Ogljik je sposoben tvoriti več alotropnih modifikacij. To so diamant (najbolj inertna alotropna modifikacija), grafit, fuleren in karbin.
Oglje in saje sta amorfni ogljik. Ogljik v tem stanju nima urejene strukture in je dejansko sestavljen iz najmanjših drobcev grafitnih plasti. Amorfno oglje, obdelano z vročo paro, se imenuje aktivno oglje. 1 gram aktivnega oglja ima zaradi prisotnosti številnih por v njem skupno površino več kot tristo kvadratnih metrov! Zaradi svoje sposobnosti vpijanja različne snovi Aktivno oglje najde široko uporabo kot polnilo filtrov, pa tudi kot enterosorbent za različni tipi zastrupitev.
S kemijskega vidika je amorfni ogljik njegova najbolj aktivna oblika, grafit je zmerno aktiven, diamant pa izjemno inertna snov. Iz tega razloga, upoštevano v nadaljevanju Kemijske lastnosti ogljik je treba pripisati predvsem amorfnemu ogljiku.
Zmanjševanje lastnosti ogljika
Kot redukcijsko sredstvo ogljik reagira z nekovinami, kot so kisik, halogeni, žveplo.
Odvisno od presežka ali pomanjkanja kisika med zgorevanjem premoga, nastajanje ogljikov monoksid CO oz ogljikov dioksid CO 2:
Ko ogljik interagira s fluorom, nastane ogljikov tetrafluorid:
Ko se ogljik segreje z žveplom, nastane ogljikov disulfid CS 2:
Ogljik je sposoben reducirati kovine po aluminiju v vrsti aktivnosti iz njihovih oksidov. Na primer:
Ogljik reagira tudi z oksidi aktivnih kovin, vendar v tem primeru praviloma ne opazimo redukcije kovine, temveč tvorbo njenega karbida:
Interakcija ogljika z nekovinskimi oksidi
Ogljik vstopi v sorazmerno reakcijo z ogljikovim dioksidom CO 2:
Eden najpomembnejših industrijskih procesov je t.i parna pretvorba premoga... Postopek poteka s prehajanjem vodne pare skozi vroč premog. V tem primeru se pojavi naslednja reakcija:
Pri visokih temperaturah je ogljik sposoben reducirati celo tako inertno spojino, kot je silicijev dioksid. V tem primeru, odvisno od stanja, tvorba silicija ali silicijevega karbida ( karborund):
Tudi ogljik kot redukcijsko sredstvo reagira z oksidacijskimi kislinami, zlasti s koncentrirano žveplovo in dušikovo kislino:
Oksidacijske lastnosti ogljika
Kemični element ogljik ni zelo elektronegativen, zato preproste snovi, ki jih tvori, redko kažejo oksidativne lastnosti v primerjavi z drugimi nekovinami.
Primer takšnih reakcij je interakcija amorfnega ogljika z vodikom pri segrevanju v prisotnosti katalizatorja:
in tudi s silicijem pri temperaturi 1200-1300 ° C:
Ogljik kaže oksidativne lastnosti v primerjavi s kovinami. Ogljik je sposoben reagirati z aktivnimi kovinami in nekaterimi kovinami povprečne aktivnosti. Pri segrevanju se pojavijo reakcije:
| Karbidi aktivnih kovin se hidrolizirajo z vodo:
kot tudi raztopine neoksidacijskih kislin: Posledica tega je nastanek ogljikovodikov, ki vsebujejo ogljik v enakem oksidacijskem stanju kot izvirni karbid. |
Kemijske lastnosti silicija
Silicij lahko obstaja, tako kot ogljik, v kristalnem in amorfnem stanju, in tako kot v primeru ogljika je amorfni silicij bistveno bolj kemično aktiven kot kristalin.
Včasih se amorfni in kristalni silicij imenujejo alotropne modifikacije, kar, strogo gledano, ni povsem res. Amorfni silicij je v bistvu konglomerat najmanjših delcev kristalnega silicija, naključno razporejenih drug glede na drugega.
Interakcija silicija s preprostimi snovmi
nekovine
Pri normalnih razmerah silicij zaradi svoje inertnosti reagira samo s fluorom:
Silicij reagira s klorom, bromom in jodom le pri segrevanju. V tem primeru je značilno, da je glede na aktivnost halogena potrebna ustrezno drugačna temperatura:
Torej s klorom reakcija poteka pri 340-420 ° C:
Z bromom - 620-700 o C:
Z jodom - 750-810 o C:
Reakcija silicija s kisikom poteka, vendar zahteva zelo močno segrevanje (1200-1300 ° C) zaradi dejstva, da močan oksidni film otežuje interakcijo:
Pri temperaturi 1200-1500 ° C silicij počasi komunicira z ogljikom v obliki grafita, da tvori silicijev karbid SiC - snov z atomsko kristalna mreža podoben diamantu in mu skoraj enak po moči:
Silicij ne reagira z vodikom.
kovine
Zaradi svoje nizke elektronegativnosti lahko silicij kaže oksidativne lastnosti le v zvezi s kovinami. Od kovin silicij reagira z aktivnimi (alkalnimi in zemeljskoalkalnimi) kovinami, pa tudi s številnimi kovinami srednje aktivnosti. Kot rezultat te interakcije nastanejo silicidi:
Interakcija silicija s kompleksnimi snovmi
Silicij ne reagira z vodo niti pri vrenju, vendar pa amorfni silicij sodeluje s pregreto vodno paro pri temperaturi približno 400-500 o C. Pri tem nastaja vodik in silicijev dioksid:
Od vseh kislin silicij (v amorfnem stanju) reagira samo s koncentrirano fluorovodikovo kislino:
Silicij se raztopi v koncentriranih alkalijskih raztopinah. Reakcijo spremlja razvoj vodika.
Silicij v prosti obliki sta leta 1811 izolirala J. Gay-Lussac in L. Tenard s prehodom hlapov silicijevega fluorida čez kovinski kalij, vendar ga nista opisala kot element. Švedski kemik J. Berzelius je leta 1823 opisal silicij, ki ga je pridobil s predelavo kalijeva sol K 2 SiF 6 s kovinskim kalijem pri visoki temperaturi. Novi element je dobil ime "silicij" (iz latinskega silex - kremen). Rusko ime "silicij" je leta 1834 uvedel ruski kemik German Ivanovič Hess. Prevedeno iz starogrščine. krhmnoz- "pečina, gora".
Biti v naravi, pridobiti:
V naravi najdemo silicij v obliki dioksida in silikatov različnih sestav. Naravni silicijev dioksid se nahaja predvsem v obliki kremena, čeprav obstajajo tudi drugi minerali - kristobalit, tridimit, kit, kousite. Amorfni silicijev dioksid najdemo v nahajališčih diatomejev na dnu morij in oceanov – te nahajališča so nastala iz SiO 2, ki je bil del diatomejev in nekaterih ciliatov.
Prosti silicij lahko pridobimo z žganjem drobnega belega peska z magnezijem, ki je kemična sestava je skoraj čisti silicijev oksid, SiO 2 + 2Mg = 2MgO + Si. V industriji se silicij tehnične čistosti pridobiva z redukcijo taline SiO 2 s koksom pri temperaturi okoli 1800 ° C v obločnih pečeh. Čistost tako pridobljenega silicija lahko doseže 99,9 % (glavne nečistoče so ogljik, kovine).
Fizične lastnosti:
Amorfni silicij ima obliko rjavega prahu, katerega gostota je 2,0 g / cm 3. Kristalni silicij - temno siv, sijoč kristalna snov, krhka in zelo trda, kristalizira v diamantni mreži. Je tipičen polprevodnik (prevaja elektriko bolje kot gumijasti izolator in slabše od bakrenega prevodnika). Silicij je krhek, le pri segrevanju nad 800 ° C postane plastična snov. Zanimivo je, da je silicij prozoren za infrardeče sevanje, ki se začne pri valovni dolžini 1,1 mikrometra.
Kemijske lastnosti:
Kemično je silicij neaktiven. Pri sobni temperaturi reagira samo s plinastim fluorom in tako tvori hlapen silicijev tetrafluorid SiF 4. Ko se segreje na temperaturo 400-500 ° C, silicij reagira s kisikom, da tvori dioksid, s klorom, bromom in jodom - da tvori ustrezne lahko hlapne tetrahalide SiHal 4. Pri temperaturi približno 1000 ° C silicij reagira z dušikom, da tvori nitrid Si 3 N 4, z borom - toplotno in kemično odpornimi boridi SiB 3, SiB 6 in SiB 12. Silicij ne reagira neposredno z vodikom.
Za jedkanje silicija se najpogosteje uporablja mešanica fluorovodikove in dušikove kisline.
Odnos do alkalij ...
Za silicij so značilne spojine z oksidacijskim stanjem +4 ali -4.
Najpomembnejše povezave:
Silicijev dioksid, SiO2- (silicijev anhidrid) ...
...
Silicijeva kislina- šibek, netopen, ki nastane z dodajanjem kisline v silikatno raztopino v obliki gela (želatinasta snov). H 4 SiO 4 (ortosilicij) in H 2 SiO 3 (metasilicij ali silicij) obstajata samo v raztopini in se pri segrevanju in sušenju nepovratno pretvorita v SiO 2. Nastali trdni porozni izdelek - silikagel, ima razvito površino in se uporablja kot adsorbent plinov, sušilno sredstvo, katalizator in nosilec katalizatorja.
Silikati- soli silicijeve kisline so večinoma (razen natrijevih in kalijevih silikatov) netopne v vodi. Lastnosti....
Vodikove spojine- analogi ogljikovodikov, silani, spojine, v katerih so atomi silicija povezani z enojno vezjo, močanče so atomi silicija povezani z dvojno vezjo. Tako kot ogljikovodiki, te spojine tvorijo verige in obroče. Vsi silani se lahko spontano vnamejo, tvorijo eksplozivne zmesi z zrakom in zlahka reagirajo z vodo.
Aplikacija:
Silicij se najbolj uporablja pri proizvodnji zlitin za dajanje trdnosti aluminiju, bakru in magneziju ter za proizvodnjo ferosilicidov, ki so pomembni pri proizvodnji jekel in polprevodniške tehnologije. Silicijevi kristali se uporabljajo v na sončno energijo in polprevodniške naprave - tranzistorji in diode. Silicij služi tudi kot surovina za proizvodnjo organosilicijevih spojin ali siloksanov, pridobljenih v obliki olj, masti, plastike in sintetičnih kavčukov. Anorganske spojine silicij se uporablja v tehnologiji keramike in stekla, kot izolacijski material in piezoelektrični kristali
Za nekatere organizme je silicij bistveno hranilo. Je del podpornih struktur pri rastlinah in skeletnih struktur pri živalih. V velikih količinah silicij koncentrirajo morski organizmi - diatomeje, radiolarije, spužve. Velike količine silicija koncentrirajo preslice in žita, predvsem poddružine bambusov in rižu podobnih, vključno s setvenim rižem. Mišicečlovek vsebuje (1-2) 10-2 % silicija, kost- 17 · 10 -4%, kri - 3,9 mg / l. S hrano dnevno v človeško telo vstopi do 1 g silicija.
Antonov S.M., Tomilin K.G.
Državna univerza KhF Tjumen, skupina 571.
Pri normalnih razmerah alotropne modifikacije ogljika - grafit in diamant - so precej inertne. Toda s povečanjem t aktivno vstopajo v kemične reakcije s preprostimi in kompleksnimi snovmi.
Kemijske lastnosti ogljika
Ker je elektronegativnost ogljika nizka, so preproste snovi dobra redukcijska sredstva. Finokristalni ogljik se laže oksidira, grafit težje, diamant pa še težje.
Alotropne modifikacije ogljika se oksidirajo s kisikom (izgorevanje) pri določenih temperaturah vžiga: grafit se vžge pri 600 ° C, diamant - pri 850-1000 ° C. Če je kisik v presežku, nastane ogljikov monoksid (IV), če je pomanjkanje - ogljikov monoksid (II):
C + O2 = CO2
2C + O2 = 2CO
Ogljik zmanjšuje kovinske okside. To daje proste kovine. Na primer, ko svinčev oksid žgamo s koksom, se svinec tali:
PbO + C = Pb + CO
redukcijsko sredstvo: C0 - 2e => C + 2
oksidant: Pb + 2 + 2e => Pb0
Ogljik kaže tudi oksidativne lastnosti v zvezi s kovinami. Hkrati tvori različne vrste karbidov. Torej, z aluminijem reakcije potekajo pri visoki temperaturi:
3C + 4Al = Al4C3
C0 + 4e => C-4 3
Al0 - 3e => Al + 3 4
Kemijske lastnosti ogljikovih spojin
1) Ker je moč ogljikovega monoksida visoka, vstopi v kemične reakcije, ko visoke temperature... Pri znatnem segrevanju se pojavijo visoke redukcijske lastnosti ogljikovega monoksida. Torej, reagira s kovinskimi oksidi:
CuO + CO => Cu + CO2
Pri povišanih temperaturah (700 °C) se vžge v kisiku in gori z modrim plamenom. Iz tega plamena lahko ugotovite, da kot posledica reakcije nastane ogljikov dioksid:
CO + O2 => CO2
2) Dvojne vezi v molekuli ogljikovega dioksida so dovolj močne. Za njihovo prekinitev je potrebna precejšnja energija (525,6 kJ / mol). Zato je ogljikov dioksid precej inerten. Reakcije, v katere vstopi, pogosto potekajo pri visokih temperaturah.
Ogljikov dioksid je kisl, ko reagira z vodo. Tako nastane raztopina ogljikove kisline. Reakcija je reverzibilna.
Ogljikov dioksid kot kisli oksid reagira z alkalijami in bazičnimi oksidi. Ko ogljikov dioksid spustimo skozi alkalno raztopino, lahko nastane srednja ali kisla sol.
3) Ogljikova kislina ima vse lastnosti kislin in je v interakciji z alkalijami in bazičnimi oksidi.
Kemijske lastnosti silicija
silicij je bolj aktiven od ogljika in ga kisik oksidira že pri 400 °C. Druge nekovine lahko oksidirajo silicij. Te reakcije običajno potekajo pri višji temperaturi kot pri kisiku. Pod temi pogoji silicij komunicira z ogljikom, zlasti z grafitom. Tako nastane karborund SiC - zelo trda snov, ki je po trdoti slabša le od diamanta.
Silicij je lahko tudi oksidant. To se kaže v reakcijah z aktivnimi kovinami. Na primer:
Si + 2Mg = Mg2Si
Višja aktivnost silicija v primerjavi z ogljikom se kaže v tem, da za razliko od ogljika reagira z alkalijami:
Si + NaOH + H2O => Na2SiO3 + H2
Kemijske lastnosti silicijevih spojin
1) Močne vezi med atomi v kristalni mreži silicijevega dioksida pojasnjujejo nizko kemično aktivnost. Reakcije, v katere ta oksid vstopa, potekajo pri visokih temperaturah.
Silicijev oksid je kisli oksid. Kot veste, ne prehaja v reakcijo z vodo. Njegova kisla narava se kaže v reakciji z alkalijami in bazičnimi oksidi:
SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O
Reakcije z bazičnimi oksidi potekajo pri visokih temperaturah.
Silicijev oksid ima majhne oksidativne lastnosti. Zmanjšujejo ga nekatere aktivne kovine.
V binarnih spojinah silicija z ogljikom je vsak atom silicija neposredno vezan na štiri sosednje atome ogljika, ki se nahajajo na ogliščih tetraedra, katerega središče je atom silicija. Hkrati je vsak atom ogljika vezan na štiri sosednje atome silicija, ki se nahajajo na ogliščih tetraedra, katerega središče je atom ogljika. Takšna medsebojna razporeditev atomov silicija in ogljika temelji na vezi silicij-ogljik Si - C- in tvori gosto in zelo močno kristalno strukturo.
Trenutno sta znani le dve binarni spojini silicija z ogljikom. Je zelo redek naravni mineral, moissanit, ki ga še ni praktična uporaba, in umetno pridobljen SiC karborund, ki ga včasih imenujemo silund, refrax, carbofrax, kristalan itd.
V laboratorijski praksi in tehnologiji se karboundum pridobiva z redukcijo silicijevega dioksida z ogljikom po reakcijski enačbi
SiO 2 + 3C = 2CO + SiC
Poleg fino mletega kremenovega ali čistega kremenčevega vrvi in koksa se sestavi polnjenja za proizvodnjo karborunda in koksa doda kuhinjska sol. žagovina... Žagovina med žganjem zrahlja naboj in sol, ki reagira z nečistočami železa in aluminija, jih pretvori v hlapne kloride FeCl 3 in A1C1 3, ki se odstranijo iz reakcijskega območja pri 1000-1200 ° C. Dejansko se reakcija med silicijevim dioksidom in koksom začne že pri 1150 ° C, vendar poteka izjemno počasi. Ko se temperatura dvigne na 1220 ° C, se njena hitrost poveča. V temperaturnem območju od 1220 do 1340 ° C postane eksotermna in poteka burno. Kot rezultat reakcije najprej nastane zmes, sestavljena iz najmanjših kristalov in amorfne sorte karborunda. S povišanjem temperature na 1800-2000 ° C zmes prekristalizira in se spremeni v dobro razvito, tabelarno obliko, redko brezbarvno, pogosteje obarvano zeleno, sivo in celo črno z diamantnim sijajem in mavrično igro, šesterokotne kristale, ki vsebujejo približno 98-99,5 % karborunda. Postopek pridobivanja karborunda iz naboja se izvaja v električnih pečeh, ki gorijo pri 2000-2200 ° C. Za pridobitev kemično čistega karborunda se produkt, pridobljen kot posledica gorenja naboja, obdela z alkalijo, ki raztopi nereagirani silicijev dioksid.
Kristalni karborund se nanaša na zelo trdne snovi; njegova trdota je 9. Ohmska upornost polikristalnega karborunda se z naraščanjem temperature zmanjšuje in pri 1500 0 С postane nepomembna.
V zraku pri temperaturah nad 1000 °C začne karborund najprej počasi oksidirati, nato pa močno, ko se temperatura dvigne nad 1700 °C. V tem primeru nastaneta silicijev dioksid in ogljikov monoksid:
2SiC + ЗО 2 = 2SiO 2 + 2CO
Silicijev dioksid, ki nastane na površini karborunda, je zaščitni film, ki nekoliko upočasni nadaljnjo oksidacijo karborunda. Pod enakimi pogoji poteka oksidacija karborunda močneje v okolju vodne pare.
Mineralne kisline, razen ortofosfornih, ne delujejo na karbound, klor pri 100 ° C ga razgradi po reakcijski enačbi
SiC + 2Cl 2 = SiCl 4 + C
in pri 1000 ° C se namesto ogljika sprosti CC1 4:
SiC + 4C1 2 = SiCl + CC1 4
Staljene kovine, ki reagirajo s karborundom, tvorijo ustrezne silicide:
SiC + Fe = FeSl + C
Karborund pri temperaturah nad 810 °C reducira okside zemeljskoalkalijskih kovin v kovino, nad 1000 °C reducira železov (III) oksid Fe 2 O 3 in nad 1300-1370 °C železov (II) oksid FeO, nikelj (II) oksid NiO in manganov oksid МnО.
Staljene kavstične alkalije in njihovi karbonati v prisotnosti atmosferskega kisika popolnoma razgradijo karbound s tvorbo ustreznih silikatov:
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
Karborund je sposoben tudi reagirati z natrijevim peroksidom, svinčevim (II) oksidom in fosforno kislino.
Ker ima karborund visoko trdoto, se pogosto uporablja kot abrazivni prah za brušenje kovine, pa tudi za izdelavo karborundovih abrazivnih koles, palic in brusnega papirja iz njega. Električna prevodnost Karborund pri visokih temperaturah omogoča uporabo kot glavni material pri izdelavi tako imenovanih silitnih palic, ki so uporni elementi v električnih pečeh. V ta namen se zmes karborunda s silicijem zapre z glicerinom ali drugo organsko cementno snovjo, iz nastale mase pa se oblikujejo palice, ki jih žgamo pri 1400-1500 ° C v atmosferi ogljikovega monoksida ali v atmosferi dušika. Med žganjem cementno organska snov se razgradi, sproščeni ogljik, ki se združi s silicijem, spremeni v karbound in daje palicam zahtevano moč.
Iz karborunda so izdelani posebni ognjevzdržni lončki.
za taljenje kovin, pridobljenih z vročim stiskanjem
karborund pri 2500 ° C pod tlakom 42-70 MPa. Še vedno znano
ognjevzdržni materiali, izdelani iz mešanic karborunda z nitridi
veziva, ki vsebujejo bor, steatit, molibden in druge snovi
subjekti.
SILICOVI ALI SILAN HIDRIDI
Spojine silicijevega vodika se običajno imenujejo silicijevi hidridi ali silani. Tako kot nasičeni ogljikovodiki tudi silicijevi hidridi tvorijo homologno serijo, v kateri so atomi silicija med seboj povezani z enojno vezjo
Si-Si -Si -Si -Si- itd.
Najpreprostejši predstavnik
te homologne serije je monosilan ali preprosto silan, SiH 4, katerega struktura molekule je podobna strukturi metana, nato sledi
disilan H 3 Si-SiH 3, ki je po molekularni strukturi podoben etanu, nato trisilan H 3 Si-SiH 2 -SiH 3,
tetrasilan H 3 Si-SiH 2 -SiH 2 -SiH 3,
pentasilan H 3 Si-SiH 2 -SiH 2 -SiH 2 ^ - SiH 3 in zadnji od dobljenih silanov te homologne serije
heksasilan H 3 Si-SiH 2 -SiH 2 -SiH 2 -SiH 2 -SiH 3. Silanes notri čista oblika se v naravi ne pojavljajo. Pridobivajo se na umeten način:
1. Razgradnja kovinskih silicidov s kislinami ali alkalijami po reakcijski enačbi
Mg 2 Si + 4 HCI = 2 MgCl 2 + SiH 4
to tvori zmes silanov, ki se nato loči s frakcijsko destilacijo pri zelo nizkih temperaturah.
2. Redukcija halogenoselanov z litijevim hidridom ali litijevim aluminijevim hidridom:
SiCl 4 + 4 LiH = 4LiCl + SiH 4
Ta način pridobivanja silalov je bil prvič opisan leta 1947.
3. Redukcija halogenoselanov z vodikom. Reakcija poteka pri 300 - 400 °C v reakcijskih ceveh, napolnjenih s kontaktno mešanico, ki vsebuje silicij, kovinski baker in 1 - 2 % aluminijeve halogenide kot katalizatorje.
Kljub podobnosti v molekularni strukturi sitanov in nasičenih ogljikovodikov, fizične lastnosti so različni.
V primerjavi z ogljikovodiki so silani manj stabilni. Najbolj stabilen med njimi je monosilan SiH4, ki razpade na silicij in vodik šele, ko se rdeče segreje. Drugi silani z visoko vsebnostjo silicija tvorijo nižje derivate pri veliko nižjih temperaturah. Na primer, disilan Si 2 H 6 daje silan in trden polimer pri 300 ° C, heksasilan Si 6 H 14 pa se počasi razgradi tudi pri normalne temperature... Ob stiku s kisikom se silani zlahka oksidirajo in nekateri od njih, na primer monosilan SiH 4, se samovnetljivo pri -180 °C. Silani se zlahka hidrolizirajo v silicijev dioksid in vodik:
SiH 4 + 2H 2 0 = SiO 2 + 4H 2
Pri višjih silanih se ta proces zgodi s cepitvijo
vezi - Si - Si - Si - med atomi silicija. Na primer, tri-
silan Si 3 H 8 daje tri molekule SiO 2 in deset molekul plinastega vodika:
H 3 Si - SiH 2 - SiH 3 + 6H 3 O = 3SiO 2 + 10H 2
V prisotnosti kavstičnih alkalij hidroliza silanov povzroči nastanek silikata ustrezne alkalijske kovine in vodika:
SiH 4 + 2NaOH + H 2 0 = Na 2 Si0 3 + 4H 2
SILICOVI HALOGENI
Med binarne silicijeve spojine spadajo tudi halogenolani. Tako kot silicijevi hidridi - silani - tvorijo homologno serijo kemične spojine, pri katerem so atomi halida neposredno vezani na atome silicija, ki so povezani z enojnimi vezmi
in tako naprej v verigah ustrezne dolžine. Zaradi te podobnosti lahko halogenolane obravnavamo kot produkte zamenjave vodika v silanih z ustreznim halogenom. V tem primeru je zamenjava lahko popolna ali nepopolna. V slednjem primeru dobimo halogenirane derivate silanov. Klorosilan Si 25 Cl 52 velja za najvišje znane halogenoselan doslej, Halogenosilan in njihovi halogenski derivati se v naravi ne pojavljajo v čisti obliki in jih je mogoče pridobiti izključno umetno.
1. Neposredna povezava elementarnega silicija s halogeni. Na primer, SiCl 4 dobimo iz ferosilicija, ki vsebuje od 35 do 50 % silicija, tako da ga obdelamo pri 350-500 ° C s suhim klorom. V tem primeru dobimo SiCl 4 kot glavni produkt v mešanici z drugimi kompleksnejšimi halogenoselani Si 2 C1 6, Si 3 Cl 8 itd. po reakcijski enačbi
Si + 2Cl 2 = SiCl 4
Enako spojino lahko dobimo s kloriranjem zmesi silicijevega dioksida s koksom pri visokih temperaturah. Reakcija poteka po shemi
SiO 2 + 2C = Si + 2CO
Si + 2C1 2 = SiC1 4
SiO 2 + 2C + 2Cl 2 = 2CO + SiCl 4
Tetrabromosilan se pridobiva z bromiranjem z rdečo toploto elementarnega silicija z bromovimi hlapi:
Si + 2Br 2 = SiBr 4
ali mešanica silicijevega dioksida s koksom:
SiO 2 + 2C = Si + 2CO
Si + 2Br 3 = SiBi 4
SiO 2 + 2C + 2Br 2 = 2CO + SiBr 4
V tem primeru je možna tvorba silanov višjih stopenj hkrati s tetrasilani. Na primer, kloriranje magnezijevega silicida proizvede 80 % SiCl 4, 20 % SiCl 6 in 0,5-1 % Si 3 Cl 8; pri kloriranju kalcijevega silicida je sestava reakcijskih produktov izražena kot sledi: 65 % SiC1 4; 30 % Si2Cl6; 4 % Si 3 Cl 8.
2. Halogeniranje silanov z vodikovimi halogenidi v prisotnosti katalizatorjev A1Br 3 pri temperaturah nad 100 ° C. Reakcija poteka po shemi
SiH 4 + HBg = SiH 3 Br + H 2
SiH 4 + 2HBg = SiH 2 Br 2 + 2H 2
3. Halogeniranje silanov s kloroformom v prisotnosti AlCl 3 katalizatorjev:
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. Silicijev tetrafluorid se pridobi z delovanjem fluorovodikove kisline na silicijev dioksid:
SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 0
5. Nekatere polihalogenosilane je mogoče dobiti iz najpreprostejših halogenosilanov s halogeniranjem z ustreznim halogenidom. Na primer, tetrajodosilan v zaprti epruveti pri 200-300 °C, reagira s srebrom, sprosti heksajodisilan z
Jodosilane lahko pridobimo z interakcijo joda s silani v mediju ogljikov tetraklorid ali pa tudi kloroform v prisotnost katalizatorja AlI 3 pri interakciji silana z vodikovim jodidom
Halogenolani so manj stabilni kot halogenirani ogljikovodiki, podobni po strukturi. Z lahkoto se hidrolizirajo v silikagel in halinovo kislino:
SiCl4 + 2H2O = Si02 + 4HCl
Najpreprostejši predstavniki halogenoselanov so SiF 4, SiCl 4, SiBr 4 in SiI 4. Od tega se v tehnologiji večinoma uporabljata tetrafluorosilan in tetraklorosilan. Tetrafluorosilan SiF 4 je brezbarven plin ostrega vonja, se kadi v zraku, hidrolizira v silikofluoro kislino in silikagel. SiF 4 dobimo z delovanjem fluorovodikove kisline na silicijev dioksid po reakcijski enačbi
SiО 2 + 4HF = SlF 4 + 2H 2 0
Za industrijsko proizvodnjo. Uporabljajo se SiF 4 fluorid CaF 2, silicijev dioksid SiO 2 in žveplova kislina H 2 SO 4 . Reakcija poteka v dveh fazah:
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
Plinasto stanje in hlapnost tetrafluorosilana se uporablja za jedkanje apneno-natrijevih silikatnih stekel z vodikovim fluoridom. Pri interakciji vodikovega fluorida s steklom nastanejo tetrafluorosilan, kalcijev fluorid, natrijev fluorid in voda. Tetrafluorosilan, ki se izhlapi, sprosti nove globlje plasti stekla za reakcijo z vodikovim fluoridom. Na mestu reakcije ostaneta CaF 2 in NaF, ki se raztopita v vodi in s tem sprostita dostop vodikovega fluorida za nadaljnji prodiranje do sveže olupljene steklene površine. Jedkana površina je lahko mat ali prozorna. Mat jedkanje dobimo, ko plinasti vodikov fluorid deluje na steklo, prozorno - pri jedkanju z vodnimi raztopinami fluorovodikove kisline. Če tetrafluorosilan preidemo v vodo, dobimo H 2 SiF 6 in silicijev dioksid v obliki gela:
3SiF 4 + 2H 2 O = 2H 2 SiF 6 + Si0 2
Fluorosilicijeva kislina je ena izmed močnih dvobazičnih kislin, ki se ne pridobiva v prostem stanju, pri izhlapevanju se razgradi na SiF 4 in 2HF, ki se izhlapi; z kavstičnimi alkalijami tvori kisle in normalne soli:
H 2 SlF 6 + 2NaOH = Na 2 SiF 6 + 2H 2 O
s presežkom alkalij daje alkalijski fluorid, silicijev dioksid in vodo:
H 2 SiF 6 + 6 NaOH = 6 NaF + SiO 2 + 4H 2 O
Silicijev dioksid, ki se sprošča pri tej reakciji, reagira z kavstikom
in vodi do tvorbe silikata:
SiO 2 + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O
Soli fluorosilicijeve kisline se imenujejo silikofluoridi ali fluati. Trenutno znani fluoridi silicijevega dioksida Na, H, Rb, Cs, NH 4, Cu, Ag, Hg, Mg, Ca, Sr, Ba, Cd, Zn, Mn, Ni, Co, Al, Fe, Cr, Pb itd.
V tehnologiji za različne namene se uporabljajo natrijevi silikofluoridi Na 2 SiF 6, magnezij MgSiF 6 * 6HgO, cink ZnSiF 6 * 6H 2 O, aluminij Al 2 (SiF 6) 3, svinec PbSiF 6, barijev BaSiF 6 itd. fluoridi imajo antiseptične in tesnilne lastnosti; hkrati so zaviralci ognja. Zaradi tega se uporabljajo za impregniranje lesa za preprečevanje prezgodnjega propadanja in zaščito pred vžigom v primeru požara. Umetni in naravni kamni za gradbene namene so tudi impregnirani s silicijevimi fluoridi za njihovo kompaktiranje. Bistvo impregnacije je v tem, da raztopina silikofluoridov, ki prodre v pore in razpoke kamna, reagira s kalcijevim karbonatom in nekaterimi drugimi spojinami ter tvori netopne soli, ki se odlagajo v pore in jih zaprejo. To znatno poveča odpornost kamna na vremenske vplive. Materiale, ki kalcijevega karbonata sploh ne vsebujejo ali ga vsebujejo malo, predhodno obdelamo z avanfluati, t.j. snovi, ki vsebujejo raztopljene kalcijeve soli, silikate alkalijskih kovin in druge snovi, ki lahko tvorijo netopne oborine s fluati. Silicijevi fluoridi magnezija, cinka in aluminija se uporabljajo kot fluati. Postopek flutinga je mogoče predstaviti na naslednji način:
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
Silicijeve fluoride alkalijskih kovin dobimo z interakcijo fluorosilicijeve kisline z raztopinami soli teh kovin:
2NaCl + H 2 SiF 6 = Na 2 SlF 6 + 2HC1
To so želatinaste oborine, topne v vodi in praktično netopne v absolutnem alkoholu. Zato se uporabljajo v kvantitativna analiza pri določanju silicijevega dioksida z volumetrično metodo. Za tehnične namene se uporablja natrijev silikofluorid, ki ga dobimo v obliki belega prahu kot stranski produkt pri proizvodnji superfosfata. Kriolit 3NaF-AlF 3 nastane iz mešanice Na 2 SiF 6 in A1 2 O 3 pri 800 °C, ki se široko uporablja pri proizvodnji zobnih cementov in je dober dušilec tako pri izdelavi stekla kot pri izdelavi neprozornih glazure in emajli.
Natrijev silikofluorid kot ena od komponent je uveden v sestavo kemično odpornih kitov na tekočem steklu:
Na 2 SiF 6 + 2Na 2 SiO 3 = 6NaF + 3SiO 2
Silicijev dioksid, ki se sprosti pri tej reakciji, daje utrjenemu kitu kemično odpornost. Hkrati je Na 2 SiF 6 pospeševalnik strjevanja. Natrijev silikofluorid se uvaja tudi kot mineralizator v surove mešanice pri proizvodnji cementov.
Tetraklorosilan SiCl 4 je brezbarvna, dimljiva, na zraku, zlahka hidrolizirana tekočina, pridobljena s kloriranjem karborunda ali ferosilicija z delovanjem na silane pri povišanih temperaturah.
Tetraklorosilan je glavni izhodni material za proizvodnjo številnih organosilicijevih spojin.
Tetrabromosilan SiBr 4 je brezbarvna, dimljiva na zraku, zlahka hidrolizirana na tekočini SiO 2 in HBr, pridobljena pri vroči temperaturi, ko bromova para prehaja čez rdeče vroč elementarni silicij.
Tetrajodosilan SiI 4 je bela kristalinična snov, pridobljena s prehajanjem mešanice jodnih hlapov z ogljikovim dioksidom preko žarečega elementarnega silicija.
Silicijevi boridi in nitridi
Silicijevi boridi so spojine silicija z borom. Trenutno obstajata dve silicijevi vezi: silicijev triborid B 3 Si in silicijev heksaborid B 6 Si. So izjemno trde, kemično odporne in ognjevzdržne snovi. Dobimo jih s fuzijo v električni tok fino zmleta mešanica, sestavljena iz 5 mas. vključno z elementarnim silicijem in 1 mas. h. bor. Zgrudano maso očistimo s staljenim kalijevim karbonatom. G.M.Samsonov in V.P. Latyshev sta pridobila silicijev triborid z vročim stiskanjem pri 1600-1800 ° C.
Silicijev triborid s pl. 2,52 g / cm 3 tvori črne plošče
rombični kristali, prosojni
v tankem sloju v rumeno-rjavih tonih. Silicijev heksaborid s pl.
2,47 g / cm 3 dobimo v obliki neprozornih neprozornih zrn neprozornega
zlobna oblika.
Silicijevi boridi se topijo pri približno 2000 °C, vendar oksidirajo zelo počasi tudi pri visokih temperaturah. To omogoča njihovo uporabo kot posebne ognjevzdržne materiale. Trdota silicijevih boridov je zelo visoka in so v tem pogledu blizu karborundu.
Spojine silicijevega dušika se imenujejo silicijevi nitridi. Poznani so naslednji nitridi: Si 3 N 4, Si 2 N 3 in SIN. Silicijeve nitride pridobivamo s kalciniranjem elementarnega silicija v atmosferi čistega dušika v temperaturnem območju od 1300 do 1500 °C. Običajni silicijev nitrid Si 3 N 4 lahko dobimo iz mešanice silicijevega dioksida s koksom, žganega v atmosferi čistega dušika pri 1400-1500 °C:
6С + 3Si0 2 + 2N 3 ͢ Si 3 N 4 + 6CO
Si 3 N 4 je sivkasto bel ognjevzdržen in kislinsko odporen prah, ki hlapi le nad 1900 °C. Silicijev nitrid hidroliziramo s sproščanjem silicijevega dioksida in amoniaka:
Si 3 N 4 + 6H 2 O = 3SiO 2 + 4NH 3
Koncentrirano žveplova kislina pri segrevanju počasi razgrajuje Si 3 N 4, razredčena fluorosilicijeva kislina pa ga močneje razgradi.
Silicijev nitrid sestave Si 2 N 3 dobimo tudi z delovanjem dušika pri visokih temperaturah na elementarni silicij ali na ogljik-dušik-silicij C 2 Si 2 N + N 2 = 2C + Si2N 3.
Poleg binarnih spojin silicija z dušikom je trenutno znanih še veliko drugih kompleksnejših, ki temeljijo na neposredni povezavi atomov silicija z atomi dušika, na primer: 1) aminosilani SiH 3 NH 2, SiH 2 (NH 2) 2, SiH (NH2)3, Si (NH2)4; 2) sililamini NH 2 (SiH 3), NH (SiH 3) 2, N (SiH 3) 3; 3) silicijeve spojine, ki vsebujejo dušik, bolj zapletene sestave.
SPLOŠNI POJMI
- Oznaka - Si (silicij);
- Obdobje - III;
- Skupina - 14 (IVa);
- Atomska masa - 28,0855;
- Atomsko število - 14;
- Atomski polmer = 132 pm;
- Kovalentni polmer = 111 pm;
- Porazdelitev elektronov - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2;
- tališče = 1412 ° C;
- vrelišče = 2355 ° C;
- Elektronegativnost (Pauling / Alpred in Rohov) = 1,90 / 1,74;
- Oksidacijsko stanje: +4, +2, 0, -4;
- Gostota (n. At.) = 2,33 g / cm 3;
- Molarna prostornina = 12,1 cm 3 / mol.
Silicijeve spojine:
Silicij je bil prvič izoliran v svoji čisti obliki leta 1811 (Francoza J.L. Gay-Lussac in L. J. Thénard). Čisti elementarni silicij je bil pridobljen leta 1825 (Šved J. J. Berzelius). Kemični element je dobil ime "silicij" (v prevodu iz starogrščine - gora) leta 1834 (ruski kemik GI Hess).
Silicija je največ (za kisikom) kemični element na Zemlji (vsebina v zemeljsko skorjo 28-29 mas. %). V naravi je silicij najpogosteje prisoten v obliki silicijevega dioksida (pesek, kremen, kremen, feldspar), pa tudi v silikatih in alumosilikatih. Čisti silicij je izjemno redek. Mnogi naravni silikati v svoji čisti obliki so dragih kamnov: smaragd, topaz, akvamari - vse to je silicij. Čisti kristalni silicijev oksid (IV) se pojavlja v obliki kamnitega kristala in kremena. Silicijev oksid, v katerem so prisotne različne nečistoče, tvori dragocene in poldragi kamni- ametist, ahat, jaspis.
riž. Struktura atoma silicija.
Elektronska konfiguracija silicija je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 (glej Elektronska struktura atomov). Na zunanji energijski ravni ima silicij 4 elektrone: 2 parna na 3s-podravni + 2 neparna na p-orbitalah. Ko atom silicija preide v vzbujeno stanje, en elektron s s-podnivoja "zapusti" svoj par in preide na p-podnivo, kjer je ena prosta orbitala. Tako ima elektronska konfiguracija atoma silicija v vzbujenem stanju naslednjo obliko: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3.
riž. Prehod atoma silicija v vzbujeno stanje.
Tako lahko silicij v spojinah kaže valenco 4 (najpogosteje) ali 2 (glej Valence). Silicij (tako kot ogljik), ki reagira z drugimi elementi, tvori kemične vezi, v katerih lahko odda svoje elektrone in jih sprejme, hkrati pa je sposobnost sprejemanja elektronov od atomov silicija manj izrazita kot od atomov ogljika, zaradi večja velikost atom silicija.
Oksidacijsko stanje silicija:
- -4 : SiH 4 (silan), Ca 2 Si, Mg 2 Si (kovinski silikati);
- +4 - najbolj stabilni: SiO 2 (silicijev oksid), H 2 SiO 3 (kremena kislina), silikati in silicijevi halogenidi;
- 0 : Si (preprosta snov)
Silicij kot preprosta snov
Silicij je temno siva kristalinična snov s kovinskim leskom. Kristalni silicij je polprevodnik.
Silicij tvori samo eno alotropno modifikacijo, podobno diamantu, a hkrati ne tako močna, saj vezi Si-Si niso tako močne kot v molekuli ogljika diamanta (glej Diamant).
Amorfni silicij- rjav prah s tališčem 1420 ° C.
Kristalni silicij se pridobiva iz amorfnega silicija s prekristalizacijo. Za razliko od amorfnega silicija, ki je precej aktiven kemični, je kristalni silicij bolj inerten v smislu interakcije z drugimi snovmi.
Struktura kristalne mreže silicija ponavlja strukturo diamanta - vsak atom je obdan s štirimi drugimi atomi, ki se nahajajo na ogliščih tetraedra. Atomi se med seboj vežejo s kovalentnimi vezmi, ki niso tako močne kot ogljikove vezi v diamantu. Iz tega razloga tudi pod n.u. nekatere kovalentne vezi v kristalnem siliciju so uničene, kar povzroči sprostitev nekaterih elektronov, tako da ima silicij malo električne prevodnosti. Ko se silicij segreje, se na svetlobi ali z dodatkom nekaterih nečistoč poveča število uničenih kovalentnih vezi, zaradi česar se poveča število prostih elektronov, zato se poveča tudi električna prevodnost silicija.
Kemijske lastnosti silicija
Tako kot ogljik je lahko silicij tako redukcijsko kot oksidacijsko sredstvo, odvisno od tega, s katero snovjo reagira.
Pod n.u. silicij deluje samo s fluorom, kar je razloženo s precej močno kristalno mrežo silicija.
Silicij reagira s klorom in bromom pri temperaturah nad 400 °C.
Silicij sodeluje z ogljikom in dušikom le pri zelo visokih temperaturah.
- V reakcijah z nekovinami silicij deluje kot reduktor:
- v normalnih pogojih silicij iz nekovin reagira samo s fluorom in tvori silicijev halogenid:
Si + 2F 2 = SiF 4 - pri visokih temperaturah silicij reagira s klorom (400 ° C), kisikom (600 ° C), dušikom (1000 ° C), ogljikom (2000 ° C):
- Si + 2Cl 2 = SiCl 4 - silicijev halogenid;
- Si + O 2 = SiO 2 - silicijev oksid;
- 3Si + 2N 2 = Si 3 N 4 - silicijev nitrid;
- Si + C = SiC - karborund (silicijev karbid)
- v normalnih pogojih silicij iz nekovin reagira samo s fluorom in tvori silicijev halogenid:
- V reakcijah s kovinami je silicij oksidant(nastala salicidi:
Si + 2Mg = Mg 2 Si - Pri reakcijah s koncentriranimi alkalijskimi raztopinami silicij reagira s sproščanjem vodika in tvori topne soli silicijeve kisline, imenovane silikati:
Si + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2 - Silicij ne reagira s kislinami (razen HF).
Prejemanje in uporaba silicija
Pridobivanje silicija:
- v laboratoriju - iz silicijevega dioksida (alumoterapija):
3SiO 2 + 4Al = 3Si + 2Al 2 O 3 - v industriji - redukcija silicijevega oksida s koksom (komercialno čistim silicijem) pri visokih temperaturah:
SiO 2 + 2C = Si + 2CO - Najčistejši silicij dobimo z redukcijo silicijevega tetraklorida z vodikom (cinkom) pri visoki temperaturi:
SiCl4 + 2H2 = Si + 4HCl
Silikonska aplikacija:
- proizvodnja polprevodniških radioelementov;
- kot metalurški dodatki pri proizvodnji toplotno odpornih in kislinsko odpornih spojin;
- pri proizvodnji sončnih celic;
- kot usmerniki AC.
