenim izlaganjem CO 2 koji se nalazi u zraku, cijanidi se razgrađuju

2KCN+C02+H20=K2C03+2HCN.

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

bezbojni otrovni plin; u interakciji s vodom stvara cijaničnu (HOCN) i cijanovodičnu (HCN) kiseline:

(HCN) kiseline:

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

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

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

Cijanska kiselina poznata je u dva tautomerna oblika:

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

Izomer je kiselina H-0=N=C (eksplozivna kiselina). HONC soli eksplodiraju (koriste se kao detonatori). Rodovodikova kiselina HSCN je bezbojna, uljasta, hlapljiva tekućina koja se lako skrućuje (Tm=278 K). U čistom stanju vrlo je nestabilan, pri raspadu se oslobađa HCN. Za razliku od cijanovodične kiseline, HSCN je dosta jaka kiselina (K=0,14). HSCN karakterizira tautomerna ravnoteža:

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

SCN - krvavocrveni ion (reagens za Fe 3+ ion). Rodanidne soli izvedene iz HSCN - lako se dobivaju iz cijanida dodatkom sumpora:

Većina tiocijanata je topiva u vodi. Soli Hg, Au, Ag, Cu su netopljive u vodi. SCN- ion, kao i CN-, nastoji dati komplekse tipa M3 1 M "(SCN) 6, gdje M" "Cu, Mg i neki drugi. Dirodan (SCN) 2 - svijetložuti kristali, talište - 271 K Dobiti (SCN) 2 reakcijom

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

Od ostalih spojeva koji sadrže dušik treba navesti cijanamid.

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

2.3 Metalni karbidi

Karbidi su proizvodi međudjelovanja ugljika s metalima, silicijem i borom. Prema topljivosti karbidi se dijele u dvije klase: karbidi topljivi u vodi (ili razrijeđenim kiselinama) i karbidi netopivi u vodi (ili razrijeđenim kiselinama).

2.3.1 Karbidi topivi u vodi i razrijeđenim kiselinama

A. Karbidi koji tvore C 2 H 2 kada su otopljeni Ova skupina uključuje karbide metala prve dvije glavne skupine; bliski su im karbidi Zn, Cd, La, Ce, Th sastava MC 2 (LaC 2 , CeC 2 , ThC 2 .)

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

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

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

B. Karbidi, koji otopljeni tvore smjesu ugljikovodika i vodika. To uključuje većinu karbida metala rijetkih zemalja.

2.3.2 Karbidi netopivi u vodi i razrijeđenim kiselinama

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

Otapaju se u oksidirajućim sredinama, na primjer:

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

Slika 3. Ikozaedar B 12

Praktično su važni karbidi prijelaznih metala, kao i silicijevi karbidi SiC i bor B 4 C. SiC - karborund - bezbojni kristali s dijamantnom rešetkom, po tvrdoći se približavaju dijamantu (tehnički SiC ima tamnu boju zbog nečistoća). SiC je vrlo vatrostalan, toplinski vodljiv i električki vodljiv na visokim temperaturama, izuzetno kemijski inertan; može se uništiti samo fuzijom na zraku s alkalijama.

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

Poglavlje 3. Spojevi silicija

Razlika između kemije silicija i ugljika je uglavnom zbog velike veličine njegovog atoma i mogućnosti korištenja slobodnih 3d orbitala. Zbog dodatnog vezanja (prema donor-akceptorskom mehanizmu) veze silicija s kisikom Si-O-Si i fluorom Si-F (tablica 17.23) jače su od veza ugljika, a zbog veće veličine atoma Si u usporedbi na atom Si-H i Si-Si veze manje su jake od ugljikovih. Atomi silicija praktički nisu u stanju formirati lance. Homologni niz silicijevih vodika SinH2n+2 (silani) analogan ugljikovodicima dobiven je samo do sastava Si4Hio. Atom Si zbog veće veličine ima i slabo izraženu sposobnost n-preklapanja, pa su mu ne samo trostruke, već i dvostruke veze od malog značaja.

Kada silicij stupa u interakciju s metalima, nastaju silicidi (Ca 2 Si, Mg 2 Si, BaSi 2, Cr 3 Si, CrSi 2, itd.), u mnogočemu slični karbidima. Silicidi nisu karakteristični za elemente I. skupine (osim za Li). Silicijevi halogenidi (tablica 5) jači su spojevi od ugljikovih halogenida; međutim, oni se razgrađuju vodom.

Tablica 5. Čvrstoća nekih veza ugljika i silicija

Najtrajniji silicijev halid je SiF 4 (raspada se samo pod djelovanjem električnog pražnjenja), ali, kao i drugi halogenidi, podliježe hidrolizi. Kada SiF4 stupa u interakciju s HF, nastaje heksafluorsilicijeva kiselina:

SiF4 +2HF=H2.

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

Praktički važan halid je SiCO 4 . Koristi se za dobivanje organosilikonskih spojeva. Dakle, SiCL 4 lako stupa u interakciju s alkoholima stvarajući estere silicijeve kiseline HaSiO 3:

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

Tablica 6. Ugljični i silicijevi halogenidi

Esteri silicijeve kiseline, hidrolizirajući, tvore silikone - polimerne tvari lančane strukture:

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

Silicijev sulfid (SiS 2) n-polimerna tvar; stabilan na normalnoj temperaturi; razgrađen vodom:

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

3.1 Kisik silicijevi spojevi

Najvažniji kisikov spoj silicija je silicijev dioksid SiO 2 (silicijev dioksid), koji ima nekoliko kristalnih modifikacija.

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

Silicij je kemijski otporan; na njega djeluju samo fluor, fluorovodična kiselina i otopine lužina. Lako prelazi u staklasto stanje (kvarcno staklo). Kvarcno staklo je krto, kemijski i toplinski prilično otporno. Silicijeva kiselina koja odgovara SiO 2 nema određeni sastav. Silicijeva kiselina obično se piše kao xH 2 O-ySiO 2 . Izolirane su silicijeve kiseline: 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 kiseline su slabo topljive tvari. U skladu s manje metaloidnom prirodom silicija u usporedbi s ugljikom, H 2 SiO 3 kao elektrolit je slabiji od H 2 CO3.

Silikatne soli koje odgovaraju silicijevim kiselinama netopljive su u vodi (osim silikata alkalijskih metala). Topljivi silikati se hidroliziraju prema jednadžbi

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

Koncentrirane otopine topivih silikata nazivamo tekućim staklom. Obično prozorsko staklo, natrijev i kalcijev silikat, ima sastav Na 2 0-CaO-6Si0 2 . Dobiva se reakcijom

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

Najvažniji prirodni silikati su npr. talk (3MgO * H 2 0-4Si0 2) i azbest (SmgO*H 2 O*SiO 2). Kao i SiO 2 , silikate karakterizira staklasto (amorfno) stanje. Kontroliranom kristalizacijom stakla moguće je dobiti fino kristalno stanje (sitale). Sitale karakterizira povećana čvrstoća.

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

Za silicijevu kiselinu karakteristično je koloidno stanje kada se izloži njenim solima kiselina H 2 SiO 3 ne precipitira odmah. Koloidne otopine silicijeve kiseline (soli) mogu se pod određenim uvjetima (na primjer, zagrijavanjem) pretvoriti u prozirnu, homogenu želatinoznu masu-gel silicijeve kiseline. Gelovi su visokomolekularni spojevi s prostornom, vrlo labavom strukturom koju tvore molekule Si0 2, čije su šupljine ispunjene molekulama H 2 O. Kada se gelovi silicijeve kiseline dehidriraju, dobiva se silikagel - porozni proizvod s visokom adsorpcijom. kapacitet.

Slika 4. Struktura silikata.

zaključke

Proučavajući u svom radu kemijske spojeve na bazi silicija i ugljika, došao sam do zaključka da je ugljik, kvantitativno ne baš čest element, najvažnija komponenta zemaljskog života, njegovi spojevi postoje u zraku, nafti, ali i u t. jednostavne tvari poput dijamanta i grafita. Jedna od najvažnijih karakteristika ugljika je jaka kovalentna veza među atomima, kao i atom vodika. Najvažniji anorganski spojevi ugljika su: oksidi, kiseline, soli, halogenidi, derivati ​​koji sadrže dušik, sulfidi, karbidi.

Govoreći o siliciju, potrebno je napomenuti velike količine njegovih rezervi na zemlji, on je osnova zemljine kore i nalazi se u velikom broju silikata, pijeska itd. Trenutno je uporaba silicija zbog njegovih poluvodičkih svojstava u porastu. Koristi se u elektronici u proizvodnji računalnih procesora, mikro krugova i čipova. Spojevi silicija s metalima tvore silicide, najvažniji kisikov spoj silicija je silicijev oksid SiO 2 (silicijev dioksid).U prirodi postoji veliki izbor silikata - česti su i talk, azbest, aluminosilikati.

Bibliografija

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

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

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

4. Opća kemija / Ed. JESTI. Sokolovskaya, L.S. Guzeya, 3. izd. - M.: Izdavačka kuća u Moskvi. un-ta, 1989. (enciklopedijska natuknica).

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

6. Potapov V.M., Tatarinchik S.N. Organska kemija. Udžbenik.4th ed. - M.: "Kemija", 1989.

Jedan od najčešćih elemenata u prirodi je silicij, odnosno silicij. Ovako široka rasprostranjenost govori o važnosti i značaju ove tvari. Ovo su brzo shvatili i usvojili ljudi koji su naučili kako pravilno koristiti silicij za vlastite potrebe. Njegova primjena temelji se na posebnim svojstvima, o kojima ćemo kasnije govoriti.

Silicij - kemijski element

Ako karakteriziramo ovaj element položajem u periodnom sustavu, tada možemo identificirati sljedeće važne točke:

1. Serijski broj je 14.
2. Period je treći mali.
3. Grupa - IV.
4. Podskupina je glavna.
5. Struktura vanjske elektronske ljuske izražava se formulom 3s 2 3p 2 .
6. Element silicij predstavljen je kemijskim simbolom Si, koji se izgovara "silicij".
7. Oksidacijska stanja koja pokazuje su: -4; +2; +4.
8. Valencija atoma je IV.
9. Atomska masa silicija je 28,086.
10. U prirodi postoje tri stabilna izotopa ovog elementa s masenim brojevima 28, 29 i 30.

Dakle, s kemijskog gledišta, atom silicija je dovoljno proučen element, opisana su mnoga njegova različita svojstva.

Povijest otkrića

Budući da su različiti spojevi razmatranog elementa vrlo popularni i masovnog sadržaja u prirodi, od davnina su ljudi koristili i znali za svojstva samo mnogih od njih. Čisti silicij je dugo vremena bio izvan znanja čovjeka u kemiji.

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

• opal;
• vještački dijamant;
• topaz;
• krizopraza;
• oniks;
• kalcedon i drugi.

Od davnina je bilo uobičajeno koristiti kvarc u građevinskom poslu. Međutim, sam elementarni silicij ostao je neotkriven sve do 19. stoljeća, iako su ga mnogi znanstvenici uzalud pokušavali izolirati iz raznih spojeva, koristeći katalizatore, visoke temperature, pa čak i električnu struju. To su tako svijetli umovi kao što su:

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

Jens Jacobs Berzelius je 1823. godine uspio dobiti čisti silicij. Da bi to učinio, proveo je eksperiment na fuziji para silicijevog fluorida i metalnog kalija. Kao rezultat toga, dobio je amorfnu modifikaciju predmetnog elementa. Isti je znanstvenik predložio latinsko ime za otkriveni atom.

Malo kasnije, 1855. godine, još jedan znanstvenik - Saint Clair-Deville - uspio je sintetizirati još jednu alotropsku sortu - kristalni silicij. Od tada je znanje o ovom elementu i njegovim svojstvima počelo rasti vrlo brzo. Ljudi su shvatili da ima jedinstvene značajke koje se mogu vrlo inteligentno koristiti za zadovoljenje vlastitih potreba. Stoga je silicij danas jedan od najtraženijih elemenata u elektronici i tehnologiji. Njegova uporaba svake godine samo širi svoje granice.

Ruski naziv za atom dao je znanstvenik Hess 1831. godine. To je ono što se zadržalo do danas.

Silicij je drugi najzastupljeniji u prirodi nakon kisika. Njegov postotak u usporedbi s ostalim atomima u sastavu zemljine kore je 29,5%. Osim toga, ugljik i silicij su dva posebna elementa koji mogu formirati lance međusobnim povezivanjem. Zato je za potonje poznato više od 400 različitih prirodnih minerala u čijem sastavu je sadržan u litosferi, hidrosferi i biomasi.

Gdje se točno nalazi silicij?

1. U dubokim slojevima tla.
2. U stijenama, naslagama i masivima.
3. Na dnu vodenih tijela, posebno mora i oceana.
4. U biljkama i morskim stanovnicima životinjskog carstva.
5. Kod ljudi i kopnenih životinja.

Moguće je označiti nekoliko najčešćih minerala i stijena u kojima je silicij prisutan u velikim količinama. Njihov kemijski sastav je takav da maseni sadržaj čistog elementa u njima doseže 75%. Međutim, konkretna brojka ovisi o vrsti materijala. Dakle, stijene i minerali koji sadrže silicij:

• feldspati;
• tinjac;
• amfiboli;
• opali;
• kalcedon;
• silikati;
• pješčenjaci;
• aluminosilikati;
• glina i drugi.

Nakupljajući se u školjkama i vanjskim kosturima morskih životinja, silicij na kraju stvara snažne naslage silicija na dnu vodenih tijela. Ovo je jedan od prirodnih izvora ovog elementa.

Osim toga, utvrđeno je da silicij može postojati u čistom nativnom obliku – u obliku kristala. Ali takvi su depoziti vrlo rijetki.

Fizikalna svojstva silicija

Ako element koji razmatramo karakteriziramo skupom fizikalno-kemijskih svojstava, tada prije svega treba označiti fizikalne parametre. Evo nekoliko glavnih:

1. Postoji u obliku dvije alotropske modifikacije - amorfne i kristalne, koje se razlikuju u svim svojstvima.
2. Kristalna rešetka vrlo je slična rešetki dijamanta, jer su ugljik i silicij u tom pogledu gotovo isti. Međutim, razmak između atoma je drugačiji (silicija ima više), pa je dijamant puno tvrđi i čvršći. Rešetkasti tip - kubični lice u središtu.
3. Tvar je vrlo krhka, na visokim temperaturama postaje plastična.
4. Talište je 1415˚S.
5. Vrelište - 3250˚S.
6. Gustoća tvari je 2,33 g / cm 3.
7. Boja spoja je srebrno-siva, izražen je karakterističan metalni sjaj.
8. Ima dobra svojstva poluvodiča, koja mogu varirati s dodatkom određenih sredstava.
9. Netopljiv u vodi, organskim otapalima i kiselinama.
10. Posebno topiv u alkalijama.

Određena fizička svojstva silicija omogućuju ljudima da ga kontroliraju i koriste za stvaranje raznih proizvoda. Na primjer, upotreba čistog silicija u elektronici temelji se na svojstvima poluvodljivosti.

Kemijska svojstva

Kemijska svojstva silicija jako ovise o uvjetima reakcije. Ako govorimo o standardnim parametrima, tada moramo označiti vrlo nisku aktivnost. I kristalni i amorfni silicij vrlo su inertni. Ne stupaju u interakciju s jakim oksidirajućim sredstvima (osim fluora) niti s jakim redukcijskim sredstvima.

To je zbog činjenice da se na površini tvari trenutno stvara oksidni film SiO 2 koji sprječava daljnje interakcije. Može nastati pod utjecajem vode, zraka, para.

Ako se pak promijene standardni uvjeti i silicij zagrije na temperaturu iznad 400˚S, tada će se njegova kemijska aktivnost znatno povećati. U tom slučaju će reagirati sa:

• kisik;
• sve vrste halogena;
• vodik.

S daljnjim povećanjem temperature moguće je stvaranje produkata interakcije s borom, dušikom i ugljikom. Posebno je važan karborund - SiC, jer je dobar abrazivni materijal.

Također, kemijska svojstva silicija jasno se vide u reakcijama s metalima. U odnosu na njih on je oksidans, pa se proizvodi nazivaju silicidi. Slični spojevi poznati su po:

• alkalna;
• zemnoalkalna;
• prijelazni metali.

Spoj dobiven spajanjem željeza i silicija ima neobična svojstva. Naziva se ferosilicijevom keramikom i uspješno se koristi u industriji.

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

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

U tom slučaju temperatura otopine treba biti najmanje 60 ° C. Sve to još jednom potvrđuje fizičku osnovu tvari - stabilnu kristalnu rešetku poput dijamanta, koja joj daje snagu i inertnost.

Kako doći

Dobivanje silicija u čistom obliku ekonomski je prilično skup proces. Osim toga, zbog svojih svojstava, svaka metoda daje samo 90-99% čistoće proizvoda, dok nečistoće u obliku metala i ugljika ostaju iste. Dakle, samo nabaviti supstancu nije dovoljno. Također treba kvalitativno očistiti od stranih elemenata.

Općenito, proizvodnja silicija odvija se na dva glavna načina:

1. Od bijelog pijeska, koji je čisti silicijev oksid SiO 2 . Kada se kalcinira s aktivnim metalima (najčešće s magnezijem), slobodni element nastaje u obliku amorfne modifikacije. Čistoća ove metode je visoka, produkt se dobiva s iskorištenjem od 99,9 posto.
2. Raširenija metoda u industrijskim razmjerima je sinteriranje rastaljenog pijeska s koksom u specijaliziranim termalnim pećima. Ovu metodu razvio je ruski znanstvenik N. N. Beketov.

Daljnja obrada sastoji se u podvrgavanju proizvoda metodama pročišćavanja. Za to se koriste kiseline ili halogeni (klor, fluor).

Amorfni silicij

Karakterizacija silicija bit će nepotpuna ako se svaka njegova alotropska modifikacija ne razmotri zasebno. Prvi je amorfan. U ovom stanju, tvar koju razmatramo je smeđe-smeđi prah, fino raspršen. Ima visok stupanj higroskopnosti, pokazuje dovoljno visoku kemijsku aktivnost kada se zagrijava. U standardnim uvjetima može komunicirati samo s najjačim oksidacijskim sredstvom - fluorom.

Nazvati amorfni silicij samo nekom vrstom kristalnog nije sasvim ispravno. Njegova rešetka pokazuje da je ova tvar samo oblik fino dispergiranog silicija koji postoji u obliku kristala. Stoga su, kao takve, te modifikacije jedan te isti spoj.

Međutim, njihova svojstva se razlikuju, pa je uobičajeno govoriti o alotropiji. Sam po sebi, amorfni silicij ima visoku sposobnost apsorpcije svjetlosti. Osim toga, pod određenim uvjetima, ovaj pokazatelj je nekoliko puta veći od onog u kristalnom obliku. Stoga se koristi u tehničke svrhe. U razmatranom obliku (prah), spoj se lako nanosi na bilo koju površinu, bilo plastičnu ili staklenu. Stoga je amorfni silicij tako prikladan za upotrebu. Aplikacija se temelji na različitim veličinama.

Iako je trošenje baterija ove vrste prilično brzo, što je povezano s abrazijom tankog filma tvari, međutim, uporaba i potražnja samo rastu. Doista, čak iu kratkom radnom vijeku, solarne ćelije temeljene na amorfnom siliciju mogu opskrbiti energijom čitava poduzeća. Osim toga, proizvodnja takve tvari je bez otpada, što ga čini vrlo ekonomičnim.

Ova modifikacija se dobiva redukcijom spojeva s aktivnim metalima, na primjer, natrijem ili magnezijem.

Kristalni silicij

Srebrno-siva sjajna modifikacija predmetnog elementa. Upravo je ovaj oblik najčešći i najtraženiji. To je zbog skupa kvalitativnih svojstava koje ova tvar posjeduje.

Karakteristika silicija s kristalnom rešetkom uključuje klasifikaciju njegovih vrsta, budući da ih ima nekoliko:

1. Elektronička kvaliteta - najčišća i najkvalitetnija. Upravo se ovaj tip koristi u elektronici za izradu posebno osjetljivih uređaja.
2. Solarna kvaliteta. Sam naziv definira područje uporabe. Također je riječ o siliciju visoke čistoće čija je upotreba nužna za stvaranje visokokvalitetnih i dugotrajnih solarnih ćelija. Fotonaponski pretvarači izrađeni na bazi kristalne strukture kvalitetniji su i otporniji na habanje od onih izrađenih amorfnom modifikacijom taloženjem na različite vrste podloga.
3. Tehnički silicij. Ova sorta uključuje one uzorke tvari koje sadrže oko 98% čistog elementa. Sve ostalo ide na razne vrste nečistoća:

• aluminij;
• klor;
• ugljik;
• fosfor i drugi.

Posljednja vrsta tvari koja se razmatra koristi se za dobivanje polikristala silicija. Za to se provode procesi rekristalizacije. Kao rezultat, u smislu čistoće, dobivaju se proizvodi koji se mogu pripisati skupini solarne i elektroničke kvalitete.

Polisilicij je po svojoj prirodi međuprodukt između amorfne i kristalne modifikacije. Ova je opcija lakša za rad, bolje je obrađena i očišćena fluorom i klorom.

Dobiveni proizvodi mogu se klasificirati na sljedeći način:

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

Svaki od njih nalazi primjenu u industriji i osoba ga u potpunosti koristi. Stoga se oni koji se odnose na silicij smatraju bez otpada. To značajno smanjuje njegovu ekonomsku cijenu, bez utjecaja na kvalitetu.

Upotreba čistog silicija

Proizvodnja silicija u industriji je prilično dobro uspostavljena, a njezin je opseg prilično voluminozan. To je zbog činjenice da je ovaj element, kako u čistom tako iu obliku raznih spojeva, široko rasprostranjen i tražen u raznim granama znanosti i tehnologije.

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

1. U metalurgiji kao aditiv za legiranje koji može promijeniti svojstva metala i njihovih legura. Dakle, koristi se u topljenju čelika i željeza.
2. Za proizvodnju čišće verzije - polisilicija koriste se različite vrste tvari.
3. Silicijevi spojevi su cijela kemijska industrija koja je danas stekla posebnu popularnost. Silikonski materijali se koriste u medicini, u proizvodnji posuđa, alata i još mnogo toga.
4. Proizvodnja raznih solarnih panela. Ovaj način dobivanja energije jedan je od najperspektivnijih u budućnosti. Ekološki prihvatljiv, isplativ i dugotrajan - glavne su prednosti takve proizvodnje električne energije.
5. Silicij za upaljače koristi se jako dugo. Još u davna vremena ljudi su koristili kremen za stvaranje iskre prilikom paljenja vatre. Ovaj princip je osnova za proizvodnju upaljača raznih vrsta. Danas postoje vrste u kojima je kremen zamijenjen legurom određenog sastava, što daje još brži rezultat (iskrenje).
6. Elektronika i solarna energija.
7. Izrada ogledala u plinskim laserskim uređajima.

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

Upotreba spojeva silicija

Osim jednostavne tvari, koriste se i razni spojevi silicija, i to vrlo široko. Postoji čitava grana industrije koja se zove silikat. Ona je ta koja se temelji na upotrebi različitih tvari, koje uključuju ovaj nevjerojatan element. Koji su to spojevi i što se od njih proizvodi?

1. Kvarcni ili riječni pijesak - SiO 2. Koristi se za proizvodnju građevinskih i dekorativnih materijala poput cementa i stakla. Gdje se ti materijali koriste, svi znaju. Nijedna konstrukcija nije potpuna bez ovih komponenti, što potvrđuje važnost spojeva silicija.
2. Silikatna keramika, koja uključuje materijale kao što su fajansa, porculan, cigla i proizvodi na njihovoj osnovi. Ove komponente se koriste u medicini, u proizvodnji posuđa, ukrasnih ukrasa, predmeta za kućanstvo, u građevinarstvu i drugim kućanskim područjima ljudske djelatnosti.
3. - silikoni, silika gelovi, silikonska ulja.
4. Silikatno ljepilo - koristi se kao pribor za pisanje, u pirotehnici i građevinarstvu.

Silicij, čija cijena varira na svjetskom tržištu, ali ne prelazi granicu od 100 ruskih rubalja po kilogramu (po kristalnom) od vrha do dna, tražena je i vrijedna tvar. Naravno, spojevi ovog elementa također su široko rasprostranjeni i primjenjivi.

Biološka uloga silicija

S gledišta značaja za organizam, silicij je važan. Njegov sadržaj i raspodjela u tkivima je sljedeća:

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

Svakog dana treba ući oko jedan gram silicija, inače će se početi razvijati bolesti. Među njima nema smrtonosnih, međutim, produljeno gladovanje silikonom dovodi do:

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

Za biljke je silicij važan element u tragovima neophodan za normalan rast i razvoj. Pokusi na životinjama pokazali su da bolje rastu one jedinke koje dnevno unose dovoljnu količinu silicija.

Kratki usporedni opis elemenata ugljika i silicija prikazan je u tablici 6.

Tablica 6

Usporedna svojstva ugljika i silicija

Kriteriji usporedbe	Ugljik - C	Silicij - Si
mjesto u periodnom sustavu kemijskih elemenata	, 2. razdoblje, IV grupa, glavna podskupina	, 3. razdoblje, IV grupa, glavna podskupina
elektronska konfiguracija atoma
valentne mogućnosti	II - u stacionarnom stanju IV - u pobuđenom stanju
moguća oksidacijska stanja	, , , , ,	,
viši oksid	, kiselo	, kiselo
viši hidroksid	- slaba nestabilna kiselina	() ili - slaba kiselina, ima polimernu strukturu
vodikova veza	– metan (ugljikovodik)	– silan, nestabilan

Ugljik. Alotropija je karakteristična za element ugljik. Ugljik postoji u obliku sljedećih jednostavnih tvari: dijamant, grafit, karbin, fuleren, od kojih je samo grafit termodinamički stabilan. Ugljen i čađa mogu se smatrati amorfnim varijantama grafita.

Grafit je vatrostalan, slabo hlapljiv, kemijski inertan na uobičajenim temperaturama, neprozirna je, mekana tvar koja slabo provodi struju. Struktura grafita je slojevita.

Alamaze je izrazito tvrda, kemijski inertna (do 900 °C) tvar koja ne provodi struju i slabo provodi toplinu. Struktura dijamanta je tetraedarska (svaki atom u tetraedru je okružen s četiri atoma itd.). Dakle, dijamant je najjednostavniji polimer čija se makromolekula sastoji samo od atoma ugljika.

Carbyne ima linearnu strukturu (-carbine, polyyne) ili (-carbine, polyene). To je crni prah, ima svojstva poluvodiča. Pod djelovanjem svjetlosti povećava se električna vodljivost karabina, a pri temperaturi karabin se pretvara u grafit. Kemijski aktivniji od grafita. Sintetiziran je ranih 1960-ih, a kasnije je pronađen u nekim meteoritima.

Fuleren je alotropska modifikacija ugljika formirana od molekula koje imaju strukturu tipa "nogometne lopte". Sintetizirane su molekule i drugi fulereni. Svi fulereni su zatvorene strukture ugljikovih atoma u hibridnom stanju. Elektroni nehibridizirane veze su delokalizirani kao u aromatskim spojevima. Kristali fulerena su molekularnog tipa.

Silicij. Za silicij nisu karakteristične veze, nije tipično da postoji u hibridnom stanju. Stoga postoji samo jedna stabilna alotropska modifikacija silicija, čija je kristalna rešetka slična dijamantu. Silicij je tvrd (na Mohsovoj ljestvici tvrdoća je 7), vatrostalan ( ), vrlo krhka tvar tamnosive boje s metalnim sjajem u standardnim uvjetima - poluvodič. Kemijska aktivnost ovisi o veličini kristala (krupnokristalni je manje aktivan od amorfnog).

Reaktivnost ugljika ovisi o alotropskoj modifikaciji. Ugljik u obliku dijamanta i grafita prilično je inertan, otporan na kiseline i lužine, što omogućuje izradu lonaca, elektroda i sl. od grafita. Ugljik pokazuje veću reaktivnost u obliku ugljena i čađe.

Kristalni silicij je prilično inertan, u amorfnom obliku je aktivniji.

Glavne vrste reakcija koje odražavaju kemijska svojstva ugljika i silicija prikazane su u tablici 7.

Tablica 7

Osnovna kemijska svojstva ugljika i silicija

reakcija sa	ugljik	reakcija sa	silicij
jednostavne tvari	kisik		kisik
halogeni		halogeni
siva		ugljik
vodik		vodik	ne reagira
metali		metali
složene tvari	metalni oksidi		lužine
pare		kiseline	ne reagira
kiseline

Vezivni materijali

Vezivni materijali – mineralni ili organski građevni materijali koji se koriste za izradu betona, pričvršćivanje pojedinih elemenata građevinskih konstrukcija, hidroizolaciju itd..

Mineralna veziva(MVM)– fino praškasti materijali (cementi, gips, vapno i dr.), koji pomiješani s vodom (u nekim slučajevima s otopinama soli, kiselina, lužina) tvore plastičnu obradivu masu koja se stvrdne u čvrsto kameno tijelo te povezuje čestice čvrstih punila i armature u monolitnu cjelinu.

Stvrdnjavanje MVM-a provodi se kao rezultat procesa otapanja, stvaranja prezasićene otopine i koloidne mase; potonji se djelomično ili potpuno kristalizira.

MVM klasifikacija:

1. hidraulička veziva:

Kada se pomiješaju s vodom (miješanjem), otvrdnu i dalje održavaju ili povećavaju svoju čvrstoću u vodi. Tu spadaju različiti cementi i hidraulično vapno. Tijekom stvrdnjavanja hidrauličkog vapna CaO dolazi u interakciju s vodom i ugljičnim dioksidom u zraku i nastali produkt kristalizira. Koriste se u izgradnji zemljanih, podzemnih i hidrotehničkih objekata koji su stalno izloženi vodi.

2. zračna veziva:

Kada se pomiješaju s vodom, stvrdnjavaju se i zadržavaju snagu samo na zraku. To uključuje zračno vapno, gips-anhidrit i zračna veziva od magnezijevog oksida.

3. veziva otporna na kiseline:

Sastoje se uglavnom od cementa otpornog na kiseline koji sadrži fino mljevenu mješavinu kvarcnog pijeska i; zatvoreni su, u pravilu, vodenim otopinama natrijevog ili kalijevog silikata, dugo zadržavaju snagu kada su izloženi kiselinama. Tijekom stvrdnjavanja dolazi do reakcije. Koriste se za proizvodnju kiselootpornih kitova, mortova i betona u izgradnji kemijskih poduzeća.

4. veziva za stvrdnjavanje u autoklavu:

Sastoje se od vapneno-silicijevih i vapneno-nefelinskih veziva (vapno, kvarcni pijesak, nefelinski mulj) i stvrdnjavaju tijekom autoklaviranja (6-10 sati, tlak pare 0,9-1,3 MPa). Oni također uključuju pješčane portland cemente i druga veziva na bazi vapna, pepela i niskoaktivnog mulja. Koriste se u proizvodnji proizvoda od silikatnog betona (blokovi, silikatne opeke i dr.).

5. veziva fosfata:

Sastoji se od posebnih cementa; zatvaraju se fosfornom kiselinom uz stvaranje plastične mase, koja se postupno stvrdnjava u monolitno tijelo i zadržava čvrstoću na temperaturama iznad 1000 °C. Obično se koriste titan fosfat, cink fosfat, aluminofosfat i drugi cementi. Koriste se za izradu vatrostalnih obložnih masa i brtvila za visokotemperaturnu zaštitu metalnih dijelova i konstrukcija u proizvodnji vatrostalnog betona i sl.

Organska veziva(OBM)– tvari organskog podrijetla koje mogu prijeći iz plastičnog stanja u čvrsto ili niskoplastično stanje kao rezultat polimerizacije ili polikondenzacije.

U usporedbi s MVM manje su krti i imaju veću vlačnu čvrstoću. To uključuje proizvode nastale tijekom rafiniranja nafte (asfalt, bitumen), proizvode toplinske razgradnje drva (katran), kao i sintetičke termoreaktivne poliesterske, epoksidne, fenol-formaldehidne smole. Koriste se u izgradnji cesta, mostova, podova industrijskih prostorija, krovnih materijala u rolama, asfalt polimer betona itd.

Kemijski znak silicija je Si, atomska težina je 28,086, nuklearni naboj je +14. , kao i , nalazi se u glavnoj podskupini IV skupine, u trećoj periodi. Analogno je ugljiku. Elektronska konfiguracija elektronskih slojeva atoma silicija je ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 . Struktura vanjskog elektroničkog sloja

Struktura vanjskog elektronskog sloja slična je strukturi atoma ugljika.
javlja se u obliku dvije alotropske modifikacije – amorfne i kristalne.
Amorfni - smećkasti prah s nešto većom kemijskom aktivnošću od kristalnog. Na normalnoj temperaturi reagira s fluorom:
Si + 2F2 = SiF4 na 400° - s kisikom
Si + O2 = SiO2
u talinima - s metalima:
2Mg + Si = Mg2Si
Kristalni silicij je tvrda krhka tvar s metalnim sjajem. Ima dobru toplinsku i električnu vodljivost, lako se otapa u rastaljenim metalima, formirajući. Legura silicija s aluminijem naziva se silumin, legura silicija sa željezom ferosilicij. Gustoća silicija 2.4. Talište 1415°, vrelište 2360°. Kristalni silicij je prilično inertna tvar i teško ulazi u kemijske reakcije. Unatoč dobro izraženim metalnim svojstvima, silicij ne reagira s kiselinama, ali reagira s alkalijama, tvoreći soli silicijeve kiseline i:
Si + 2KOH + H2O = K2SiO2 + 2H2

■ 36. Koje su sličnosti i razlike između elektroničkih struktura atoma silicija i ugljika?
37. Kako sa stajališta elektroničke strukture atoma silicija objasniti zašto su metalna svojstva karakterističnija za silicij nego za ugljik?
38. Navedite kemijska svojstva silicija.

Silicij u prirodi. Silicij

Silicij je široko rasprostranjen u prirodi. Otprilike 25% zemljine kore čini silicij. Značajan dio prirodnog silicija predstavlja silicijev dioksid SiO2. U vrlo čistom kristalnom stanju, silicijev dioksid pojavljuje se kao mineral koji se naziva gorski kristal. Silicijev dioksid i ugljični dioksid kemijski su analogni, međutim ugljični dioksid je plin, a silicij dioksid je kruta tvar. Za razliku od molekularne kristalne rešetke CO2, silicijev dioksid SiO2 kristalizira u obliku atomske kristalne rešetke, čija je svaka ćelija tetraedar s atomom silicija u središtu i atomima kisika u kutovima. To se objašnjava činjenicom da atom silicija ima veći radijus od atoma ugljika, te se oko njega ne mogu smjestiti 2, već 4 atoma kisika. Razlika u strukturi kristalne rešetke objašnjava razliku u svojstvima tih tvari. Na sl. 69 prikazuje izgled prirodnog kvarcnog kristala sastavljenog od čistog silicijevog dioksida i njegovu strukturnu formulu.

Riža. 60. Strukturna formula silicijevog dioksida (a) i prirodnih kristala kvarca (b)

Kristalni silicijev dioksid se najčešće nalazi kao pijesak, koji je bijele boje osim ako nije kontaminiran nečistoćama žute gline. Osim pijeska, silicij se često nalazi i kao vrlo tvrdi mineral, silicij (hidratizirani silicij). Kristalni silicijev dioksid, obojen raznim nečistoćama, tvori drago i poludrago kamenje - ahat, ametist, jaspis. Gotovo čisti silicijev dioksid nalazi se i u obliku kvarca i kvarcita. Slobodni silicijev dioksid u zemljinoj kori iznosi 12%, u sastavu raznih stijena - oko 43%. Ukupno, više od 50% zemljine kore sastoji se od silicijeva dioksida.
Silicij je dio širokog spektra stijena i minerala - gline, granita, sijenita, liskuna, feldspata itd.

Čvrsti ugljikov dioksid, bez taljenja, sublimira na -78,5 °. Talište silicijeva dioksida je oko 1,713°. Ona je jako žilava. Gustoća 2,65. Koeficijent ekspanzije silicijevog dioksida je vrlo mali. Ovo je od velike važnosti kada koristite posuđe od kvarcnog stakla. Silicijev dioksid se ne otapa u vodi i ne reagira s njom, unatoč tome što je kiseli oksid i odgovara silicijevoj kiselini H2SiO3. Poznato je da je ugljični dioksid topiv u vodi. Silicijev dioksid ne reagira s kiselinama, osim fluorovodične kiseline HF, ali daje soli s alkalijama.

Riža. 69. Strukturna formula silicijevog dioksida (a) i prirodnih kristala kvarca (b).
Kada se silicijev dioksid zagrijava s ugljenom, silicij se reducira, a zatim se spaja s ugljikom i nastaje karborund prema jednadžbi:
SiO2 + 2C = SiC + CO2. Karborund ima visoku tvrdoću, otporan je na kiseline, a razara ga lužine.

■ 39. Po kojim se svojstvima silicijevog dioksida može prosuditi njegova kristalna rešetka?
40. U obliku kojih minerala se silicijev dioksid pojavljuje u prirodi?
41. Što je karborund?

Kremena kiselina. silikati

Silicijeva kiselina H2SiO3 je vrlo slaba i nestabilna kiselina. Zagrijavanjem se postupno raspada u vodu i silicijev dioksid:
H2SiO3 = H2O + SiO2

U vodi je silicijeva kiselina praktički netopljiva, ali se lako može dati.
Silicijeva kiselina stvara soli zvane silikati. široko se nalaze u prirodi. Prirodni su prilično složeni. Njihov sastav obično se prikazuje kao kombinacija nekoliko oksida. Ako u sastav prirodnih silikata ulazi glinica, nazivaju se alumosilikati. To su bijela glina, (kaolin) Al2O3 2SiO2 2H2O, feldspat K2O Al2O3 6SiO2, tinjac
K2O Al2O3 6SiO2 2H2O. Mnogo prirodnog dragog kamenja u svom najčišćem obliku, poput akvamarina, smaragda itd.
Od umjetnih silikata treba istaknuti natrijev silikat Na2SiO3 - jedan od rijetkih silikata topljivih u vodi. Naziva se topljivo staklo, a otopina se naziva tekuće staklo.

Silikati se široko koriste u inženjerstvu. Topljivo staklo impregnira se tkaninama i drvetom kako bi se zaštitili od paljenja. Tekućina ulazi u sastav vatrostalnih kitova za lijepljenje stakla, porculana, kamena. Silikati su osnova u proizvodnji stakla, porculana, fajanse, cementa, betona, opeke i raznih keramičkih proizvoda. U otopini se silikati lako hidroliziraju.

■ 42. Što je to? Po čemu se razlikuju od silikata?
43. Što je tekućina i u koje svrhe se koristi?

Staklo

Sirovine za proizvodnju stakla su Na2CO3 soda, CaCO3 vapnenac i SiO2 pijesak. Sve komponente staklene smjese pažljivo se čiste, miješaju i spajaju na temperaturi od oko 1400 °. Tijekom procesa taljenja odvijaju se sljedeće reakcije:
Na2CO3 + SiO2= Na2SiO3 + CO2

CaCO3 + SiO2 = CaSiO 3 + CO2
Naime, u sastav stakla ulaze natrijevi i kalcijevi silikati, kao i višak SO2, pa je sastav običnog prozorskog stakla: Na2O · CaO · 6SiO2. Staklena smjesa se zagrijava na temperaturi od 1500° dok se ugljični dioksid potpuno ne ukloni. Zatim se ohladi na temperaturu od 1200 °, pri kojoj postaje viskozan. Kao i svaka amorfna tvar, staklo se postupno omekšava i stvrdnjava, pa je stoga dobar plastični materijal. Viskozna staklena masa prolazi kroz prorez, što rezultira stvaranjem staklene ploče. Vruća staklena ploča izvlači se u kolute, dovodi do određene veličine i postupno se hladi strujom zraka. Zatim se reže po rubovima i reže u listove određenog formata.

■ 44. Navedite jednadžbe reakcija koje se odvijaju tijekom proizvodnje stakla, te sastav prozorskog stakla.

Staklo- tvar je amorfna, prozirna, praktički netopljiva u vodi, ali ako se usitni u finu prašinu i pomiješa s malom količinom vode, u dobivenoj smjesi pomoću fenolftaleina može se detektirati lužina. Tijekom dugotrajnog skladištenja lužina u staklenom posuđu, višak SiO2 u staklu vrlo sporo reagira s lužinom i staklo postupno gubi svoju prozirnost.
Staklo je postalo poznato ljudima više od 3000 godina prije naše ere. U davna vremena staklo se dobivalo gotovo istog sastava kao i danas, ali drevni majstori bili su vođeni samo vlastitom intuicijom. Godine 1750. M. V. uspio je razviti znanstvenu osnovu za proizvodnju stakla. M.V. je 4 godine skupljao mnoge recepte za izradu raznih čaša, posebno onih u boji. U tvornici stakla koju je sagradio izrađen je veliki broj uzoraka stakla koji su preživjeli do danas. Trenutno se koriste stakla različitih sastava s različitim svojstvima.

Kvarcno staklo sastoji se od gotovo čistog silicijevog dioksida i tali se iz gorskog kristala. Njegova vrlo važna karakteristika je da mu je koeficijent rastezanja beznačajan, gotovo 15 puta manji od običnog stakla. Posuđe od takvog stakla može se užariti u plamenu plamenika i zatim spustiti u hladnu vodu; neće biti promjena na staklu. Kvarcno staklo ne zadržava ultraljubičaste zrake, a ako se oboji u crno solima nikla, zadržat će sve vidljive zrake spektra, ali će ostati prozirno za ultraljubičaste zrake.
Kiseline ne djeluju na kvarcno staklo, ali ga lužine osjetno nagrizaju. Kvarcno staklo je lomljivije od običnog stakla. Laboratorijsko staklo sadrži oko 70% SiO2, 9% Na2O, 5% K2O 8% CaO, 5% Al2O3, 3% B2O3 (sastav čaša nije za pamćenje).

U industriji se koriste Jena i Pyrex staklo. Jena staklo sadrži oko 65% Si02, 15% B2O3, 12% BaO, 4% ZnO, 4% Al2O3. Izdržljiv je, otporan na mehanički stres, ima nizak koeficijent ekspanzije, otporan na alkalije.
Pyrex staklo sadrži 81% SiO2, 12% B2O3, 4% Na2O, 2% Al2O3, 0,5% As2O3, 0,2% K2O, 0,3% CaO. Ima ista svojstva kao jensko staklo, ali u još većoj mjeri, osobito nakon kaljenja, ali je manje otporno na lužine. Pyrex staklo se koristi za izradu kućanskih predmeta koji su izloženi toplini, kao i dijelova nekih industrijskih postrojenja koja rade na niskim i visokim temperaturama.

Neki aditivi daju različite kvalitete staklu. Na primjer, nečistoće vanadijevih oksida daju staklo koje potpuno blokira ultraljubičaste zrake.
Dobiva se i staklo obojeno raznim bojama. Za svoje mozaičke slike izradio je i nekoliko tisuća uzoraka obojenog stakla različitih boja i nijansi. Trenutno su detaljno razvijene metode bojanja stakla. Spojevi mangana boje staklo ljubičasto, kobalt plavo. , raspršen u masi stakla u obliku koloidnih čestica, daje mu rubinsku boju itd. Spojevi olova daju staklu sjaj sličan gorskom kristalu, zbog čega se i zove kristal. Takvo se staklo lako obrađuje i reže. Proizvodi od njega vrlo lijepo lome svjetlost. Bojanjem ovog stakla raznim dodacima dobiva se kristalno staklo u boji.

Ako se rastaljeno staklo pomiješa s tvarima koje pri raspadu stvaraju veliku količinu plinova, potonji, izlazeći, pjene staklo, tvoreći pjenasto staklo. Takvo staklo je vrlo lagano, dobro obrađeno, odličan je električni i toplinski izolator. Prvi ga je primio prof. I. I. Kitaygorodsky.
Izvlačenjem niti iz stakla možete dobiti tzv. Ako se staklena vlakna položena u slojevima impregniraju umjetnim smolama, tada se dobiva vrlo izdržljiv, otporan na truljenje, savršeno obrađen građevinski materijal, tzv. Zanimljivo je da što je stakloplastika tanja, to je njegova čvrstoća veća. Fiberglas se također koristi za izradu radne odjeće.
Staklena vuna je vrijedan materijal kroz koji se mogu filtrirati jake kiseline i lužine koje se ne filtriraju kroz papir. Osim toga, staklena vuna je dobar toplinski izolator.

■ 44. Što određuje svojstva stakala različitih vrsta?

Keramika

Od alumosilikata posebno je važna bijela glina - kaolin, koja je osnova za proizvodnju porculana i fajanse. Proizvodnja porculana iznimno je stara grana gospodarstva. Kina je rodno mjesto porculana. U Rusiji je porculan prvi put dobiven u 18. stoljeću. D. I. Vinogradov.
Sirovine za proizvodnju porculana i fajanse, osim kaolina, su pijesak i. Smjesa kaolina, pijeska i vode podvrgava se temeljitom finom mljevenju u kuglastim mlinovima, zatim se višak vode filtrira i dobro izmiješana plastična masa šalje na oblikovanje proizvoda. Nakon kalupljenja proizvodi se suše i peku u kontinuiranim tunelskim pećima, gdje se prvo zagrijavaju, zatim peku i na kraju hlade. Nakon toga proizvodi se podvrgavaju daljnjoj obradi - glazuri, crtanju uzorka keramičkim bojama. Nakon svake faze proizvodi se peku. Rezultat je porculan koji je bijel, gladak i sjajan. U tankim slojevima se sjaji. Fajansa je porozna i ne probija se.

Od crvene gline lijevaju se opeke, crijep, zemljano posuđe, keramički prstenovi za ugradnju u tornjeve za apsorpciju i pranje raznih kemijskih industrija, posude za cvijeće. Također se peku kako ne bi omekšali vodom i postali mehanički čvrsti.

Cement. Beton

Silicijevi spojevi služe kao osnova za proizvodnju cementa, veziva nezaobilaznog u građevinarstvu. Sirovine za proizvodnju cementa su glina i vapnenac. Ova smjesa se peče u ogromnoj kosoj cjevastoj rotirajućoj peći, gdje se kontinuirano ubacuju sirovine. Nakon pečenja na 1200-1300 ° iz otvora koji se nalazi na drugom kraju peći, sinterirana masa - klinker - kontinuirano izlazi. Nakon mljevenja, klinker se pretvara u. Cement sadrži uglavnom silikate. Ako se pomiješa s vodom dok se ne stvori gusta kaša, a zatim ostavi neko vrijeme na zraku, reagirat će s cementnim tvarima, stvarajući kristalne hidrate i druge čvrste spojeve, što dovodi do stvrdnjavanja ("stvrdnjavanja") cementa. Ovaj se više ne prenosi u prethodno stanje, stoga se cement prije upotrebe nastoji zaštititi od vode. Proces stvrdnjavanja cementa je dug, a pravu čvrstoću dobiva tek nakon mjesec dana. Istina, postoje različite vrste cementa. Obični cement koji smo razmotrili naziva se silikatni ili portlandski cement. Od glinice, vapnenca i silicijevog dioksida izrađuje se brzostvrdnjavajući aluminasti cement.

Ako pomiješate cement s drobljenim kamenom ili šljunkom, dobit ćete beton, koji je već neovisni građevinski materijal. Drobljeni kamen i šljunak nazivaju se punila. Beton ima visoku čvrstoću i može izdržati velika opterećenja. Vodootporan je i otporan na vatru. Kada se zagrije, gotovo ne gubi snagu, jer je njegova toplinska vodljivost vrlo niska. Beton je otporan na mraz, slabi radioaktivno zračenje, stoga se koristi kao građevinski materijal za hidrotehničke konstrukcije, za zaštitne školjke nuklearnih reaktora. Kotlovi su obloženi betonom. Ako pomiješate cement sa sredstvom za pjenjenje, tada nastaje pjenasti beton prožet mnogim stanicama. Takav beton je dobar zvučni izolator i još slabije provodi toplinu od običnog betona.