Fysisk-kjemiske egenskaper til silisium og karbon og deres forbindelser. Kjemiske egenskaper til karbon og silisium

Beskrivelse og egenskaper til silisium

Silisium - element, fjerde gruppe, tredje periode i elementtabellen. Atomnummer 14. Silisiumformel- 3s2 3p2. Det ble definert som et element i 1811, og i 1834 fikk det det russiske navnet "silisium", i stedet for det forrige "Sicilia". Smelter ved 1414ºC, koker ved 2349ºC.

Den ligner den molekylære strukturen, men er dårligere enn den i hardhet. Ganske skjør, når den varmes opp (minst 800ºC) blir den plastikk. Gjennomsiktig med infrarød stråling. Monokrystallinsk silisium har halvlederegenskaper. I følge noen kjennetegn silisium atom ligner på atomstrukturen til karbon. Silisium elektroner har samme valensnummer som med karbonstrukturen.

Arbeidere egenskaper til silisium avhenge av innholdet i visse innhold i den. Silisium har forskjellige typer ledningsevne. Spesielt er disse typene "hull" og "elektroniske". For å få det første tilsettes bor til silisium. Hvis du legger til fosfor, silisium får den andre typen ledningsevne. Hvis silisium varmes opp sammen med andre metaller, dannes spesifikke forbindelser kalt "silicider", for eksempel i reaksjonen " magnesium silisium«.

Silisium som brukes til elektronikkbehov vurderes først og fremst ut fra egenskapene til de øvre lagene. Derfor er det nødvendig å være spesielt oppmerksom på kvaliteten deres, da det direkte påvirker den generelle ytelsen. Driften av den produserte enheten avhenger av dem. For å oppnå de mest akseptable egenskapene til de øvre lagene av silisium, blir de behandlet med forskjellige kjemiske metoder eller bestrålet.

Sammensatt "svovel-silisium" danner silisiumsulfid, som lett interagerer med vann og oksygen. Når man reagerer med oksygen, under temperaturforhold over 400º C, viser det seg silika. Ved samme temperatur blir reaksjoner med klor og jod, så vel som brom, mulig, hvor flyktige stoffer dannes - tetrahalider.

Det vil ikke være mulig å kombinere silisium og hydrogen ved direkte kontakt, for dette finnes det indirekte metoder. Ved 1000ºC er en reaksjon med nitrogen og bor mulig, noe som resulterer i silisiumnitrid og borid. Ved samme temperatur, ved å kombinere silisium med karbon, er det mulig å produsere silisiumkarbid, den såkalte "karborundum". Denne sammensetningen har en solid struktur, den kjemiske aktiviteten er treg. Brukes som slipemiddel.

I tilknytning til jern, silisium danner en spesiell blanding, dette tillater smelting av disse elementene, som produserer ferrosilisiumkeramikk. Dessuten er smeltepunktet mye lavere enn hvis de smeltes separat. Ved temperaturer over 1200º C vil dannelsen av silisiumoksid, også under visse forhold viser det seg silisiumhydroksid. Ved etsing av silisium brukes alkaliske vannbaserte løsninger. Deres temperatur må være minst 60ºC.

Silisiumforekomster og gruvedrift

Grunnstoffet er det nest mest tallrike på planeten substans. Silisium utgjør nesten en tredjedel av volumet av jordskorpen. Bare oksygen er mer vanlig. Det uttrykkes hovedsakelig av silika, en forbindelse som i hovedsak inneholder silisiumdioksid. De viktigste derivatene av silisiumdioksid er flint, diverse sand, kvarts og felt. Etter dem kommer silikatforbindelser av silisium. Nativeness er et sjeldent fenomen for silisium.

Silisiumapplikasjoner

Silisium, kjemiske egenskaper som bestemmer omfanget av dens anvendelse, er delt inn i flere typer. Mindre rent silisium brukes til metallurgiske behov: for eksempel til tilsetningsstoffer i aluminium, silisium endrer aktivt dens egenskaper, deoksideringsmidler, etc. Den modifiserer aktivt egenskapene til metaller ved å legge dem til sammensatt. Silisium legeringer dem, endrer arbeidet egenskaper, silisium En svært liten mengde er tilstrekkelig.

Også derivater av høyere kvalitet produseres av råsilisium, spesielt mono- og polykrystallinsk silisium, samt organisk silisium - dette er silikoner og forskjellige organiske oljer. Det har også funnet sin bruk i sementproduksjonen og glassindustrien. Den gikk ikke utenom mursteinsproduksjonen; fabrikker som produserer porselen kan heller ikke klare seg uten den.

Silisium er en del av det velkjente silikatlimet, som brukes til reparasjonsarbeid, og tidligere ble det brukt til kontorbehov inntil det dukket opp mer praktiske erstatninger. Noen pyrotekniske produkter inneholder også silisium. Hydrogen kan produseres fra det og dets jernlegeringer i friluft.

Hva brukes bedre kvalitet til? silisium? Plater Solcellebatterier inneholder også silisium, naturlig nok ikke-teknisk. For disse behovene kreves silisium av ideell renhet eller i det minste teknisk silisium av høyeste renhetsgrad.

Såkalt "elektronisk silisium" som inneholder nesten 100 % silisium, har mye bedre ytelse. Derfor er det foretrukket i produksjon av ultrapresise elektroniske enheter og komplekse mikrokretser. Produksjonen deres krever produksjon av høy kvalitet krets, silisium som bare den høyeste kategorien skal gå for. Driften av disse enhetene avhenger av hvor mye inneholder silisium uønskede urenheter.

Silisium inntar en viktig plass i naturen, og de fleste levende vesener trenger det konstant. For dem er dette en slags bygningssammensetning, fordi det er ekstremt viktig for helsen til muskel- og skjelettsystemet. Hver dag absorberer en person opptil 1 g silisiumforbindelser.

Kan silisium være skadelig?

Ja, av den grunn at silisiumdioksid er ekstremt utsatt for støvdannelse. Det har en irriterende effekt på slimhinnene i kroppen og kan aktivt samle seg i lungene og forårsake silikose. For dette formålet, i produksjon relatert til behandling av silisiumelementer, er bruk av åndedrettsvern obligatorisk. Deres tilstedeværelse er spesielt viktig når det kommer til silisiummonoksid.

Silisium pris

Som du vet, er all moderne elektronisk teknologi, fra telekommunikasjon til datateknologi, basert på bruk av silisium, ved å bruke dets halvlederegenskaper. Dens andre analoger brukes i mye mindre grad. De unike egenskapene til silisium og dets derivater er fortsatt uovertruffen i mange år fremover. Til tross for prisnedgangen i 2001 silisium, salg raskt tilbake til normalen. Og allerede i 2003 utgjorde handelsomsetningen 24 tusen tonn per år.

For de nyeste teknologiene som krever nesten krystallrenhet av silisium, er dens tekniske analoger ikke egnet. Og på grunn av det komplekse rengjøringssystemet øker prisen betydelig. Den polykrystallinske typen silisium er mer vanlig; dens monokrystallinske prototype er noe mindre etterspurt. Samtidig tar andelen silisium som brukes til halvledere brorparten av handelens omsetning.

Produktprisene varierer avhengig av renhet og formål silisium, kjøp som kan starte fra 10 cent per kg råvarer og opp til $10 og over for "elektronisk" silisium.

Introduksjon

2.1.1 Oksidasjonstilstand +2

2.1.2 Oksidasjonstilstand +4

2.3 Metallkarbider

Kapittel 3. Silisiumforbindelser

Bibliografi

Introduksjon

Kjemi er en av naturvitenskapens grener, hvor emnet for studier er kjemiske elementer (atomer), de enkle og komplekse stoffene (molekylene) de danner, deres transformasjoner og lovene som disse transformasjonene er underlagt.

Per definisjon D.I. Mendeleev (1871), "kjemi i sin moderne tilstand kan ... kalles studiet av grunnstoffer."

Opprinnelsen til ordet "kjemi" er ikke helt klar. Mange forskere tror at det kommer fra det gamle navnet Egypt - Chemia (gresk Chemia, funnet i Plutarch), som er avledet fra "hem" eller "hame" - svart og betyr "vitenskap om den svarte jorden" (Egypt), " Egyptisk vitenskap".

Moderne kjemi er nært forbundet både med andre naturvitenskaper og med alle grener av nasjonaløkonomien.

Det kvalitative trekk ved den kjemiske formen for bevegelse av materie og dens overganger til andre bevegelsesformer bestemmer allsidigheten til kjemisk vitenskap og dens forbindelser med kunnskapsområder som studerer både lavere og høyere bevegelsesformer. Kunnskap om den kjemiske formen for bevegelse av materie beriker den generelle læren om utviklingen av naturen, utviklingen av materie i universet, og bidrar til dannelsen av et helhetlig materialistisk bilde av verden. Kjemiens kontakt med andre vitenskaper gir opphav til spesifikke områder av deres gjensidige penetrasjon. Dermed er overgangsområdene mellom kjemi og fysikk representert av fysisk kjemi og kjemisk fysikk. Mellom kjemi og biologi, kjemi og geologi oppsto det spesielle grenseområder - geokjemi, biokjemi, biogeokjemi, molekylærbiologi. Kjemiens viktigste lover er formulert i matematisk språk, og teoretisk kjemi kan ikke utvikle seg uten matematikk. Kjemi har hatt og fortsetter å påvirke utviklingen av filosofi, og den har selv erfart og opplever sin innflytelse.

Historisk har to hovedgrener av kjemi utviklet seg: uorganisk kjemi, som først og fremst studerer kjemiske elementer og de enkle og komplekse stoffene de danner (bortsett fra karbonforbindelser), og organisk kjemi, som er studiet av karbonforbindelser med andre elementer. (organiske stoffer).

Fram til slutten av 1700-tallet indikerte begrepene "uorganisk kjemi" og "organisk kjemi" bare fra hvilket "rike" av naturen (mineral, plante eller dyr) visse forbindelser ble oppnådd. Siden 1800-tallet. disse begrepene kom til å indikere tilstedeværelse eller fravær av karbon i et gitt stoff. Så fikk de en ny, bredere betydning. Uorganisk kjemi kommer først og fremst i kontakt med geokjemi og deretter med mineralogi og geologi, d.v.s. med vitenskapene om uorganisk natur. Organisk kjemi er en gren av kjemi som studerer en rekke karbonforbindelser opp til de mest komplekse biopolymerstoffene. Gjennom organisk og bioorganisk kjemi grenser kjemien til biokjemi og videre til biologi, d.v.s. med helheten av vitenskaper om levende natur. I grensesnittet mellom uorganisk og organisk kjemi er feltet av organoelementforbindelser.

I kjemien ble det gradvis dannet ideer om de strukturelle nivåene for organisering av materie. Komplikasjonen til et stoff, fra det laveste, atomære, går gjennom stadiene av molekylære, makromolekylære eller høymolekylære forbindelser (polymer), deretter intermolekylære (komplekse, klatrat, katenan), til slutt, forskjellige makrostrukturer (krystall, miceller) opp til ubestemte ikke-støkiometriske formasjoner. Gradvis dukket tilsvarende disipliner opp og ble isolert: kjemi av komplekse forbindelser, polymerer, krystallkjemi, studier av spredte systemer og overflatefenomener, legeringer, etc.

Studiet av kjemiske objekter og fenomener med fysiske metoder, etablering av mønstre for kjemiske transformasjoner, basert på de generelle prinsippene for fysikk, ligger til grunn for fysisk kjemi. Dette området av kjemi inkluderer en rekke stort sett uavhengige disipliner: kjemisk termodynamikk, kjemisk kinetikk, elektrokjemi, kolloidal kjemi, kvantekjemi og studiet av strukturen og egenskapene til molekyler, ioner, radikaler, strålingskjemi, fotokjemi, studier av katalyse , kjemiske likevekter, løsninger etc. Analytisk kjemi har fått en selvstendig karakter , metodene som er mye brukt i alle områder av kjemi og kjemisk industri. Innenfor områder med praktisk anvendelse av kjemi oppsto slike vitenskaper og vitenskapelige disipliner som kjemisk teknologi med sine mange grener, metallurgi, landbrukskjemi, medisinsk kjemi, rettsmedisinsk kjemi, etc..

Som nevnt ovenfor undersøker kjemi kjemiske elementer og stoffene de danner, samt lovene som styrer disse transformasjonene. Ett av disse aspektene (nemlig kjemiske forbindelser basert på silisium og karbon) vil jeg vurdere i dette arbeidet.

Kapittel 1. Silisium og karbon - kjemiske grunnstoffer

1.1 Generell informasjon om karbon og silisium

Karbon (C) og silisium (Si) er medlemmer av gruppe IVA.

Karbon er ikke et veldig vanlig grunnstoff. Til tross for dette er dens betydning enorm. Karbon er grunnlaget for livet på jorden. Det er en del av karbonater som er svært vanlige i naturen (Ca, Zn, Mg, Fe, etc.), finnes i atmosfæren i form av CO 2, og finnes i form av naturlig kull (amorf grafitt), olje og naturgass, samt enkle stoffer (diamant, grafitt).

Silisium er det nest mest tallrike grunnstoffet i jordskorpen (etter oksygen). Hvis karbon er grunnlaget for liv, så er silisium grunnlaget for jordskorpen. Det finnes i et stort utvalg av silikater (Figur 4) og aluminosilikater, sand.

Amorft silisium er et brunt pulver. Sistnevnte er lett å få til i krystallinsk tilstand i form av grå harde, men ganske sprø krystaller. Krystallinsk silisium er en halvleder.

Tabell 1. Generelle kjemiske data om karbon og silisium.

En modifikasjon av karbon som er stabil ved vanlige temperaturer, grafitt, er en ugjennomsiktig, grå, fettholdig masse. Diamant er det hardeste stoffet på jorden - fargeløst og gjennomsiktig. Krystallstrukturene til grafitt og diamant er vist i fig. 1.

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

Karbon og silisium har sine egne spesifikke derivater.

Tabell 2. De mest typiske derivatene av karbon og silisium

1.2 Fremstilling, kjemiske egenskaper og bruk av enkle stoffer

Silisium oppnås ved reduksjon av oksider med karbon; for å få en spesielt ren tilstand etter reduksjon, overføres stoffet til tetraklorid og reduseres igjen (med hydrogen). Deretter smeltes de til ingots og utsettes for rensing ved bruk av sonesmeltemetoden. En metallbarre varmes opp i den ene enden slik at det dannes en sone med smeltet metall i den. Når sonen beveger seg til den andre enden av barren, fjernes urenheten, som løses opp i det smeltede metallet bedre enn i det faste metallet, og derved renses metallet.

Karbon er inert, men ved svært høye temperaturer (i amorf tilstand) samhandler det med de fleste metaller for å danne faste løsninger eller karbider (CaC 2, Fe 3 C, etc.), samt med mange metalloider, for eksempel:

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

Silisium er mer reaktivt. Den reagerer med fluor allerede ved vanlig temperatur: Si+2F 2 = SiF 4

Silisium har også en veldig høy affinitet for oksygen:

Reaksjonen med klor og svovel skjer ved ca 500 K. Ved svært høye temperaturer reagerer silisium med nitrogen og karbon:

Silisium interagerer ikke direkte med hydrogen. Silisium oppløses i alkalier:

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

Andre syrer enn flussyre har ingen effekt på det. Det er en reaksjon med HF

Si+6HF=H2+2H2.

Karbon i sammensetningen av forskjellige kull, olje, naturlig (hovedsakelig CH4), så vel som kunstig produserte gasser er den viktigste drivstoffbasen på planeten vår

Grafitt er mye brukt til å lage digler. Grafittstaver brukes som elektroder. Det brukes mye grafitt til å lage blyanter. Karbon og silisium brukes til å produsere ulike typer støpejern. I metallurgi brukes karbon som et reduksjonsmiddel, og silisium, på grunn av sin høye affinitet for oksygen, brukes som et deoksidasjonsmiddel. Krystallinsk silisium i en spesielt ren tilstand (ikke mer enn 10 -9 at.% urenhet) brukes som halvleder i forskjellige enheter og enheter, inkludert transistorer og termistorer (enheter for svært fine temperaturmålinger), samt i fotoceller, drift som er basert på en halvleders evne til å lede strøm når den er opplyst.

Kapittel 2. Kjemiske forbindelser av karbon

Karbon kjennetegnes av sterke kovalente bindinger mellom egne atomer (C-C) og med hydrogenatomet (C-H), noe som gjenspeiles i overflod av organiske forbindelser (flere hundre millioner). I tillegg til sterke CH- og C-C-bindinger i ulike klasser av organiske og uorganiske forbindelser, er karbonbindinger med nitrogen, svovel, oksygen, halogener og metaller bredt representert (se tabell 5). Slike høye muligheter for bindingsdannelse skyldes den lille størrelsen på karbonatomet, som gjør at valensorbitalene 2s 2, 2p 2 kan overlappe så mye som mulig. De viktigste uorganiske forbindelsene er beskrevet i tabell 3.

Blant uorganiske karbonforbindelser er nitrogenholdige derivater unike i sammensetning og struktur.

I uorganisk kjemi er derivater av eddiksyre CH3COOH og oksalsyre H 2 C 2 O 4 bredt representert - acetater (type M "CH3COO) og oksalater (type M I 2 C 2 O 4).

Tabell 3. De viktigste uorganiske karbonforbindelsene.

2.1 Oksygenderivater av karbon

2.1.1 Oksidasjonstilstand +2

Karbonmonoksid CO (karbonmonoksid): i henhold til strukturen til molekylære orbitaler (tabell 4).

CO er lik N2-molekylet. I likhet med nitrogen har CO høy dissosiasjonsenergi (1069 kJ/mol), har lavt smeltepunkt (69 K) og kokepunkt (81,5 K), er dårlig løselig i vann og er kjemisk inert. CO inngår i reaksjoner bare ved høye temperaturer, inkludert:

CO+Cl 2 = COCl 2 (fosgen),

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

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

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

Samtidig har CO-molekylet høy affinitet for oksygen:

CO +1/202 = CO 2 +282 kJ/mol.

På grunn av sin høye affinitet for oksygen, brukes karbonmonoksid (II) som et reduksjonsmiddel for oksidene til mange tungmetaller (Fe, Co, Pb, etc.). I laboratoriet oppnås CO-oksid ved å dehydrere maursyre

I teknologien produseres karbonmonoksid (II) ved reduksjon av CO 2 med kull (C + C0 2 = 2CO) eller oksidasjon av metan (2CH 4 + ZO 2 = 4H 2 0 + 2CO).

Blant CO-derivater er metallkarbonyler (for fremstilling av rene metaller) av stor teoretisk og en viss praktisk interesse.

Kjemiske bindinger i karbonyler dannes hovedsakelig av donor-akseptormekanismen på grunn av frie orbitaler d- element og elektronpar av CO-molekylet, er det også en l-overlapping i henhold til dativmekanismen (metall CO). Alle metallkarbonyler er diamagnetiske stoffer preget av lav styrke. I likhet med karbon(II)monoksid er metallkarbonyler giftige.

Tabell 4. Fordeling av elektroner over orbitalene til CO-molekylet

2.1.2 Oksidasjonstilstand +4

Karbondioksid C0 2 (karbondioksid). C02-molekylet er lineært. Energiskjemaet for dannelsen av orbitaler til CO 2 -molekylet er vist i fig. 2. Karbonmonoksid kan reagere med ammoniakk ved reaksjon.

Når dette saltet varmes opp, oppnås en verdifull gjødsel - urea CO (MH 2) 2:

Urea brytes ned av vann

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

Figur 2. Enfetisk diagram over dannelsen av molekylære orbitaler av C0 2.

I teknologi oppnås CO 2 oksid ved dekomponering av kalsiumkarbonat eller natriumbikarbonat:

Under laboratorieforhold oppnås det vanligvis ved reaksjonen (i Kipp-apparatet)

CaCO3+2HC1=CaC12+CO2+H20.

De viktigste derivatene av CO 2 er svak karbonsyre H 2 CO 3 og dens salter: M I 2 CO 3 og M I H CO 3 (henholdsvis karbonater og bikarbonater).

De fleste karbonater er uløselige i vann. Vannløselige karbonater gjennomgår betydelig hydrolyse:

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

På grunn av fullstendig hydrolyse kan ikke karbonater Cr 3+, ai 3+, Ti 4+, Zr 4+ osv. isoleres fra vandige løsninger.

De praktisk talt viktige er Ka 2 CO3 (brus), K 2 CO3 (potaske) og CaCO3 (kritt, marmor, kalkstein). Hydrokarbonater, i motsetning til karbonater, er løselige i vann. Av hydrokarbonatene finner NaHCO 3 (natron) praktisk bruk. Viktige basiskarbonater er 2CuCO3-Cu (OH) 2, PbCO 3 X XRb (OH) 2.

Egenskapene til karbonhalogenider er gitt i tabell 6. Av karbonhalogenidene er den viktigste en fargeløs, ganske giftig væske. Under normale forhold er CCI 4 kjemisk inert. Det brukes som et ikke-brennbart og ikke-brennbart løsemiddel for harpiks, lakk, fett, og også for produksjon av freon CF 2 CI 2 (T bp = 303 K):

Et annet organisk løsningsmiddel som brukes i praksis er karbondisulfid CSa (fargeløs, flyktig væske med kokepunkt = 319 K) - et reaktivt stoff:

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

CS2+3Cl2=CCl4-S2Cl2, CS2+2H20==CO2+2H2S, CS2+K2S=K2CS3 (tiokarbonsyresalt H2CS3).

Karbondisulfiddamper er giftige.

Blåsyre (hydrocyanic) HCN (H-C = N) er en fargeløs, lett bevegelig væske, som koker ved 299,5 K. Ved 283 K stivner den. HCN og dets derivater er ekstremt giftige. HCN kan fremstilles ved reaksjonen

Blåsyre oppløses i vann; den dissosierer imidlertid svakt

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

Salter av blåsyre (cyanider) ligner klorider i noen reaksjoner. For eksempel gir CH -- -ion med Ag+ ioner et hvitt bunnfall av sølvcyanid AgCN, lite løselig i mineralsyrer. Alkali- og jordalkalimetallcyanider er løselige i vann. På grunn av hydrolyse lukter løsningene deres blåsyre (lukten av bitre mandler). Tungmetallcyanider er dårlig løselige i vann. CN er en sterk ligand, de viktigste komplekse forbindelsene er K 4 og K3 [Fe (CN) 6 ].

Cyanider er skjøre forbindelser; ved langvarig eksponering for CO 2 som finnes i luften, spaltes cyanider

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

(CN) 2 - cyanogen (N=C-C=N) –

fargeløs giftig gass; reagerer med vann og danner cyansyre (HOCN) og blåsyre (HCN):

(HCN) syrer:

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

I denne reaksjonen, som i reaksjonen nedenfor, ligner (CN)2 på et halogen:

CO+ (CN) 2 = CO (CN) 2 (analog av fosgen).

Cyansyre er kjent i to tautomere former:

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

Isomeren er syren H-0=N=C (eksplosiv syre). HONC-salter eksploderer (brukes som detonatorer). Rhodansyre HSCN er en fargeløs, oljeaktig, flyktig, lett størknende (Tm=278 K) væske. I sin rene tilstand er den svært ustabil; når den brytes ned, frigjøres HCN. I motsetning til blåsyre er HSCN en ganske sterk syre (K = 0,14). HSCN er preget av tautomer likevekt:

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

SCN er et blodrødt ion (reagens for Fe 3+ ion). Rhodanidsalter avledet fra HSCN oppnås lett fra cyanider ved å tilsette svovel:

De fleste tiocyanater er løselige i vann. Hg, Au, Ag, Cu-salter er uløselige i vann. SCN-ionet, i likhet med CN-, har en tendens til å gi komplekser av typen M3 1 M" (SCN) 6, hvor M" "Cu, Mg og noen andre. Dirodan (SCN) 2 er lysegule krystaller som smelter ved 271 K De oppnås (SCN)2 ved reaksjon

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

Blant andre nitrogenholdige forbindelser bør cyanamid angis

og dets derivat, kalsiumcyanamid CaCN 2 (Ca=N-C=N), som brukes som gjødsel.

2.3 Metallkarbider

Karbider er produktene av interaksjonen mellom karbon og metaller, silisium og bor. Karbider deles inn i to klasser basert på løselighet: karbider oppløselige i vann (eller i fortynnede syrer) og karbider uoppløselige i vann (eller i fortynnede syrer).

2.3.1 Karbider oppløselige i vann og fortynnede syrer

A. Karbider som, når de er oppløst, danner C 2 H 2 Denne gruppen inkluderer metallkarbider av de to første hovedgruppene; Karbider Zn, Cd, La, Ce, Th med sammensetning MC 2 (LaC 2, CeC 2, ТhC 2.) er også nær 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. Når det gjelder eiendommer, er Mn 3 C nær dem:

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

B. Karbider, når de er oppløst, danner en blanding av hydrokarboner og hydrogen. Disse inkluderer de fleste sjeldne jordmetallkarbider.

2.3.2 Karbider uløselige i vann og fortynnede syrer

Denne gruppen inkluderer de fleste overgangsmetallkarbider (W, Mo, Ta, etc.), samt SiC, B4C.

De løses opp i oksiderende 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 viktig er karbider av overgangsmetaller, samt silisiumkarbider SiC og bor B 4 C. SiC - karborundum - fargeløse krystaller med et diamantgitter, i hardhet som nærmer seg diamant (teknisk SiC har en mørk farge på grunn av urenheter). SiC er svært ildfast, termisk og elektrisk ledende ved høye temperaturer, og kjemisk ekstremt inert; det kan bare ødelegges ved fusjon i luft med alkalier.

B4C er en polymer. Borkarbidgitteret er bygget av lineært arrangerte tre karbonatomer og grupper som inneholder 12 B-atomer, arrangert i form av et ikosaeder (fig. 3); Hardheten til B4C er høyere enn for SiC.

Kapittel 3. Silisiumforbindelser

Forskjellen mellom kjemien til silisium og karbon skyldes hovedsakelig den store størrelsen på atomet og muligheten for å bruke frie 3d-orbitaler. På grunn av ytterligere binding (i henhold til donor-akseptormekanismen) er bindingene av silisium med oksygen Si-O-Si og fluor Si-F (tabell 17.23) sterkere enn karbon, og på grunn av den større størrelsen på Si. atom sammenlignet med C Si-H og Si-Si-bindingene er mindre sterke enn karbon. Silisiumatomer er praktisk talt ute av stand til å danne kjeder. Den homologe serien av silisiumhydrokarboner SinH2n+2 (silaner), lik hydrokarboner, ble oppnådd bare opp til sammensetningen Si4Hio. På grunn av sin større størrelse har Si-atomet en svakt uttrykt evne til å overlappe; derfor er ikke bare trippel, men også dobbeltbindinger ukarakteristiske for det.

Når silisium interagerer med metaller, dannes det silicider (Ca 2 Si, Mg 2 Si, BaSi 2, Cr 3 Si, CrSi 2 osv.), som på mange måter ligner karbider. Silicider er ikke typiske for gruppe I-elementer (bortsett fra Li). Silisiumhalogenider (tabell 5) er sterkere forbindelser enn karbonhalogenider; samtidig brytes de ned med vann.

Tabell 5. Styrken på noen bindinger mellom karbon og silisium

Det mest holdbare silisiumhalogenidet er SiF 4 (det brytes kun ned under påvirkning av en elektrisk utladning), men som andre halogenider gjennomgår det hydrolyse. Når SiF 4 interagerer med HF, dannes heksafluorkiselsyre:

SiF4+2HF=H2.

H 2 SiF 6 er nær i styrke til H 2 S0 4 . Derivater av denne syren - fluorsilikater er som regel løselige i vann. Fluorsilikater av alkalimetaller (unntatt Li og NH 4) er dårlig løselige. Fluorosilikater brukes som plantevernmidler (insektmidler).

Det praktisk talt viktige halogenidet er SiCO 4 . Det brukes til å produsere silisiumorganiske forbindelser. Dermed interagerer SiCL 4 lett med alkoholer for å danne kiselsyreestere HaSiO 3:

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

Tabell 6. Karbon- og silisiumhalogenider

Estere av kiselsyre, hydrolyserende, danner silikoner - polymerstoffer med kjedestruktur:

(R-organisk radikal), som brukes til produksjon av gummier, oljer og smøremidler.

Silisiumsulfid (SiS 2) n-polymersubstans; stabil ved normale temperaturer; brytes ned med vann:

SiS2 + ZN2O = 2H2S + H2SiO3.

3.1 Oksygenforbindelser av silisium

Den viktigste oksygenforbindelsen til silisium er silisiumdioksyd SiO 2 (silika), som har flere krystallinske modifikasjoner.

Lavtemperaturmodifikasjonen (opptil 1143 K) kalles kvarts. Kvarts har piezoelektriske egenskaper. Naturlige varianter av kvarts: bergkrystall, topas, ametyst. Varianter av silika er kalsedon, opal, agat,. jaspis, sand.

Silika er kjemisk motstandsdyktig; bare fluor, flussyre og alkaliløsninger virker på den. Det forvandles lett til en glassaktig tilstand (kvartsglass). Kvartsglass er skjørt, kjemisk og termisk svært motstandsdyktig. Den tilsvarende SiO 2-kiselsyren har ikke en spesifikk sammensetning. Vanligvis skrives kiselsyre som xH 2 O-ySiO 2 . Følgende kiselsyrer er identifisert: H 2 SiO 3 (H 2 O-SiO 2) - metasilisium (tri-oksosilisium), H 4 Si0 4 (2H 2 0-Si0 2) - orto-silisium (tetra-okso- silisium), H 2 Si2O 5 (H 2 O * SiO 2) - dimetasilisium.

Kiselsyrer er dårlig løselige stoffer. I samsvar med den mindre metalloide naturen til silisium sammenlignet med karbon, er H 2 SiO 3 som elektrolytt svakere enn H 2 CO3.

Silikatsaltene som tilsvarer kiselsyrer er uløselige i vann (unntatt alkalimetallsilikater). Løselige silikater hydrolyserer i henhold til ligningen

2Si032-+H20=Si2052-+20H-.

Konsentrerte løsninger av løselige silikater kalles flytende glass. Vanlig vindusglass - natrium- og kalsiumsilikat - har sammensetningen Na 2 0-CaO-6Si0 2. Det oppnås ved reaksjon

Et bredt utvalg av silikater (mer presist, oksosilikater) er kjent. Et visst mønster observeres i strukturen til oksosilikater: de består alle av Si0 4 tetraedre, som er forbundet med hverandre gjennom et oksygenatom. De vanligste kombinasjonene av tetraedre er (Si 2 O 7 6 -), (Si 3 O 9) 6 -, (Si 4 0 l2) 8-, (Si 6 O 18 12 -), som som strukturelle enheter kan kombineres inn i kjeder, bånd, masker og rammer (Figur 4).

De viktigste naturlige silikatene er for eksempel talkum (3MgO * H 2 0-4Si0 2) og asbest (SmgO * H 2 O * SiO 2). I likhet med SiO 2 er silikater karakterisert ved en glassaktig (amorf) tilstand. Ved kontrollert krystallisering av glass kan en finkrystallinsk tilstand (keramisk glass) oppnås. Sitalls er preget av økt styrke.

I tillegg til silikater er aluminosilikater utbredt i naturen. Aluminosilikater er rammeoksosilikater hvor noen av silisiumatomene er erstattet med trivalent Al; for eksempel Na12[(Si,Al)04]12.

Kiselsyre er karakterisert ved en kolloidal tilstand; når den utsettes for dens sure salter, utfelles ikke H 2 SiO 3 umiddelbart. Kolloide løsninger av kiselsyre (soler) kan under visse forhold (for eksempel ved oppvarming) omdannes til en gjennomsiktig, homogen gelatinøs massegel av kiselsyre. Geler er høymolekylære forbindelser med en romlig, veldig løs struktur dannet av Si0 2-molekyler, hvis hulrom er fylt med H 2 O-molekyler Når kiselsyregeler dehydreres, oppnås silikagel - et porøst produkt med høy adsorpsjonskapasitet .

Figur 4. Struktur av silikater.

konklusjoner

Etter å ha undersøkt i mitt arbeid kjemiske forbindelser basert på silisium og karbon, kom jeg til den konklusjon at karbon, som er et lite utbredt element i mengde, er den viktigste komponenten i jordelivet; dets forbindelser finnes i luften, olje, også som i så enkle stoffer som diamant og grafitt. En av de viktigste egenskapene til karbon er de sterke kovalente bindingene mellom atomer, så vel som hydrogenatomet. De viktigste uorganiske karbonforbindelsene er: oksider, syrer, salter, halogenider, nitrogenholdige derivater, sulfider, karbider.

Når vi snakker om silisium, er det nødvendig å merke seg store mengder av reservene på jorden; det er grunnlaget for jordskorpen og finnes i et stort utvalg av silikater, sand, etc. For tiden øker bruken av silisium på grunn av dets halvlederegenskaper. Det brukes i elektronikk i produksjon av dataprosessorer, mikrokretser og brikker. Silisiumforbindelser med metaller danner silicider, den viktigste oksygenforbindelsen til silisium er silisiumoksyd SiO 2 (silika) Det finnes et stort utvalg av silikater i naturen - talkum, asbest og aluminosilikater er også vanlige.

Bibliografi

1. Stor sovjetisk leksikon. Tredje utgave. T.28. - M.: Soviet Encyclopedia, 1970.

2. Zhiryakov V.G. Organisk kjemi 4. utg. - M., "Kjemi", 1971.

3. Kortfattet kjemisk leksikon. - M. "Soviet Encyclopedia", 1967.

4. Generell kjemi / Red. SPISE. Sokolovskaya, L.S. Guzeya.3. utg. - M.: Forlag Mosk. Universitetet, 1989.

5. Den livløse naturens verden. - M., "Vitenskap", 1983.

6. Potapov V.M., Tatarinchik S.N. Organisk kjemi. Lærebok.4. utg. - M.: "Kjemi", 1989.

Et av de vanligste grunnstoffene i naturen er silisium, eller silisium. En så bred distribusjon indikerer viktigheten og betydningen av dette stoffet. Dette ble raskt forstått og lært av folk som lærte å bruke silisium riktig til sine formål. Bruken er basert på spesielle egenskaper, som vi vil diskutere videre.

Silisium - kjemisk element

Hvis vi karakteriserer et gitt element etter posisjon i det periodiske systemet, kan vi identifisere følgende viktige punkter:

Serienummer - 14.
Perioden er den tredje lille.
Gruppe - IV.
Undergruppen er den viktigste.
Strukturen til det ytre elektronskallet uttrykkes med formelen 3s 2 3p 2.
Grunnstoffet silisium er representert ved det kjemiske symbolet Si, som uttales "silisium".
Oksydasjonstilstandene den viser er: -4; +2; +4.
Atomets valens er IV.
Atommassen til silisium er 28.086.
I naturen er det tre stabile isotoper av dette elementet med massetall 28, 29 og 30.

Således, fra et kjemisk synspunkt, er silisiumatomet et ganske studert grunnstoff; mange av dets forskjellige egenskaper er beskrevet.

Oppdagelseshistorie

Siden forskjellige forbindelser av det aktuelle elementet er veldig populære og rikelig i naturen, siden antikken har folk brukt og kjent om egenskapene til mange av dem. Rent silisium holdt seg utenfor menneskelig kunnskap i kjemi i lang tid.

De mest populære forbindelsene som ble brukt i hverdagen og industrien av folk fra eldgamle kulturer (egyptere, romere, kinesere, russere, persere og andre) var edelstener og prydsteiner basert på silisiumoksid. Disse inkluderer:

opal;
rhinestone;
topas;
krysoprase;
onyx;
kalsedon og andre.

Det har også vært vanlig å bruke kvarts i konstruksjon siden antikken. Imidlertid forble elementært silisium i seg selv uoppdaget frem til 1800-tallet, selv om mange forskere forgjeves prøvde å isolere det fra forskjellige forbindelser ved å bruke katalysatorer, høye temperaturer og til og med elektrisk strøm. Dette er så lyse hoder som:

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

Jens Jacobs Berzelius lyktes i å skaffe silisium i sin rene form i 1823. For å gjøre dette utførte han et eksperiment på å smelte sammen damper av silisiumfluorid og kaliummetall. Som et resultat fikk jeg en amorf modifikasjon av det aktuelle elementet. De samme forskerne foreslo et latinsk navn for det oppdagede atomet.

Litt senere, i 1855, klarte en annen vitenskapsmann - Sainte-Clair-Deville - å syntetisere en annen allotropisk variant - krystallinsk silisium. Siden den gang begynte kunnskapen om dette elementet og dets egenskaper å utvide seg veldig raskt. Folk innså at den har unike funksjoner som kan brukes veldig intelligent for å møte deres egne behov. Derfor er silisium i dag et av de mest populære elementene innen elektronikk og teknologi. Bruken utvider bare grensene hvert år.

Det russiske navnet på atomet ble gitt av forskeren Hess i 1831. Det er dette som har festet seg til i dag.

Når det gjelder overflod i naturen, er silisium nummer to etter oksygen. Dens prosentandel sammenlignet med andre atomer i jordskorpen er 29,5%. I tillegg er karbon og silisium to spesielle elementer som kan danne kjeder ved å binde seg til hverandre. Det er derfor mer enn 400 forskjellige naturlige mineraler er kjent for sistnevnte, der det finnes i litosfæren, hydrosfæren og biomassen.

Hvor nøyaktig finnes silisium?

I dype jordlag.
I bergarter, avsetninger og massiver.
På bunnen av vannmasser, spesielt hav og hav.
I planter og marint liv i dyreriket.
I menneskekroppen og landdyr.

Vi kan identifisere flere av de vanligste mineralene og bergartene som inneholder store mengder silisium. Kjemien deres er slik at masseinnholdet til det rene elementet i dem når 75%. Den spesifikke figuren avhenger imidlertid av type materiale. Så, bergarter og mineraler som inneholder silisium:

feltspat;
glimmer;
amfiboler;
opaler;
kalsedon;
silikater;
sandsteiner;
aluminosilikater;
leire og andre.

Akkumulerer i skjellene og exoskelettene til marine dyr, silisium danner til slutt kraftige silikaavsetninger på bunnen av vannmasser. Dette er en av de naturlige kildene til dette elementet.

I tillegg ble det funnet at silisium kan eksistere i sin rene opprinnelige form - i form av krystaller. Men slike innskudd er svært sjeldne.

Fysiske egenskaper til silisium

Hvis vi karakteriserer elementet som vurderes i henhold til et sett med fysiske og kjemiske egenskaper, er det først og fremst nødvendig å angi de fysiske parametrene. Her er noen av de viktigste:

Det eksisterer i form av to allotropiske modifikasjoner - amorfe og krystallinske, som er forskjellige i alle egenskaper.
Krystallgitteret ligner veldig på diamant, fordi karbon og silisium er praktisk talt det samme i denne forbindelse. Imidlertid er avstanden mellom atomene forskjellig (silisium er større), så diamant er mye hardere og sterkere. Gittertype - kubisk ansiktssentrert.
Stoffet er svært sprøtt og blir plastisk ved høye temperaturer.
Smeltepunktet er 1415˚C.
Kokepunkt - 3250˚С.
Tettheten av stoffet er 2,33 g/cm3.
Fargen på blandingen er sølvgrå, med en karakteristisk metallisk glans.
Den har gode halvlederegenskaper, som kan variere med tilsetning av visse midler.
Uløselig i vann, organiske løsemidler og syrer.
Spesielt løselig i alkalier.

De identifiserte fysiske egenskapene til silisium lar folk manipulere det og bruke det til å lage ulike produkter. For eksempel er bruken av rent silisium i elektronikk basert på egenskapene til halvledning.

Kjemiske egenskaper

De kjemiske egenskapene til silisium er svært avhengig av reaksjonsforholdene. Hvis vi snakker om standardparametere, må vi indikere veldig lav aktivitet. Både krystallinsk og amorft silisium er veldig inerte. De interagerer ikke med sterke oksidasjonsmidler (unntatt fluor) eller med sterke reduksjonsmidler.

Dette skyldes det faktum at en oksidfilm av SiO 2 umiddelbart dannes på overflaten av stoffet, noe som forhindrer ytterligere interaksjoner. Det kan dannes under påvirkning av vann, luft og damp.

Hvis du endrer standardforholdene og varmer silisium til en temperatur over 400˚C, vil dens kjemiske aktivitet øke kraftig. I dette tilfellet vil den reagere med:

oksygen;
alle typer halogener;
hydrogen.

Med en ytterligere temperaturøkning er dannelse av produkter ved interaksjon med bor, nitrogen og karbon mulig. Karborundum - SiC - er spesielt viktig, siden det er et godt slipende materiale.

Dessuten er de kjemiske egenskapene til silisium tydelig synlige i reaksjoner med metaller. I forhold til dem er det et oksidasjonsmiddel, derfor kalles produktene silicider. Lignende forbindelser er kjent for:

alkalisk;
jordalkali;
overgangsmetaller.

Forbindelsen oppnådd ved å smelte sammen jern og silisium har uvanlige egenskaper. Det kalles ferrosilisiumkeramikk og brukes med hell i industrien.

Silisium interagerer ikke med komplekse stoffer, derfor, av alle deres varianter, kan det bare løses opp i:

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

I dette tilfellet må temperaturen på løsningen være minst 60˚C. Alt dette bekrefter nok en gang det fysiske grunnlaget for stoffet - et diamantlignende stabilt krystallgitter, som gir det styrke og treghet.

Metoder for å skaffe

Å skaffe silisium i sin rene form er en ganske kostbar prosess økonomisk. I tillegg, på grunn av dens egenskaper, gir enhver metode bare et 90-99% rent produkt, mens urenheter i form av metaller og karbon forblir de samme. Derfor er det ikke nok å bare skaffe stoffet. Det bør også rengjøres grundig for fremmedelementer.

Generelt utføres silisiumproduksjon på to hovedmåter:

Fra hvit sand, som er rent silisiumoksid SiO 2. Når det kalsineres med aktive metaller (oftest magnesium), dannes et fritt element i form av en amorf modifikasjon. Renheten til denne metoden er høy, produktet oppnås med et utbytte på 99,9 prosent.
En mer utbredt metode i industriell skala er sintring av smeltet sand med koks i spesialiserte termiske ovner. Denne metoden ble utviklet av den russiske forskeren N. N. Beketov.

Videre bearbeiding innebærer å utsette produktene for rensemetoder. Til dette formål brukes syrer eller halogener (klor, fluor).

Amorft silisium

Karakteriseringen av silisium vil være ufullstendig hvis hver av dens allotropiske modifikasjoner ikke vurderes separat. Den første av dem er amorf. I denne tilstanden er stoffet vi vurderer et brunbrunt pulver, fint spredt. Den har en høy grad av hygroskopisitet og viser ganske høy kjemisk aktivitet ved oppvarming. Under standardforhold er det kun i stand til å samhandle med det sterkeste oksidasjonsmidlet - fluor.

Det er ikke helt riktig å kalle amorft silisium en type krystallinsk silisium. Gitteret viser at dette stoffet bare er en form for fint dispergert silisium, som eksisterer i form av krystaller. Derfor er disse modifikasjonene en og samme forbindelse.

Imidlertid er egenskapene deres forskjellige, og det er derfor det er vanlig å snakke om allotropi. Amorft silisium har i seg selv en høy lysabsorpsjonsevne. I tillegg, under visse forhold, er denne indikatoren flere ganger høyere enn for den krystallinske formen. Derfor brukes den til tekniske formål. I denne formen (pulver) påføres blandingen lett på enhver overflate, det være seg plast eller glass. Dette er grunnen til at amorft silisium er så praktisk å bruke. Søknad basert på forskjellige størrelser.

Selv om batterier av denne typen slites ganske raskt, noe som er assosiert med slitasje av en tynn film av stoffet, øker bruken og etterspørselen deres bare. Tross alt, selv over en kort levetid, kan solcellebatterier basert på amorft silisium gi energi til hele virksomheter. I tillegg er produksjonen av et slikt stoff avfallsfri, noe som gjør det svært økonomisk.

Denne modifikasjonen oppnås ved å redusere forbindelser med aktive metaller, for eksempel natrium eller magnesium.

Krystallinsk silisium

Sølvgrå skinnende modifikasjon av det aktuelle elementet. Denne formen er den vanligste og mest etterspurte. Dette forklares av settet med kvalitative egenskaper som dette stoffet har.

Karakteristikkene til silisium med et krystallgitter inkluderer klassifiseringen av dens typer, siden det er flere av dem:

Elektronisk kvalitet - den reneste og høyeste kvaliteten. Denne typen brukes i elektronikk for å lage spesielt sensitive enheter.
Solrik kvalitet. Selve navnet bestemmer bruksområdet. Det er også silisium av ganske høy renhet, hvis bruk er nødvendig for å skape høykvalitets og langvarige solceller. Fotoelektriske omformere laget på grunnlag av en krystallinsk struktur er av høyere kvalitet og slitesterke enn de som er laget ved bruk av en amorf modifikasjon ved sputtering på ulike typer underlag.
Teknisk silisium. Denne varianten inkluderer de prøvene av stoffet som inneholder omtrent 98 % av det rene grunnstoffet. Alt annet går til ulike typer urenheter:

aluminium;
klor;
karbon;
fosfor og andre.

Den siste typen av det aktuelle stoffet brukes til å oppnå polykrystaller av silisium. For dette formål utføres rekrystalliseringsprosesser. Som et resultat, når det gjelder renhet, oppnås produkter som kan klassifiseres som solenergi og elektronisk kvalitet.

I sin natur er polysilisium et mellomprodukt mellom de amorfe og krystallinske modifikasjonene. Dette alternativet er lettere å jobbe med, det er bedre behandlet og rengjort med fluor og klor.

De resulterende produktene kan klassifiseres som følger:

multisilisium;
monokrystallinsk;
profilerte krystaller;
silisium skrap;
teknisk silisium;
produksjonsavfall i form av fragmenter og materierester.

Hver av dem finner anvendelse i industrien og brukes fullt ut av mennesker. Derfor regnes de som berører silisium som ikke-avfall. Dette reduserer de økonomiske kostnadene betydelig uten å påvirke kvaliteten.

Bruker rent silisium

Industriell silisiumproduksjon er ganske godt etablert, og omfanget er ganske stort. Dette skyldes det faktum at dette elementet, både rent og i form av forskjellige forbindelser, er utbredt og etterspurt i ulike grener av vitenskap og teknologi.

Hvor brukes krystallinsk og amorft silisium i sin rene form?

I metallurgi, som et legeringsadditiv som er i stand til å endre egenskapene til metaller og deres legeringer. Dermed brukes den til smelting av stål og støpejern.
Ulike typer stoffer brukes til å lage en renere versjon - polysilisium.
Silisiumforbindelser er en hel kjemisk industri som har vunnet særlig popularitet i dag. Organosilisiummaterialer brukes i medisin, i produksjon av tallerkener, verktøy og mye mer.
Produksjon av ulike solcellepaneler. Denne metoden for å skaffe energi er en av de mest lovende i fremtiden. Miljøvennlig, økonomisk fordelaktig og slitesterk er hovedfordelene med denne typen elektrisitetsproduksjon.
Silisium har blitt brukt til lightere i svært lang tid. Selv i gamle tider brukte folk flint for å lage en gnist når de tente bål. Dette prinsippet er grunnlaget for produksjon av ulike typer lightere. I dag finnes det typer der flint erstattes av en legering av en viss sammensetning, noe som gir et enda raskere resultat (gnister).
Elektronikk og solenergi.
Produksjon av speil i gasslaserapparater.

Dermed har rent silisium mange fordelaktige og spesielle egenskaper som gjør at det kan brukes til å lage viktige og nødvendige produkter.

Påføring av silisiumforbindelser

I tillegg til det enkle stoffet, brukes også ulike silisiumforbindelser, og det er veldig mye. Det er en hel industri som heter silikat. Den er basert på bruken av ulike stoffer som inneholder dette fantastiske elementet. Hva er disse forbindelsene og hva produseres fra dem?

Kvarts, eller elvesand - SiO 2. Brukes til å lage konstruksjons- og dekorative materialer som sement og glass. Alle vet hvor disse materialene brukes. Ingen konstruksjon kan fullføres uten disse komponentene, noe som bekrefter viktigheten av silisiumforbindelser.
Silikatkeramikk, som inkluderer materialer som keramikk, porselen, murstein og produkter basert på dem. Disse komponentene brukes i medisin, i produksjon av retter, dekorative smykker, husholdningsartikler, i konstruksjon og andre daglige områder av menneskelig aktivitet.
- silikoner, silikageler, silikonoljer.
Silikatlim - brukes som skrivesaker, i pyroteknikk og konstruksjon.

Silisium, hvis pris varierer på verdensmarkedet, men ikke krysser fra topp til bunn merket på 100 russiske rubler per kilogram (per krystallinsk), er et ettertraktet og verdifullt stoff. Naturligvis er forbindelser av dette elementet også utbredt og anvendelig.

Biologisk rolle av silisium

Fra et synspunkt om dets betydning for kroppen, er silisium viktig. Innholdet og distribusjonen i vev er som følger:

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

Omtrent ett gram silisium må inntas hver dag, ellers vil sykdommer begynne å utvikle seg. Ingen av dem er dødelig farlige, men langvarig sult på silisium fører til:

hårtap;
utseendet til akne og kviser;
skjørhet og sprøhet av bein;
lett kapillær permeabilitet;
tretthet og hodepine;
utseendet til mange blåmerker og blåmerker.

For planter er silisium et viktig mikroelement som er nødvendig for normal vekst og utvikling. Eksperimenter på dyr har vist at de individene som bruker tilstrekkelige mengder silisium på daglig basis vokser bedre.

En kort komparativ beskrivelse av elementene karbon og silisium er presentert i tabell 6.

Tabell 6

Sammenlignende egenskaper for karbon og silisium

Sammenligningskriterier	Karbon – C	Silisium – Si
plassering i det periodiske systemet over kjemiske elementer	, 2. periode, IV-gruppe, hovedundergruppe	, 3. periode, IV-gruppe, hovedundergruppe
elektronkonfigurasjon av atomer
valensmuligheter	II – i en stasjonær tilstand IV – i en opphisset tilstand
mulige oksidasjonstilstander	, , , , ,	,
høyere oksid	, surt	, surt
høyere hydroksid	– svak ustabil syre	() eller – svak syre, har en polymerstruktur
hydrogenforbindelse	– metan (hydrokarbon)	– silan, ustabil

Karbon. Karbonelementet er preget av allotropi. Karbon finnes i form av følgende enkle stoffer: diamant, grafitt, karbyn, fulleren, hvorav kun grafitt er termodynamisk stabil. Kull og sot kan betraktes som amorfe varianter av grafitt.

Grafitt er ildfast, lett flyktig, kjemisk inert ved vanlige temperaturer, og er et ugjennomsiktig, mykt stoff som svakt leder strøm. Strukturen til grafitt er lagdelt.

Alamaz er et ekstremt hardt, kjemisk inert (opptil 900 °C) stoff, leder ikke strøm og leder varme dårlig. Strukturen til diamant er tetraedrisk (hvert atom i et tetraeder er omgitt av fire atomer osv.). Derfor er diamant den enkleste polymeren, hvis makromolekyl består av bare karbonatomer.

Karbyn har en lineær struktur ( – karbyn, polyyn) eller ( – karbyn, polyen). Det er et svart pulver og har halvlederegenskaper. Under påvirkning av lys øker den elektriske ledningsevnen til karbyn, og ved temperatur carbyne blir til grafitt. Kjemisk mer aktiv enn grafitt. Syntetisert på begynnelsen av 60-tallet av det 20. århundre, ble den senere oppdaget i noen meteoritter.

Fulleren er en allotrop modifikasjon av karbon dannet av molekyler som har en "fotball"-type struktur. Molekyler og andre fullerener ble syntetisert. Alle fullerener er lukkede strukturer av karbonatomer i hybridtilstand. De uhybridiserte bindingselektronene delokaliseres som i aromatiske forbindelser. Fullerenkrystaller er av den molekylære typen.

Silisium. Silisium er ikke preget av bindinger; det er ikke typisk å eksistere i en hybridtilstand. Derfor er det bare en stabil allotrop modifikasjon av silisium, hvis krystallgitter ligner på diamant. Silisium er hardt (på Mohs-skalaen, hardheten er 7), ildfast ( ), en veldig skjør substans av mørkegrå farge med en metallisk glans under standardforhold - en halvleder. Kjemisk aktivitet avhenger av størrelsen på krystallene (store krystallinske er mindre aktive enn amorfe).

Reaktiviteten til karbon avhenger av den allotropiske modifikasjonen. Karbon i form av diamant og grafitt er ganske inert, motstandsdyktig mot syrer og alkalier, noe som gjør det mulig å lage digler, elektroder osv. av grafitt. Karbon viser høyere reaktivitet i form av kull og sot.

Krystallinsk silisium er ganske inert, i amorf form er det mer aktivt.

Hovedtypene av reaksjoner som gjenspeiler de kjemiske egenskapene til karbon og silisium er gitt i tabell 7.

Tabell 7

Grunnleggende kjemiske egenskaper til karbon og silisium

reaksjon med	karbon	reaksjon med	silisium
enkle stoffer	oksygen		oksygen
halogener		halogener
grå		karbon
hydrogen		hydrogen	reagerer ikke
metaller		metaller
komplekse stoffer	metalloksider		alkalier
vanndamp		syrer	reagerer ikke
syrer

Sementeringsmaterialer

Sementeringsmaterialer – mineralske eller organiske byggematerialer som brukes til fremstilling av betong, festing av individuelle elementer i bygningskonstruksjoner, vanntetting, etc..

Mineralske bindemidler(MVM)– finmalte pulverformige materialer (sementer, gips, kalk, etc.), som når de blandes med vann (i noen tilfeller med løsninger av salter, syrer, alkalier) danner en plastisk, bearbeidbar masse som stivner til en slitesterk steinlignende kropp og binder seg partikler av faste tilslag og armering til en monolittisk helhet.

Herding av MVM skjer på grunn av oppløsningsprosesser, dannelsen av en overmettet løsning og kolloidal masse; sistnevnte krystalliserer delvis eller fullstendig.

MVM klassifisering:

1. hydrauliske bindemidler:

Når de blandes med vann (blanding), stivner de og fortsetter å opprettholde eller øke styrken i vann. Disse inkluderer ulike sementer og hydraulisk kalk. Når hydraulisk kalk stivner, interagerer CaO med vann og karbondioksid i luften og det resulterende produktet krystalliserer. De brukes i konstruksjonen av overjordiske, underjordiske og hydrauliske strukturer utsatt for konstant eksponering for vann.

2. luftbindere:

Når de blandes med vann, stivner de og beholder sin styrke bare i luft. Disse inkluderer luftet kalk, gips-anhydritt og magnesia luftede bindemidler.

3. syrefaste bindemidler:

De består hovedsakelig av syrefast sement som inneholder en finmalt blanding av kvartssand og; De er som regel forseglet med vandige løsninger av natrium- eller kaliumsilikat; de beholder sin styrke i lang tid når de utsettes for syrer. Under herding oppstår det en reaksjon. Brukes til produksjon av syrefast sparkel, mørtel og betong ved bygging av kjemiske anlegg.

4. Autoklavherdende bindemidler:

De består av kalk-kiselholdige og kalk-nefelin-bindemidler (kalk, kvartssand, nefelin-slam) og herder når de behandles i autoklav (6-10 timer, damptrykk 0,9-1,3 MPa). Disse inkluderer også sandholdige Portland-sementer og andre bindemidler basert på kalk, aske og lavaktivt slam. Brukes i produksjon av silikatbetongprodukter (blokker, kalksandsten, etc.).

5. Fosfatbindemidler:

Består av spesielle sementer; de forsegles med fosforsyre for å danne en plastisk masse som gradvis herder til en monolittisk kropp og beholder sin styrke ved temperaturer over 1000 °C. Vanligvis brukes titanofosfat, sinkfosfat, aluminofosfat og andre sementer. Brukes til fremstilling av ildfast foringsmasse og tetningsmidler for høytemperaturbeskyttelse av metalldeler og konstruksjoner ved produksjon av ildfast betong, etc.

Organiske bindemidler(OBM)– stoffer av organisk opprinnelse som er i stand til å gå over fra en plastisk tilstand til en fast eller lav-plastisitetstilstand som følge av polymerisasjon eller polykondensasjon.

Sammenlignet med MVM er de mindre sprø og har større strekkfasthet. Disse inkluderer produkter dannet under oljeraffinering (asfalt, bitumen), produkter av termisk nedbrytning av tre (tjære), samt syntetisk herdeplast, epoksy, fenol-formaldehydharpikser. De brukes til bygging av veier, broer, gulv i industrilokaler, valsede takmaterialer, asfaltpolymerbetong, etc.

Det kjemiske tegnet på silisium er Si, atomvekt 28.086, kjerneladning +14. , som , ligger i hovedundergruppen til gruppe IV, i den tredje perioden. Dette er en analog av karbon. Den elektroniske konfigurasjonen av de elektroniske lagene til silisiumatomet er ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2. Struktur av det ytre elektroniske laget

Strukturen til det ytre elektronlaget er lik strukturen til karbonatomet.
forekommer i form av to allotropiske modifikasjoner - amorfe og krystallinske.
Amorf - et brunaktig pulver med litt større kjemisk aktivitet enn krystallinsk. Ved normal temperatur reagerer den med fluor:
Si + 2F2 = SiF4 ved 400° - med oksygen
Si + O2 = Si02
i smelter - med metaller:
2Mg + Si = Mg2Si
Krystallinsk silisium er et hardt, sprøtt stoff med en metallisk glans. Den har god termisk og elektrisk ledningsevne og løses lett opp i smeltede metaller og dannes. En legering av silisium med aluminium kalles silumin, en legering av silisium med jern kalles ferrosilisium. Silisiumtettheten er 2,4. Smeltepunkt 1415°, kokepunkt 2360°. Krystallinsk silisium er et ganske inert stoff og inngår kjemiske reaksjoner med vanskeligheter. Til tross for sine godt synlige metalliske egenskaper, reagerer ikke silisium med syrer, men reagerer med alkalier, og danner kiselsyresalter og:
Si + 2KOH + H2O = K2SiO2 + 2H2

■ 36. Hva er likhetene og forskjellene mellom de elektroniske strukturene til silisium og karbonatomer?
37. Hvordan kan vi forklare ut fra den elektroniske strukturen til silisiumatomet hvorfor metalliske egenskaper er mer karakteristiske for silisium enn for karbon?
38. List de kjemiske egenskapene til silisium.

Silisium i naturen. Silika

I naturen er silisium svært utbredt. Omtrent 25 % av jordskorpen består av silisium. En betydelig del av naturlig silisium er representert av silisiumdioksyd SiO2. I en veldig ren krystallinsk tilstand forekommer silisiumdioksid som et mineral kalt bergkrystall. Silisiumdioksid og karbondioksid er kjemisk analoge, men karbondioksid er en gass og silika er et fast stoff. I motsetning til det molekylære krystallgitteret av CO2, krystalliserer silisiumdioksid SiO2 i form av et atomisk krystallgitter, hvor hver celle er et tetraeder med et silisiumatom i sentrum og oksygenatomer i hjørnene. Dette forklares med at silisiumatomet har en større radius enn karbonatomet, og det kan ikke plasseres 2, men 4 oksygenatomer rundt. Forskjellen i strukturen til krystallgitteret forklarer forskjellen i egenskapene til disse stoffene. I fig. 69 viser utseendet til en naturlig kvartskrystall bestående av ren silisiumdioksid og dens strukturformel.

Ris. 60. Strukturformel for silisiumdioksid (a) og naturlige kvartskrystaller (b)

Krystallinsk silika forekommer oftest i form av sand, som er hvit med mindre den er forurenset med gule leireforurensninger. Foruten sand finnes silika ofte i form av et veldig hardt mineral, silika (hydrert silika). Krystallinsk silisiumdioksid, farget med forskjellige urenheter, danner edelstener og halvedelstener - agat, ametyst, jaspis. Nesten ren silisiumdioksid forekommer også i form av kvarts og kvartsitt. Fri silisiumdioksid i jordskorpen er 12%, i sammensetningen av forskjellige bergarter - omtrent 43%. Totalt er mer enn 50 % av jordskorpen laget av silisiumdioksid.
Silisium er en del av en lang rekke bergarter og mineraler - leire, granitter, syenitter, glimmer, feltspat, etc.

Fast karbondioksid, uten å smelte, sublimerer ved -78,5°. Smeltepunktet for silisiumdioksid er omtrent 1,713°. Hun er ganske ildfast. Tetthet 2,65. Ekspansjonskoeffisienten til silisiumdioksid er veldig liten. Dette er veldig viktig når du bruker kvartsglass. Silisiumdioksid løses ikke opp i vann og reagerer ikke med det, til tross for at det er et surt oksid og dens tilsvarende kiselsyre er H2SiO3. Karbondioksid er kjent for å være løselig i vann. Silisiumdioksid reagerer ikke med syrer, bortsett fra flussyre HF, og gir salter med alkalier.

Ris. 69. Strukturformel for silisiumdioksid (a) og naturlige kvartskrystaller (b).
Når silisiumdioksid varmes opp med kull, reduseres silisium, og deretter kombineres det med karbon og karborundum dannes i henhold til ligningen:
SiO2 + 2C = SiC + CO2. Karborundum har høy hardhet, er motstandsdyktig mot syrer og ødelegges av alkalier.

■ 39. Ut fra hvilke egenskaper til silisiumdioksid kan man bedømme dets krystallgitter?
40. I hvilke mineraler forekommer silisiumdioksid i naturen?
41. Hva er karborundum?

Kiselsyre. Silikater

Kiselsyre H2SiO3 er en svært svak og ustabil syre. Når det varmes opp, brytes det gradvis ned til vann og silisiumdioksid:
H2SiO3 = H2O + SiO2

Kiselsyre er praktisk talt uløselig i vann, men kan lett gi.
Kiselsyre danner salter som kalles silikater. mye funnet i naturen. Naturlige er ganske komplekse. Sammensetningen deres er vanligvis avbildet som en kombinasjon av flere oksider. Hvis naturlige silikater inneholder aluminiumoksid, kalles de aluminosilikater. Disse er hvit leire, (kaolin) Al2O3 2SiO2 2H2O, feltspat K2O Al2O3 6SiO2, glimmer
К2O · Al2O3 · 6SiO2 · 2Н2O. Mange natursteiner i sin rene form er edelstener, som akvamarin, smaragd, etc.
Av de kunstige silikatene bør natriumsilikat Na2SiO3 nevnes - et av få silikater som er løselig i vann. Det kalles løselig glass, og løsningen kalles flytende glass.

Silikater er mye brukt i teknologi. Løselig glass brukes til å impregnere tekstiler og tre for å beskytte dem mot brann. Væsken inngår i ildfast sparkel for liming av glass, porselen og stein. Silikater er grunnlaget i produksjon av glass, porselen, keramikk, sement, betong, murstein og ulike keramiske produkter. I løsning hydrolyseres silikater lett.

■ 42. Hva er ? Hvordan er de forskjellige fra silikater?
43. Hva er flytende og til hvilke formål brukes det?

Glass

Råvarene for glassproduksjon er Na2CO3-soda, CaCO3-kalkstein og SiO2-sand. Alle komponenter i glassladningen rengjøres grundig, blandes og smeltes ved en temperatur på ca. 1400°. Under fusjonsprosessen oppstår følgende reaksjoner:
Na2CO3 + SiO2= Na2SiO3 + CO2

CaCO3 + SiO2 = CaSiO 3+ CO2
Faktisk inneholder glass natrium- og kalsiumsilikater, samt overflødig SO2, så sammensetningen av vanlig vindusglass er: Na2O · CaO · 6SiO2. Glassblandingen varmes opp til en temperatur på 1500° til karbondioksid er fullstendig fjernet. Deretter avkjøles den til en temperatur på 1200°, hvorved den blir tyktflytende. Som ethvert amorft stoff, mykner og herder glass gradvis, så det er et godt plastmateriale. Den viskøse glassmassen føres gjennom spalten, noe som resulterer i en glassplate. Den varme glassplaten trekkes ut med ruller, bringes til en viss størrelse og avkjøles gradvis av en luftstrøm. Deretter trimmes den langs kantene og kuttes i ark av et bestemt format.

■ 44. Gi likningene for reaksjonene som oppstår under produksjon av glass og sammensetningen av vindusglass.

Glass- stoffet er amorft, gjennomsiktig, praktisk talt uløselig i vann, men hvis det knuses til fint støv og blandes med en liten mengde vann, kan en alkali påvises i den resulterende blandingen ved hjelp av fenolftalein. Ved langvarig lagring av alkalier i glassbeholdere, reagerer overskudd av SiO2 i glasset veldig sakte med alkaliet og glasset mister gradvis sin gjennomsiktighet.
Glass ble kjent for folk mer enn 3000 f.Kr. I gamle tider ble glass oppnådd med nesten samme sammensetning som i dag, men de gamle mesterne ble kun styrt av sin egen intuisjon. I 1750 kunne M.V. utvikle det vitenskapelige grunnlaget for å produsere glass. I løpet av 4 år samlet M.V. mange oppskrifter for å lage forskjellige glass, spesielt fargede. Glassfabrikken han bygde produserte et stort antall glassprøver som har overlevd til i dag. For tiden brukes glass med forskjellige sammensetninger med forskjellige egenskaper.

Kvartsglass består av nesten ren silisiumdioksid og er smeltet fra bergkrystall. Dens svært viktige funksjon er at ekspansjonskoeffisienten er ubetydelig, nesten 15 ganger mindre enn for vanlig glass. Retter laget av slikt glass kan varmes rødglødende i flammen til en brenner og deretter senkes ned i kaldt vann; i dette tilfellet vil ingen endringer skje på glasset. Kvartsglass blokkerer ikke ultrafiolette stråler, og hvis du maler det svart med nikkelsalter, vil det blokkere alle synlige stråler i spekteret, men vil forbli gjennomsiktig for ultrafiolette stråler.
Kvartsglass påvirkes ikke av syrer og alkalier, men alkalier korroderer det merkbart. Kvartsglass er skjørere enn vanlig glass. Laboratorieglass inneholder ca. 70% SiO2, 9% Na2O, 5% K2O, 8% CaO, 5% Al2O3, 3% B2O3 (sammensetningen av glassene er ikke gitt for memoreringsformål).

Jena og Pyrex glass brukes i industrien. Jena glass inneholder ca. 65% Si02, 15% B2O3, 12% BaO, 4% ZnO, 4% Al2O3. Den er slitesterk, motstandsdyktig mot mekanisk påkjenning, har en lav ekspansjonskoeffisient og er motstandsdyktig mot alkalier.
Pyrex-glass inneholder 81 % SiO2, 12 % B2O3, 4 % Na2O, 2 % Al2O3, 0,5 % As2O3, 0,2 % K2O, 0,3 % CaO. Det har samme egenskaper som Jena-glass, men i enda større grad, spesielt etter herding, men er mindre motstandsdyktig mot alkalier. Pyrex-glass brukes til å lage husholdningsartikler som er utsatt for varme, samt deler av enkelte industrielle installasjoner som opererer ved lave og høye temperaturer.

Visse tilsetningsstoffer gir ulike kvaliteter til glass. For eksempel produserer blandinger av vanadiumoksider glass som fullstendig blokkerer ultrafiolette stråler.
Glass malt i ulike farger fås også. M.V. produserte også flere tusen prøver av farget glass i forskjellige farger og nyanser til mosaikkmaleriene hans. For tiden har glassmalingsmetoder blitt utviklet i detalj. Manganforbindelser farger glassfiolett, koboltforbindelser blå. , spredt i glassmassen i form av kolloidale partikler, gir den en rubinfarge osv. Blyforbindelser gir glasset en glans som ligner på bergkrystall, og derfor kalles det krystall. Denne typen glass kan enkelt bearbeides og kuttes. Produkter laget av det bryter lys veldig vakkert. Ved å farge dette glasset med ulike tilsetningsstoffer får man farget krystallglass.

Hvis smeltet glass blandes med stoffer som, når de brytes ned, danner en stor mengde gasser, vil sistnevnte, når den slippes, skumme glasset og danne skumglass. Dette glasset er veldig lett, kan behandles godt, og er en utmerket elektrisk og termisk isolator. Den ble først oppnådd av prof. I. I. Kitaygorodsky.
Ved å trekke tråder fra glass kan du få såkalt glassfiber. Impregnerer du glassfiber lagt i lag med syntetisk harpiks, får du et meget slitesterkt, råtebestandig, lettbearbeidet byggemateriale, det såkalte glassfiberlaminatet. Interessant nok, jo tynnere glassfiber, desto høyere styrke. Glassfiber brukes også til å lage arbeidsklær.
Glassull er et verdifullt materiale som sterke syrer og alkalier kan filtreres gjennom som ikke kan filtreres gjennom papir. I tillegg er glassull en god varmeisolator.

■ 44. Hva bestemmer egenskapene til ulike glasstyper?

Keramikk

Av aluminosilikater er hvit leire spesielt viktig - kaolin, som er grunnlaget for produksjon av porselen og keramikk. Porselensproduksjon er en ekstremt eldgammel industri. Fødestedet til porselen er Kina. I Russland ble porselen produsert for første gang på 1700-tallet. D, I. Vinogradov.
Råvarene for å produsere porselen og keramikk er i tillegg til kaolin sand og. En blanding av kaolin, sand og vann utsettes for grundig finmaling i kulemøller, deretter filtreres overflødig vann ut og den godt blandede plastmassen sendes til støping av produkter. Etter støping tørkes produktene og brennes i kontinuerlige tunnelovner, hvor de først varmes opp, deretter brennes og til slutt avkjøles. Etter dette gjennomgår produktene videre bearbeiding - innglassing og maling med keramisk maling. Etter hvert trinn brennes produktene. Resultatet er porselen som er hvitt, glatt og skinnende. I tynne lag skinner det gjennom. Fajanse er porøst og skinner ikke gjennom.

Rød leire brukes til å lage murstein, fliser, keramikk, keramiske ringer for festing i absorpsjons- og vasketårn fra ulike kjemiske industrier, og blomsterpotter. De brennes også slik at de ikke blir mykne av vann og blir mekanisk sterke.

Sement. Betong

Silisiumforbindelser tjener som grunnlag for produksjon av sement, et bindemateriale som er uunnværlig i konstruksjonen. Råvarene for produksjon av sement er leire og kalkstein. Denne blandingen brennes i en stor, skråstilt, rørformet roterende ovn der råmaterialer kontinuerlig mates inn. Etter avfyring ved 1200-1300° kommer en sintret masse - klinker - kontinuerlig ut av et hull som ligger i den andre enden av ovnen. Etter sliping blir klinker til. Sammensetningen av sement består hovedsakelig av silikater. Hvis den blandes med vann for å danne en tykk slurry og deretter blir liggende i luften en stund, vil den reagere med sementstoffer og danne krystallinske hydrater og andre faste forbindelser, noe som fører til herding (“setting”) av sementen. Dette kan ikke lenger gjenopprettes til sin tidligere tilstand, så før bruk prøver de å beskytte sement mot vann. Herdeprosessen av sement er lang, og den får ekte styrke først etter en måned. Riktignok er det forskjellige typer sement. Den vanlige sementen vi vurderte kalles silikat, eller Portlandsement. Hurtigherdende aluminasement er laget av alumina, kalkstein og silisiumdioksid.

Blander du sement med pukk eller grus får du betong, som allerede er et selvstendig byggemateriale. Pukk og grus kalles fyllstoffer. Betong har høy styrke og tåler store belastninger. Den er vanntett og brannsikker. Når den varmes opp, mister den nesten ikke styrke, siden dens varmeledningsevne er veldig lav. Betong er frostbestandig, svekker radioaktiv stråling, så den brukes som byggemateriale for hydrauliske konstruksjoner og for inneslutningsskallene til atomreaktorer. Kjeler er foret med betong. Blander man sement med et skummiddel, dannes det en skumbetong gjennomsyret av mange celler. Slik betong er en god lydisolator og leder varme enda mindre enn vanlig betong.