El carbono es capaz de formar varias modificaciones alotrópicas. Estos son el diamante (la modificación alotrópica más inerte), el grafito, el fullereno y el carbino.
El carbón vegetal y el hollín son carbón amorfo. El carbono en este estado no tiene una estructura ordenada y en realidad consiste en los fragmentos más pequeños de capas de grafito. El carbón amorfo tratado con vapor caliente se llama carbón activado. 1 gramo de carbón activado, debido a la presencia de muchos poros, tiene una superficie total de más de trescientos metros cuadrados! Debido a su capacidad para absorber varias sustancias Carbón activado encuentra una amplia aplicación como relleno de filtro, así como un enterosorbente para diferentes tipos envenenamiento.
Desde un punto de vista químico, el carbono amorfo es su forma más activa, el grafito es moderadamente activo y el diamante es una sustancia extremadamente inerte. Por esta razón, se considera a continuación Propiedades químicas el carbono debe atribuirse principalmente al carbono amorfo.
Propiedades reductoras del carbono
Como agente reductor, el carbono reacciona con no metales como oxígeno, halógenos, azufre.
Dependiendo del exceso o falta de oxígeno durante la combustión del carbón, la formación de monóxido de carbono CO o dióxido de carbono CO 2:
Cuando el carbono interactúa con el flúor, se forma tetrafluoruro de carbono:
Cuando el carbono se calienta con azufre, se forma disulfuro de carbono CS 2:
El carbono es capaz de reducir los metales después del aluminio en una serie de actividades a partir de sus óxidos. Por ejemplo:
El carbono también reacciona con óxidos de metales activos, pero en este caso, por regla general, no es la reducción del metal lo que se observa, sino la formación de su carburo:
Interacción del carbono con óxidos no metálicos
El carbono entra en una reacción de co-proporcionalidad con el dióxido de carbono CO 2:
Uno de los procesos industriales más importantes es el denominado conversión de vapor de carbón... El proceso se lleva a cabo pasando vapor de agua a través de carbón caliente. En este caso, se produce la siguiente reacción:
A altas temperaturas, el carbono es capaz de reducir incluso un compuesto inerte como el dióxido de silicio. En este caso, dependiendo de la condición, la formación de silicio o carburo de silicio ( carborundo):
Además, el carbono como agente reductor reacciona con ácidos oxidantes, en particular, ácidos sulfúrico y nítrico concentrados:
Propiedades oxidantes del carbono
El elemento químico carbono no es altamente electronegativo; por lo tanto, las sustancias simples que forma rara vez exhiben propiedades oxidantes en relación con otros no metales.
Un ejemplo de tales reacciones es la interacción del carbono amorfo con hidrógeno cuando se calienta en presencia de un catalizador:
y también con silicio a una temperatura de 1200-1300 ° C:
El carbono presenta propiedades oxidantes en relación con los metales. El carbono es capaz de reaccionar con metales activos y algunos metales de actividad media. Las reacciones tienen lugar cuando se calienta:
| Los carburos de metales activos son hidrolizados por agua:
así como soluciones de ácidos no oxidantes: Esto da como resultado la formación de hidrocarburos que contienen carbono en el mismo estado de oxidación que en el carburo original. |
Propiedades químicas del silicio
El silicio puede existir, como el carbono, en un estado cristalino y amorfo y, como en el caso del carbono, el silicio amorfo es significativamente más activo químicamente que el cristalino.
A veces, el silicio amorfo y cristalino se denomina modificaciones alotrópicas, lo que, estrictamente hablando, no es del todo cierto. El silicio amorfo es esencialmente un conglomerado de las partículas más pequeñas de silicio cristalino dispuestas aleatoriamente entre sí.
Interacción del silicio con sustancias simples.
no metales
A condiciones normales el silicio, debido a su inercia, reacciona solo con el flúor:
El silicio reacciona con el cloro, el bromo y el yodo solo cuando se calienta. En este caso, es característico que, dependiendo de la actividad del halógeno, se requiera una temperatura correspondientemente diferente:
Entonces, con el cloro, la reacción procede a 340-420 ° C:
Con bromo - 620-700 o C:
Con yodo - 750-810 o C:
La reacción del silicio con el oxígeno continúa, sin embargo, requiere un calentamiento muy fuerte (1200-1300 ° C) debido al hecho de que una película de óxido fuerte dificulta la interacción:
A una temperatura de 1200-1500 ° C, el silicio interactúa lentamente con el carbono en forma de grafito para formar carburo de silicio SiC, una sustancia con propiedades atómicas. red cristalina similar a un diamante y casi igual en fuerza:
El silicio no reacciona con el hidrógeno.
rieles
Debido a su baja electronegatividad, el silicio puede presentar propiedades oxidantes solo en relación con los metales. De los metales, el silicio reacciona con metales activos (alcalinos y alcalinotérreos), así como con muchos metales de actividad media. Como resultado de esta interacción, se forman siliciuros:
Interacción del silicio con sustancias complejas.
El silicio no reacciona con el agua incluso cuando hierve, sin embargo, el silicio amorfo interactúa con el vapor de agua sobrecalentado a una temperatura de aproximadamente 400-500 o C. Esto produce hidrógeno y dióxido de silicio:
De todos los ácidos, el silicio (en estado amorfo) reacciona solo con ácido fluorhídrico concentrado:
El silicio se disuelve en soluciones alcalinas concentradas. La reacción va acompañada del desprendimiento de hidrógeno.
El silicio en forma libre fue aislado en 1811 por J. Gay-Lussac y L. Tenard pasando vapor de fluoruro de silicio sobre potasio metálico, pero no lo describieron como un elemento. El químico sueco J. Berzelius en 1823 dio una descripción del silicio que obtuvo al procesar sal de potasio K 2 SiF 6 con potasio metálico a alta temperatura. El nuevo elemento recibió el nombre de "silicio" (del latín silex - pedernal). El nombre ruso "silicio" fue introducido en 1834 por el químico ruso German Ivanovich Hess. Traducido del griego antiguo. krhmnoz- "acantilado, montaña".
Estar en la naturaleza, conseguir:
En la naturaleza, el silicio se encuentra en forma de dióxido y silicatos de diversas composiciones. El dióxido de silicio natural se encuentra principalmente en forma de cuarzo, aunque hay otros minerales: cristobalita, tridimita, ballena, kousita. La sílice amorfa se encuentra en los sedimentos de diatomeas en el fondo de los mares y océanos; estos sedimentos se formaron a partir de SiO 2, que formaba parte de las diatomeas y algunos ciliados.
El silicio libre se puede obtener calcinando arena blanca fina con magnesio, que es composición química es óxido de silicio casi puro, SiO 2 + 2Mg = 2MgO + Si. En la industria, el silicio de pureza técnica se obtiene reduciendo la masa fundida de SiO 2 con coque a una temperatura de aproximadamente 1800 ° C en hornos de arco. La pureza del silicio así obtenido puede alcanzar el 99,9% (las principales impurezas son carbono, metales).
Propiedades físicas:
El silicio amorfo tiene la forma de un polvo marrón, cuya densidad es de 2,0 g / cm 3. Silicio cristalino - gris oscuro, brillante sustancia cristalina, quebradizo y muy duro, cristaliza en el entramado de diamantes. Es un semiconductor típico (conduce la electricidad mejor que un aislante de caucho y peor que un conductor de cobre). El silicio es frágil, solo cuando se calienta por encima de los 800 ° C se convierte en una sustancia plástica. Curiosamente, el silicio es transparente a la radiación infrarroja a partir de una longitud de onda de 1,1 micrómetros.
Propiedades químicas:
Químicamente, el silicio está inactivo. A temperatura ambiente, reacciona solo con flúor gaseoso, formando así tetrafluoruro de silicio volátil SiF 4. Cuando se calienta a una temperatura de 400-500 ° C, el silicio reacciona con el oxígeno para formar dióxido, con cloro, bromo y yodo, para formar los correspondientes tetrahaluros fácilmente volátiles SiHal 4. A una temperatura de aproximadamente 1000 ° C, el silicio reacciona con el nitrógeno para formar nitruro de Si 3 N 4, con boro - boruros térmicamente y químicamente resistentes SiB 3, SiB 6 y SiB 12. El silicio no reacciona directamente con el hidrógeno.
Para el grabado con silicio, se utiliza más ampliamente una mezcla de ácidos fluorhídrico y nítrico.
Actitud hacia los álcalis ...
El silicio se caracteriza por compuestos con un estado de oxidación de +4 o -4.
Las conexiones más importantes:
Dióxido de silicio, SiO 2- (anhídrido silícico) ...
...
Ácido silícico- débil, insoluble, formado por la adición de ácido a una solución de silicato en forma de gel (sustancia gelatinosa). El H 4 SiO 4 (ortosilícico) y el H 2 SiO 3 (metasilicio o silicio) existen solo en solución y se convierten irreversiblemente en SiO 2 cuando se calientan y se secan. El producto poroso sólido resultante - gel de sílice, tiene una superficie desarrollada y se utiliza como adsorbente de gases, agente de secado, catalizador y portador de catalizador.
Silicatos- Las sales de ácido silícico en su mayor parte (excepto los silicatos de sodio y potasio) son insolubles en agua. Propiedades ....
Compuestos de hidrógeno- análogos de hidrocarburos, silanos, compuestos en los que los átomos de silicio están conectados por un enlace sencillo, fuerte si los átomos de silicio están conectados por un doble enlace. Al igual que los hidrocarburos, estos compuestos forman cadenas y anillos. Todos los silanos pueden encenderse espontáneamente, formar mezclas explosivas con el aire y reaccionar fácilmente con el agua.
Solicitud:
El silicio se usa más ampliamente en la producción de aleaciones para conferir resistencia al aluminio, cobre y magnesio y para la producción de ferrosilicidas, que son importantes en la producción de aceros y tecnología de semiconductores. Los cristales de silicio se utilizan en funciona con energía solar y dispositivos semiconductores: transistores y diodos. El silicio también sirve como materia prima para la producción de compuestos organosilícicos, o siloxanos, obtenidos en forma de aceites, grasas, plásticos y cauchos sintéticos. Compuestos inorgánicos El silicio se utiliza en la tecnología de la cerámica y el vidrio, como material aislante y cristales piezoeléctricos.
Para algunos organismos, el silicio es un nutriente esencial. Forma parte de las estructuras de soporte en plantas y estructuras esqueléticas en animales. En grandes cantidades, el silicio es concentrado por organismos marinos: diatomeas, radiolarios, esponjas. Las colas de caballo y los cereales concentran grandes cantidades de silicio, en primer lugar, las subfamilias de bambúes y similares al arroz, incluida la siembra de arroz. Músculo humano contiene (1-2) 10-2% de silicio, hueso- 17 · 10 -4%, sangre - 3,9 mg / l. Con los alimentos, hasta 1 g de silicio ingresa al cuerpo humano diariamente.
Antonov S.M., Tomilin K.G.
Universidad Estatal KhF Tyumen, grupo 571.
A condiciones normales Las modificaciones alotrópicas del carbono (grafito y diamante) son bastante inertes. Pero al aumentar t, entran activamente en reacciones químicas con sustancias simples y complejas.
Propiedades químicas del carbono
Dado que la electronegatividad del carbono es baja, las sustancias simples son buenos agentes reductores. El carbono cristalino fino se oxida más fácilmente, el grafito es más difícil y el diamante es aún más difícil.
Las modificaciones alotrópicas del carbono se oxidan con oxígeno (quemado) a ciertas temperaturas de ignición: el grafito se enciende a 600 ° C, el diamante - a 850-1000 ° C. Si hay exceso de oxígeno, se forma monóxido de carbono (IV), si hay una deficiencia - monóxido de carbono (II):
C + O2 = CO2
2C + O2 = 2CO
El carbono reduce los óxidos metálicos. Esto da metales libres. Por ejemplo, cuando el óxido de plomo se calcina con coque, el plomo se funde:
PbO + C = Pb + CO
agente reductor: C0 - 2e => C + 2
agente oxidante: Pb + 2 + 2e => Pb0
El carbono también exhibe propiedades oxidantes en relación con los metales. Al mismo tiempo, forma varios tipos de carburos. Entonces, con el aluminio, las reacciones tienen lugar a alta temperatura:
3C + 4Al = Al4C3
C0 + 4e => C-4 3
Al0 - 3e => Al + 3 4
Propiedades químicas de los compuestos de carbono.
1) Dado que la concentración del monóxido de carbono es alta, entra en reacciones químicas cuando altas temperaturas... Con un calentamiento significativo, aparecen las altas propiedades reductoras del monóxido de carbono. Entonces, reacciona con óxidos metálicos:
CuO + CO => Cu + CO2
A temperaturas elevadas (700 ° C), se enciende en oxígeno y arde con una llama azul. A partir de esta llama, puede descubrir que como resultado de la reacción, se forma dióxido de carbono:
CO + O2 => CO2
2) Los dobles enlaces en la molécula de dióxido de carbono son lo suficientemente fuertes. Para romperlos, se requiere una energía considerable (525,6 kJ / mol). Por tanto, el dióxido de carbono es bastante inerte. Las reacciones en las que entra a menudo tienen lugar a altas temperaturas.
El dióxido de carbono es ácido cuando reacciona con el agua. Esto forma una solución de ácido carbónico. La reacción es reversible.
El dióxido de carbono, como óxido ácido, reacciona con álcalis y óxidos básicos. Cuando el dióxido de carbono pasa a través de una solución alcalina, se puede formar una sal media o ácida.
3) El ácido carbónico tiene todas las propiedades de los ácidos e interactúa con álcalis y óxidos básicos.
Propiedades químicas del silicio
Silicio es más activo que el carbono y se oxida por el oxígeno ya a 400 ° C. Otros no metales pueden oxidar el silicio. Estas reacciones suelen tener lugar a una temperatura más alta que con el oxígeno. En estas condiciones, el silicio interactúa con el carbono, en particular con el grafito. Esto forma carborundum SiC, una sustancia muy dura, inferior en dureza solo al diamante.
El silicio también puede ser un agente oxidante. Esto se manifiesta en reacciones con metales activos. Por ejemplo:
Si + 2Mg = Mg2Si
La mayor actividad del silicio en comparación con el carbono se manifiesta en el hecho de que, a diferencia del carbono, reacciona con los álcalis:
Si + NaOH + H2O => Na2SiO3 + H2
Propiedades químicas de los compuestos de silicio.
1) Los fuertes enlaces entre los átomos en la red cristalina del dióxido de silicio explican la baja actividad química. Las reacciones en las que entra este óxido tienen lugar a altas temperaturas.
El óxido de silicio es un óxido ácido. Como saben, no reacciona con el agua. Su naturaleza ácida se manifiesta en reacción con álcalis y óxidos básicos:
SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O
Las reacciones con óxidos básicos tienen lugar a altas temperaturas.
El óxido de silicio presenta pocas propiedades oxidantes. Es reducido por algunos metales activos.
En los compuestos binarios de silicio con carbono, cada átomo de silicio está directamente unido a cuatro átomos de carbono vecinos ubicados en los vértices de un tetraedro, cuyo centro es el átomo de silicio. Al mismo tiempo, cada átomo de carbono está a su vez unido a cuatro átomos de silicio vecinos ubicados en los vértices de un tetraedro, cuyo centro es un átomo de carbono de carbono. Esta disposición mutua de átomos de silicio y carbono se basa en el enlace silicio-carbono Si-C- y forma una estructura cristalina densa y muy fuerte.
Actualmente, solo se conocen dos compuestos binarios de silicio con carbono. Es un mineral muy raro de origen natural, la moissanita, que aún no se ha aplicación práctica y el carborundo de SiC obtenido artificialmente, que a veces se denomina silund, refrax, carbofrax, crystalan, etc.
En la práctica de laboratorio y en tecnología, el carborundo se obtiene mediante la reducción de sílice con carbono según la ecuación de reacción
SiO 2 + 3C = 2CO + SiC
Además de cuarzo finamente molido o línea de cuarzo puro y coque, se agrega sal de mesa a la composición de la carga para la producción de carborundo y serrín... El aserrín durante la cocción afloja la carga y sal, reaccionando con impurezas ferrosas y de aluminio, las convierte en cloruros volátiles FeCl 3 y A1C1 3, que se eliminan de la zona de reacción a 1000-1200 ° C.De hecho, la reacción entre la sílice y el coque comienza ya a 1150 ° C, pero avanza extremadamente lento. A medida que la temperatura se eleva a 1220 ° C, aumenta su velocidad. En el rango de temperatura de 1220 a 1340 ° C, se vuelve exotérmico y avanza violentamente. Como resultado de la reacción, primero se forma una mezcla, que consta de los cristales más pequeños y de una variedad amorfa de carborundo. Con un aumento de temperatura a 1800-2000 ° C, la mezcla se recristaliza y se convierte en una forma tabular bien desarrollada, rara vez incolora, más a menudo de color verde, gris e incluso negro con un brillo de diamante y un juego de arcoíris, cristales hexagonales que contienen aproximadamente 98-99,5% de carborundo. El proceso de obtención de carborundo a partir de la carga se realiza en hornos eléctricos que arden a 2000-2200 ° C. Para obtener carborundo químicamente puro, el producto obtenido como resultado de la combustión de la carga se trata con álcali, que disuelve la sílice sin reaccionar.
El carborundo cristalino se refiere a un sólidos; su dureza es 9. La resistencia óhmica del carborundo policristalino disminuye con el aumento de temperatura y se vuelve insignificante a 1500 0 С.
En el aire a temperaturas superiores a 1000 ° C, el carborundo comienza a oxidarse lentamente al principio, y luego vigorosamente a medida que la temperatura sube por encima de los 1700 ° C. En este caso, se forman sílice y monóxido de carbono:
2SiC + ЗО 2 = 2SiO 2 + 2CO
El dióxido de silicio formado en la superficie del carborundo es una película protectora que ralentiza un poco la oxidación del carborundo. En las mismas condiciones, la oxidación del carborundo procede con más vigor en un ambiente de vapor de agua.
Ácidos minerales, a excepción del ortofosfórico, no actúa sobre el carborundo, el cloro a 100 ° C lo descompone según la ecuación de reacción
SiC + 2Cl 2 = SiCl 4 + C
y a 1000 ° С, se libera CC1 4 en lugar de carbono:
SiC + 4C1 2 = SiCl + CC1 4
Los metales fundidos, al reaccionar con el carborundo, forman los correspondientes siliciuros:
SiC + Fe = FeSl + C
A temperaturas superiores a 810 ° C, el carborundo reduce los óxidos de metales alcalinotérreos a metal, por encima de 1000 ° C reduce el óxido de hierro (III) Fe 2 O 3 y por encima de 1300-1370 ° C óxido de hierro (II) FeO, óxido de níquel (II) NiO y óxido de manganeso МnО.
Los álcalis cáusticos fundidos y sus carbonatos en presencia de oxígeno atmosférico descomponen completamente el carborundo con la formación de los silicatos correspondientes:
SiC + 2KON + 2O 2 = K 2 SiO 3 + H 2 O + CO 2
SiC + Na 2 CO 3 + 2O 2 = Na 2 SiO 3 + 2CO 2
El carborundo también es capaz de reaccionar con peróxido de sodio, óxido de plomo (II) y ácido fosfórico.
Debido al hecho de que el carborundo tiene una alta dureza, se usa ampliamente como polvos abrasivos para moler metal, así como para la fabricación de muelas abrasivas de carborundo, barras y papel abrasivo a partir de él. Conductividad eléctrica El carborundo a altas temperaturas permite utilizarlo como material principal en la fabricación de las llamadas varillas de silita, que son elementos de resistencia en los hornos eléctricos. Para ello, se sella una mezcla de carborundo con silicio con glicerina u otra sustancia cementosa orgánica y se forman varillas a partir de la masa resultante, que se cuecen a 1400-1500 ° C en una atmósfera de monóxido de carbono o en una atmósfera de nitrógeno. Durante la cocción, cementoso materia orgánica se descompone, el carbono liberado, combinado con el silicio, lo convierte en carborundo y le da a las varillas la resistencia requerida.
Los crisoles refractarios especiales están hechos de carborundo.
para fundir metales obtenidos por prensado en caliente
carborundo a 2500 ° C bajo una presión de 42-70 MPa. Todavía conocido
refractarios hechos de mezclas de carborundo con nitruros
boro, esteatita, aglutinantes que contienen molibdeno y otras sustancias
entidades.
HIDRUROS DE SILICIO O SILANO
Los compuestos de hidrógeno de silicio se denominan comúnmente hidruros de silicio o silanos. Al igual que los hidrocarburos saturados, los hidruros de silicio forman una serie homóloga en la que los átomos de silicio están conectados entre sí mediante un enlace sencillo.
Si-Si -Si -Si -Si- etc.
El más simple. Representante
de esta serie homóloga es monosilano, o simplemente silano, SiH 4, cuya estructura es similar a la estructura del metano, luego sigue
disilano H 3 Si-SiH 3, que es similar en estructura molecular al etano, luego trisilano H 3 Si-SiH 2 -SiH 3,
tetrasilano H 3 Si-SiH 2 -SiH 2 -SiH 3,
pentasilano H 3 Si-SiH 2 -SiH 2 -SiH 2 ^ - SiH 3 y el último de los silanos obtenidos de esta serie homóloga
hexasilano H 3 Si-SiH 2 -SiH 2 -SiH 2 -SiH 2 -SiH 3. Silanos en forma pura no ocurren en la naturaleza. Se obtienen de forma artificial:
1. Descomposición de siliciuros metálicos con ácidos o álcalis según la ecuación de reacción
Mg 2 Si + 4HCI = 2MgCl 2 + SiH 4
esto forma una mezcla de silanos, que luego se separa por destilación fraccionada a temperaturas muy bajas.
2. Reducción de halogenosilanos con hidruro de litio o hidruro de litio y aluminio:
SiCl 4 + 4 LiH = 4LiCl + SiH 4
Este método de obtención de silos se describió por primera vez en 1947.
3. Reducción de halogenosilanos con hidrógeno. La reacción transcurre a 300 - 400 ° C en tubos de reacción llenos de una mezcla de contacto que contiene silicio, cobre metálico y 1 - 2% de haluros de aluminio como catalizadores.
A pesar de la similitud en la estructura molecular de los sitanes y los hidrocarburos saturados, propiedades físicas ellos son diferentes.
En comparación con los hidrocarburos, los silanos son menos estables. El más estable de estos es el monosilano SiH4, que se descompone en silicio e hidrógeno solo cuando se calienta al rojo. Otros silanos con un alto contenido de silicio forman derivados inferiores a temperaturas mucho más bajas. Por ejemplo, el disilano Si 2 H 6 da silano y un polímero sólido a 300 ° C, y el hexasilano Si 6 H 14 se descompone lentamente incluso a temperaturas normales... En contacto con el oxígeno, los silanos se oxidan fácilmente y algunos de ellos, por ejemplo, el monosilano SiH 4, se autoinflama a -180 ° C. Los silanos se hidrolizan fácilmente a dióxido de silicio e hidrógeno:
SiH 4 + 2H 2 0 = SiO 2 + 4H 2
Para silanos más altos, este proceso ocurre con escisión.
enlaces - Si - Si - Si - entre átomos de silicio. Por ejemplo, tres
El silano Si 3 H 8 da tres moléculas de SiO 2 y diez moléculas de gas hidrógeno:
H 3 Si - SiH 2 - SiH 3 + 6H 3 O = 3SiO 2 + 10H 2
En presencia de álcalis cáusticos, la hidrólisis de los silanos da como resultado la formación de un silicato del correspondiente metal alcalino e hidrógeno:
SiH 4 + 2NaOH + H 2 0 = Na 2 Si0 3 + 4H 2
HALÓGENOS DE SILICIO
Los halogenosilanos también pertenecen a compuestos binarios de silicio. Al igual que los hidruros de silicio, los silanos, forman una serie homóloga. compuestos químicos, en el que los átomos de haluro están directamente enlazados a átomos de silicio enlazados por enlaces simples
y así sucesivamente en cadenas de la longitud adecuada. Debido a esta similitud, los halogenosilanos pueden considerarse como productos de la sustitución del hidrógeno en los silanos por el correspondiente halógeno. En este caso, la sustitución puede ser completa o incompleta. En este último caso, se obtienen derivados halogenados de silanos. El clorosilano Si 25 Cl 52 se considera el halogenosilano más alto conocido hasta ahora Los halogenosilanos y sus derivados halogenados no se encuentran en la naturaleza en forma pura y pueden obtenerse exclusivamente de forma artificial.
1. Conexión directa de silicio elemental con halógenos. Por ejemplo, el SiCl 4 se obtiene a partir de ferrosilicio que contiene de 35 a 50% de silicio tratándolo a 350-500 ° C con cloro seco. En este caso, se obtiene SiCl 4 como producto principal en mezcla con otros halogenosilanos más complejos Si 2 Cl 6, Si 3 Cl 8, etc. según la ecuación de reacción
Si + 2Cl 2 = SiCl 4
El mismo compuesto se puede obtener mediante cloración de una mezcla de sílice con coque a altas temperaturas. La reacción procede de acuerdo con el esquema.
SiO 2 + 2C = Si + 2CO
Si + 2C1 2 = SiC1 4
SiO 2 + 2C + 2Cl 2 = 2CO + SiCl 4
El tetrabromosilano se obtiene por bromación con calor rojo de silicio elemental con vapor de bromo:
Si + 2Br 2 = SiBr 4
o una mezcla de sílice con coque:
SiO 2 + 2C = Si + 2CO
Si + 2Br 3 = SiBi 4
SiO 2 + 2C + 2Br 2 = 2CO + SiBr 4
En este caso, la formación de silanos de mayor grado es posible simultáneamente con tetrasilanos. Por ejemplo, la cloración de siliciuro de magnesio produce 80% de SiCl 4, 20% de SiCl 6 y 0,5-1% de Si 3 Cl 8; en la cloración de siliciuro cálcico, la composición de los productos de reacción se expresa como sigue: 65% SiCl 4; 30% de Si _ {2} Cl _ {6}; 4% Si 3 Cl 8.
2. Halogenación de silanos con haluros de hidrógeno en presencia de catalizadores A1Br 3 a temperaturas superiores a 100 ° C. La reacción transcurre según el esquema
SiH 4 + HBg = SiH 3 Br + H 2
SiH 4 + 2HBg = SiH 2 Br 2 + 2H 2
3. Halogenación de silanos con cloroformo en presencia de catalizadores de AlCl 3:
Si 3 H 8 + 4СНС1 3 = Si 3 H 4 Cl 4 + 4СН 2 С1 3
Si 3 H 8 + 5СССl 3 = Si 3 Н 3 С1 5 + 5СН 2 С1 2
4. El tetrafluoruro de silicio se obtiene mediante la acción del ácido fluorhídrico sobre la sílice:
SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 0
5. Se pueden obtener algunos polihalogenosilanos a partir de los halogenosilanos más simples mediante halogenación con su correspondiente haluro. Por ejemplo, el tetraiodosilano en un tubo sellado a 200-300 ° C, reaccionando con la plata, libera hexaiodisilano por
Los yodosilanos se pueden obtener mediante la interacción del yodo con los silanos en un medio tetracloruro de carbono o cloroformo también v presencia de catalizador AlI 3 en la interacción de silano con yoduro de hidrógeno
Los halogenosilanos son menos estables que los hidrocarburos halogenados de estructura similar. Se hidrolizan fácilmente para formar gel de sílice y ácido halohídrico:
SiCl 4 + 2H 2 O = Si0 2 + 4HCl
Los representantes más simples de los halogenosilanos son SiF 4, SiCl 4, SiBr 4 y SiI 4. De estos, el tetrafluorosilano y el tetraclorosilano se utilizan principalmente en tecnología. El tetrafluorosilano SiF 4 es un gas incoloro con un olor acre, se fuma en el aire, se hidroliza a ácido silicofluórico y gel de sílice. El SiF 4 se obtiene por la acción del ácido fluorhídrico sobre la sílice según la ecuación de reacción
SiО 2 + 4HF = SlF 4 + 2H 2 0
Para producción industrial. Se utilizan espato flúor SiF 4 CaF 2, sílice SiO 2 y ácido sulfúrico H 2 SO 4. La reacción tiene lugar en dos fases:
2CaF 2 + 2H 3 SO 4 = 2CaSO 4 + 4HF
SiO 2 + 4HF = 2H 2 O + SiF 4
2CaF 2 + 2H 2 S0 4 + SiO 2 = 2CaSO 4 + 2H 2 O + SiF 4
El estado gaseoso y la volatilidad del tetrafluorosilano se utilizan para grabar vidrios de silicato de sodio y cal con fluoruro de hidrógeno. Cuando el fluoruro de hidrógeno interactúa con el vidrio, se forman tetrafluorosilano, fluoruro de calcio, fluoruro de sodio y agua. El tetrafluorosilano, volatilizante, libera nuevas capas más profundas de vidrio para reaccionar con el fluoruro de hidrógeno. El CaF 2 y el NaF permanecen en el sitio de la reacción, que se disuelven en agua y, por lo tanto, liberan el acceso de fluoruro de hidrógeno para una mayor penetración en la superficie de vidrio recién despellejada. La superficie grabada puede ser mate o transparente. El grabado mate se obtiene cuando el fluoruro de hidrógeno gaseoso actúa sobre el vidrio, transparente, cuando se graba con soluciones acuosas de ácido fluorhídrico. Si se pasa tetrafluorosilano al agua, se obtiene H 2 SiF 6 y sílice en forma de gel:
3SiF 4 + 2H 2 O = 2H 2 SiF 6 + Si0 2
El ácido fluorosilícico es uno de los ácidos dibásicos fuertes, no se obtiene en estado libre, al evaporarse se descompone en SiF 4 y 2HF, que se volatilizan; con álcalis cáusticos forma sales ácidas y normales:
H 2 SlF 6 + 2NaOH. = Na 2 SiF 6 + 2H 2 O
con un exceso de álcalis da un fluoruro de metal alcalino, sílice y agua:
H 2 SiF 6 + 6NaOH = 6NaF + SiO 2 + 4H 2 O
La sílice liberada en esta reacción reacciona con cáustico.
y conduce a la formación de silicato:
SiO 2 + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O
Las sales de ácido fluorosilícico se denominan silicofluoruros o fluatos. Actualmente se conocen fluoruros de sílice Na, H, Rb, Cs, NH 4, Cu, Ag, Hg, Mg, Ca, Sr, Ba, Cd, Zn, Mn, Ni, Co, Al, Fe, Cr, Pb y etc.
En tecnología, para diversos fines, los fluoruros de silicio de sodio Na 2 SiF 6, magnesio MgSiF 6 * 6HgO, zinc ZnSiF 6 * 6H 2 O, aluminio Al 2 (SiF 6) 3, plomo PbSiF 6, bario BaSiF 6, etc. Los fluoruros de silicio tienen propiedades antisépticas y sellantes; al mismo tiempo son retardadores de fuego. Debido a esto, se utilizan para impregnar la madera con el fin de prevenir la descomposición prematura y protegerla de la ignición en caso de incendio. Las piedras artificiales y naturales para la construcción también se impregnan con fluoruros de silicio para compactarlas. La esencia de la impregnación radica en el hecho de que una solución de silicofluoruros, penetrando en los poros y grietas de la piedra, reacciona con el carbonato cálcico y algunos otros compuestos y forma sales insolubles que se depositan en los poros y los sellan. Esto aumenta significativamente la resistencia de la piedra a la intemperie. Los materiales que no contienen carbonato de calcio en absoluto o contienen poco de él se tratan previamente con avanfluates, es decir, Sustancias que contienen sales de calcio disueltas, silicatos de metales alcalinos y otras sustancias capaces de formar precipitados insolubles con flúidos. Los fluoruros de silicio de magnesio, zinc y aluminio se utilizan como fluidos. El proceso de flautización se puede representar de la siguiente manera:
MgSiF 6 + 2СаСО 3 = MgF 2 + 2CaF 2 + SiO 2 + 2СО 2
ZnSiF 6 + ЗСаС0 3 = 3CaF 6 + ZnCO 3 + SiO 2 + 2CO 2
Al 2 (SiF 6) 3 + 6CaCO 3 =. 2A1F 3 + 6CaF 2 + 3SiO 2 + 6CO 2
Los fluoruros de silicio de metales alcalinos se obtienen mediante la interacción del ácido hidrofluorosilícico con soluciones de sales de estos metales:
2NaCl + H 2 SiF 6 = Na 2 SlF 6 + 2HC1
Se trata de precipitados gelatinosos, solubles en agua y prácticamente insolubles en alcohol absoluto. Por tanto, se utilizan en análisis cuantitativo en la determinación de sílice por el método volumétrico. Para fines técnicos se utiliza silicofluoruro de sodio, que se obtiene en forma de polvo blanco como subproducto en la producción de superfosfato. Cryolite 3NaF-AlF 3 se forma a partir de una mezcla de Na 2 SiF 6 y A1 2 O 3 a 800 ° C, que se utiliza ampliamente en la producción de cementos dentales y es un buen silenciador tanto en la fabricación de vidrio como en la fabricación de opacos. esmaltes y esmaltes.
El silicofluoruro de sodio como uno de los componentes se introduce en la composición de masillas químicamente resistentes hechas sobre vidrio líquido:
Na 2 SiF 6 + 2Na 2 SiO 3 = 6NaF + 3SiO 2
La sílice liberada por esta reacción imparte resistencia química a la masilla endurecida. Al mismo tiempo, Na 2 SiF 6 es un acelerador de endurecimiento. El silicofluoruro de sodio también se introduce como mineralizador en mezclas crudas en la producción de cementos.
Tetraclorosilano SiCl 4 - líquido incoloro, humeante en el aire, fácilmente hidrolizable obtenido por cloración de carborundo o ferrosilicio por acción sobre silanos a temperaturas elevadas
El tetraclorosilano es el principal material de partida para la producción de muchos compuestos organosilícicos.
El tetrabromosilano SiBr 4 es un líquido incoloro, humeante en el aire, fácilmente hidrolizable en SiO 2 y HBr, obtenido a una temperatura al rojo vivo, cuando el vapor de bromo se pasa sobre silicio elemental al rojo vivo.
El tetraiodosilano SiI 4 es una sustancia cristalina blanca que se obtiene al pasar una mezcla de vapor de yodo con dióxido de carbono sobre silicio elemental incandescente.
Boruros y nitruros de silicio
Los boruros de silicio son compuestos de silicio con boro. Actualmente, existen dos bornds de silicio: triboruro de silicio B 3 Si y hexaboruro de silicio B 6 Si. Son sustancias extremadamente duras, químicamente resistentes y refractarias. Se obtienen por fusión en corriente eléctrica una mezcla finamente molida que consta de 5 wt. incluyendo silicio elemental y 1 wt. h. boro. La masa aglomerada se limpia con carbonato de potasio fundido. G.M.Samsonov y V.P. Latyshev obtuvieron triboruro de silicio mediante prensado en caliente a 1600-1800 ° C.
Triboruro de silicio con pl. 2,52 g / cm 3 formas placas negras
cristales rómbicos, translúcidos
en una fina capa en tonos amarillo-marrón. Hexaboruro de silicio con pl.
Se obtienen 2,47 g / cm 3 en forma de granos opacos opacos de opacos
forma vil.
Los boruros de silicio se funden a unos 2000 ° C, pero se oxidan muy lentamente incluso a altas temperaturas. Esto permite utilizarlos como refractarios especiales. La dureza de los boruros de silicio es muy alta y, en este sentido, están cerca del carborundo.
Los compuestos de nitrógeno de silicio se denominan nitruros de silicio. Se conocen los siguientes nitruros: Si 3 N 4, Si 2 N 3 y SIN. Los nitruros de silicio se obtienen calcinando silicio elemental en una atmósfera de nitrógeno puro en el rango de temperatura de 1300 a 1500 ° C.El nitruro de silicio normal Si 3 N 4 se puede obtener a partir de una mezcla de sílice con coque calcinado en una atmósfera de nitrógeno puro a 1400-1500 ° C:
6С + 3Si0 2 + 2N 3 ͢ Si 3 N 4 + 6CO
Si 3 N 4 es un polvo refractario blanco grisáceo y resistente a los ácidos que se volatiliza solo por encima de 1900 ° C.El nitruro de silicio se hidroliza con la liberación de sílice y amoníaco:
Si 3 N 4 + 6H 2 O = 3SiO 2 + 4NH 3
Concentrado ácido sulfurico cuando se calienta, descompone lentamente el Si 3 N 4 y el ácido hidrofluorosilícico diluido lo descompone más vigorosamente.
El nitruro de silicio de la composición Si 2 N 3 también se obtiene por acción de nitrógeno a altas temperaturas sobre silicio elemental o sobre carbono-nitrógeno-silicio C 2 Si 2 N + N 2 = 2C + Si2N 3.
Además de los compuestos binarios de silicio con nitrógeno, actualmente se conocen muchos otros más complejos, que se basan en la conexión directa de átomos de silicio con átomos de nitrógeno, por ejemplo: 1) aminosilanos SiH 3 NH 2, SiH 2 (NH 2) 2, SiH (NH 2) 3, Si (NH 2) 4; 2) sililaminas NH 2 (SiH 3), NH (SiH 3) 2, N (SiH 3) 3; 3) compuestos de silicio que contienen nitrógeno de una composición más compleja.
CONCEPTOS GENERALES
- Designación - Si (silicio);
- Período - III;
- Grupo - 14 (IVa);
- Masa atómica - 28,0855;
- Número atómico - 14;
- Radio del átomo = 132 pm;
- Radio covalente = 111 pm;
- Distribución de electrones - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2;
- punto de fusión = 1412 ° C;
- punto de ebullición = 2355 ° C;
- Electronegatividad (Pauling / Alpred y Rohov) = 1,90 / 1,74;
- Estado de oxidación: +4, +2, 0, -4;
- Densidad (n. At.) = 2,33 g / cm 3;
- Volumen molar = 12,1 cm 3 / mol.
Compuestos de silicio:
El silicio se aisló por primera vez en su forma pura en 1811 (los franceses J.L. Gay-Lussac y L. J. Thénard). El silicio elemental puro se obtuvo en 1825 (Swede J. J. Berzelius). El elemento químico recibió su nombre "silicio" (en traducción del griego antiguo - montaña) en 1834 (químico ruso GI Hess).
El silicio es el más abundante (después del oxígeno) elemento químico en la Tierra (contenido en corteza de la Tierra 28-29% en peso). En la naturaleza, el silicio está presente con mayor frecuencia en forma de sílice (arena, cuarzo, pedernal, feldespatos), así como en silicatos y aluminosilicatos. El silicio puro es extremadamente raro. Muchos silicatos naturales en su forma pura son piedras preciosas: esmeralda, topacio, aguamari: todos son de silicona. El óxido de silicio cristalino puro (IV) se presenta en forma de cristal de roca y cuarzo. El óxido de silicio, en el que están presentes diversas impurezas, forma preciosas y piedras semi preciosas- amatista, ágata, jaspe.
Arroz. La estructura del átomo de silicio.
La configuración electrónica del silicio es 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 (ver. Estructura electrónica de los átomos). En el nivel de energía externa, el silicio tiene 4 electrones: 2 emparejados en el subnivel 3s + 2 no emparejados en los orbitales p. Cuando un átomo de silicio pasa a un estado excitado, un electrón del subnivel s "abandona" su par y pasa al subnivel p, donde hay un orbital libre. Así, en un estado excitado, la configuración electrónica de un átomo de silicio toma la siguiente forma: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3.
Arroz. La transición de un átomo de silicio a un estado excitado.
Por lo tanto, el silicio en los compuestos puede exhibir valencia 4 (más a menudo) o 2 (ver valencia). El silicio (al igual que el carbono), al reaccionar con otros elementos, forma enlaces químicos en los que puede ceder sus electrones y recibirlos, pero al mismo tiempo, la capacidad de aceptar electrones de los átomos de silicio es menos pronunciada que la de los átomos de carbono. debido a tamaño más grandeátomo de silicio.
Estados de oxidación del silicio:
- -4 : SiH 4 (silano), Ca 2 Si, Mg 2 Si (silicatos metálicos);
- +4 - los más estables: SiO 2 (óxido de silicio), H 2 SiO 3 (ácido silícico), silicatos y halogenuros de silicio;
- 0 : Si (sustancia simple)
Silicio como sustancia simple
El silicio es una sustancia cristalina de color gris oscuro con un brillo metálico. Silicio cristalino es un semiconductor.
El silicio forma solo una modificación alotrópica, similar al diamante, pero al mismo tiempo no tan fuerte, ya que los enlaces Si-Si no son tan fuertes como en la molécula de carbono del diamante (Ver Diamante).
Silicio amorfo- polvo marrón con un punto de fusión de 1420 ° C.
El silicio cristalino se obtiene a partir del silicio amorfo por recristalización. A diferencia del silicio amorfo, que es bastante activo. químico, el silicio cristalino es más inerte en términos de interacción con otras sustancias.
La estructura de la red cristalina del silicio repite la estructura del diamante: cada átomo está rodeado por otros cuatro átomos ubicados en los vértices del tetraedro. Los átomos se unen entre sí mediante enlaces covalentes, que no son tan fuertes como los enlaces de carbono del diamante. Por esta razón, incluso bajo n.u. algunos de los enlaces covalentes en el silicio cristalino se destruyen, lo que resulta en la liberación de algunos de los electrones, por lo que el silicio tiene poca conductividad eléctrica. A medida que el silicio se calienta, a la luz o con la adición de algunas impurezas, aumenta el número de enlaces covalentes destruidos, como resultado de lo cual aumenta el número de electrones libres, por lo tanto, también aumenta la conductividad eléctrica del silicio.
Propiedades químicas del silicio
Al igual que el carbono, el silicio puede ser tanto un agente reductor como un agente oxidante, dependiendo de la sustancia con la que reaccione.
Bajo n.u. el silicio interactúa solo con el flúor, lo que se explica por la red cristalina bastante fuerte del silicio.
El silicio reacciona con el cloro y el bromo a temperaturas superiores a 400 ° C.
El silicio interactúa con el carbono y el nitrógeno solo a temperaturas muy altas.
- En reacciones con no metales, el silicio actúa como reductor:
- En condiciones normales, el silicio de los no metales reacciona solo con el flúor, formando un haluro de silicio:
Si + 2F 2 = SiF 4 - a altas temperaturas, el silicio reacciona con cloro (400 ° C), oxígeno (600 ° C), nitrógeno (1000 ° C), carbono (2000 ° C):
- Si + 2Cl2 = SiCl4 - haluro de silicio;
- Si + O 2 = SiO 2 - óxido de silicio;
- 3Si + 2N 2 = Si 3 N 4 - nitruro de silicio;
- Si + C = SiC - carborundo (carburo de silicio)
- En condiciones normales, el silicio de los no metales reacciona solo con el flúor, formando un haluro de silicio:
- En reacciones con metales, el silicio es agente oxidante(formado salicidas:
Si + 2Mg = Mg 2 Si - En reacciones con soluciones alcalinas concentradas, el silicio reacciona con la liberación de hidrógeno, formando sales solubles de ácido silícico, llamadas silicatos:
Si + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2 - El silicio no reacciona con los ácidos (excepto el HF).
Recibir y usar silicona
Obteniendo silicio:
- en el laboratorio - de sílice (alumoterapia):
3SiO 2 + 4Al = 3Si + 2Al 2 O 3 - en la industria - reducción de óxido de silicio con coque (silicio comercialmente puro) a altas temperaturas:
SiO 2 + 2C = Si + 2CO - El silicio más puro se obtiene mediante la reducción del tetracloruro de silicio con hidrógeno (zinc) a alta temperatura:
SiCl 4 + 2H 2 = Si + 4HCl
Aplicación de silicio:
- fabricación de radioelementos semiconductores;
- como aditivos metalúrgicos en la producción de compuestos resistentes al calor y a los ácidos;
- en la producción de células solares;
- como rectificadores AC.
