Stjerne nyheder
Silicium: anvendelse, kemiske og fysiske egenskaber. Kemiske egenskaber af kulstof og silicium
Kulstof er i stand til at danne flere allotropiske modifikationer. Disse er diamant (den mest inerte allotropiske modifikation), grafit, fulleren og carbyn.
Trækul og sod er amorft kulstof. Kulstof i denne tilstand har ikke en ordnet struktur og består faktisk af små fragmenter af grafitlag. Amorft kulstof behandlet med varmtvandsdamp kaldes aktivt kul. 1 gram aktivt kul, på grund af tilstedeværelsen af mange porer i det, har et samlet overfladeareal på mere end tre hundrede kvadratmeter! Takket være dens evne til at absorbere forskellige stoffer Aktivt kul finder bred anvendelse som filterfyldstof, og også som enterosorbent til forskellige typer forgiftning
Fra et kemisk synspunkt er amorft kulstof dens mest aktive form, grafit udviser moderat aktivitet, og diamant er et ekstremt inert stof. Af denne grund bør de kemiske egenskaber af carbon, der diskuteres nedenfor, primært tilskrives amorft carbon.
Reducerende egenskaber af kulstof
Som et reduktionsmiddel reagerer carbon med ikke-metaller som ilt, halogener og svovl.
Afhængig af overskud eller mangel på ilt kan der dannes kulilte CO eller kulilte ved afbrænding af kul. carbondioxid CO2:
Når kulstof reagerer med fluor, dannes kulstoftetrafluorid:
Når kulstof opvarmes med svovl, dannes kulstofdisulfid CS 2:
Kulstof er i stand til at reducere metaller efter aluminium i aktivitetsserien fra deres oxider. For eksempel:
Kulstof reagerer også med oxider af aktive metaller, men i dette tilfælde er det som regel ikke reduktionen af metallet, der observeres, men dannelsen af dets karbid:
Interaktion mellem kulstof og ikke-metaloxider
Kulstof indgår i en koproportioneringsreaktion med kuldioxid CO 2:
En af de vigtigste processer set fra et industrielt synspunkt er den såkaldte dampkulkonvertering. Processen udføres ved at lede vanddamp gennem varmt kul. Følgende reaktion opstår:
Ved høje temperaturer er kulstof i stand til at reducere selv en sådan inert forbindelse som siliciumdioxid. I dette tilfælde, afhængigt af forholdene, er dannelsen af silicium eller siliciumcarbid mulig ( carborundum):
Kulstof som reduktionsmiddel reagerer også med oxiderende syrer, især koncentrerede svovlsyre og salpetersyre:
Kulstofs oxidative egenskaber
Det kemiske grundstof kulstof er ikke meget elektronegativt, så de simple stoffer, det danner, udviser sjældent oxiderende egenskaber over for andre ikke-metaller.
Et eksempel på sådanne reaktioner er interaktionen af amorft kulstof med brint, når det opvarmes i nærvær af en katalysator:
og også med silicium ved en temperatur på 1200-1300 o C:
Kulstof udviser oxiderende egenskaber i forhold til metaller. Kulstof er i stand til at reagere med aktive metaller og nogle mellemaktive metaller. Reaktioner opstår ved opvarmning:
| Aktive metalcarbider hydrolyseres af vand:
samt opløsninger af ikke-oxiderende syrer: I dette tilfælde dannes carbonhydrider indeholdende carbon i samme oxidationstilstand som i det oprindelige carbid. |
Kemiske egenskaber af silicium
Silicium kan eksistere, ligesom kulstof, i en krystallinsk og amorf tilstand, og som i tilfældet med kulstof er amorft silicium væsentligt mere kemisk aktivt end krystallinsk silicium.
Nogle gange kaldes amorft og krystallinsk silicium allotropiske modifikationer, hvilket strengt taget ikke er helt sandt. Amorft silicium er i det væsentlige et konglomerat af bittesmå partikler af krystallinsk silicium, der er tilfældigt placeret i forhold til hinanden.
Interaktion mellem silicium og simple stoffer
ikke-metaller
Under normale forhold reagerer silicium på grund af sin inerthed kun med fluor:
Silicium reagerer kun med klor, brom og jod ved opvarmning. Det er karakteristisk, at der afhængigt af halogenets aktivitet kræves en tilsvarende forskellig temperatur:
Så med klor sker reaktionen ved 340-420 o C:
Med brom – 620-700 o C:
Med jod – 750-810 o C:
Reaktionen af silicium med oxygen opstår, men kræver meget kraftig opvarmning (1200-1300 o C) på grund af det faktum, at den stærke oxidfilm gør interaktionen vanskelig:
Ved en temperatur på 1200-1500 o C interagerer silicium langsomt med kulstof i form af grafit for at danne carborundum SiC - et stof med et atomisk krystalgitter, der ligner diamant og næsten ikke er ringere end det i styrke:
Silicium reagerer ikke med brint.
metaller
På grund af sin lave elektronegativitet kan silicium kun udvise oxiderende egenskaber over for metaller. Af metallerne reagerer silicium med aktive (alkali- og jordalkalimetal) metaller, samt mange metaller med mellemaktivitet. Som et resultat af denne interaktion dannes silicider:
Interaktion mellem silicium og komplekse stoffer
Silicium reagerer ikke med vand, selv når det koges, dog interagerer amorft silicium med overophedet vanddamp ved en temperatur på omkring 400-500 o C. I dette tilfælde dannes brint og siliciumdioxid:
Af alle syrer reagerer silicium (i amorf tilstand) kun med koncentreret flussyre:
Silicium opløses i koncentrerede opløsninger alkalier. Reaktionen ledsages af frigivelse af brint.
På normale forhold allotropiske modifikationer af kulstof - grafit og diamant - er ret inerte. Men efterhånden som t stiger, går de aktivt ind kemiske reaktioner med simple og komplekse stoffer.
Kulstofs kemiske egenskaber
Da carbons elektronegativitet er lav, er simple stoffer gode reduktionsmidler. Finkrystallinsk kulstof er lettere at oxidere, grafit er vanskeligere, og diamant er endnu sværere.
Allotropiske modifikationer af kulstof oxideres af oxygen (forbrænding) ved visse antændelsestemperaturer: grafit antændes ved 600 °C, diamant ved 850-1000 °C. Hvis der er for meget ilt, dannes kulilte (IV), hvis der er mangel, dannes kulilte (II):
C + O2 = CO2
2C + O2 = 2CO
Kulstof reducerer metaloxider. I dette tilfælde opnås metaller i fri form. For eksempel, når blyoxid kalcineres med koks, smeltes bly:
PbO + C = Pb + CO
reduktionsmiddel: C0 – 2e => C+2
oxidationsmiddel: Pb+2 + 2e => Pb0
Kulstof udviser også oxiderende egenskaber over for metaller. Samtidig danner den forskellige typer karbider. Således gennemgår aluminium reaktioner ved høje temperaturer:
3C + 4Al = Al4C3
C0 + 4e => C-4 3
Al0 – 3e => Al+3 4
Kemiske egenskaber af kulstofforbindelser
1) Da styrken af kulilte er høj, indgår det i kemiske reaktioner ved høje temperaturer. Ved betydelig opvarmning fremkommer de høje reducerende egenskaber af kulilte. Så det reagerer med metaloxider:
CuO + CO => Cu + CO2
Ved forhøjede temperaturer (700 °C) antændes den i ilt og brænder med en blå flamme. Fra denne flamme kan du se, at reaktionen producerer kuldioxid:
CO + O2 => CO2
2) Dobbeltbindingerne i kuldioxidmolekylet er ret stærke. Deres brud kræver betydelig energi (525,6 kJ/mol). Derfor er kuldioxid ret inert. De reaktioner, den gennemgår, sker ofte ved høje temperaturer.
Kuldioxid udviser sure egenskaber, når det reageres med vand. Dette giver en opløsning af kulsyre. Reaktionen er reversibel.
Kuldioxid, som et surt oxid, reagerer med alkalier og basiske oxider. Når kuldioxid ledes gennem en alkaliopløsning, kan der dannes enten et medium eller et surt salt.
3) Kulsyre har alle syres egenskaber og interagerer med baser og basiske oxider.
Kemiske egenskaber af silicium
Silicium mere aktivt end kulstof og oxideres af oxygen allerede ved 400 °C. Andre ikke-metaller kan oxidere silicium. Disse reaktioner forekommer normalt ved en højere temperatur end med oxygen. Under sådanne forhold interagerer silicium med kulstof, især med grafit. Dette producerer carborundum SiC, et meget hårdt stof, der kun er næst efter diamant i hårdhed.
Silicium kan også være et oxidationsmiddel. Dette viser sig i reaktioner med aktive metaller. For eksempel:
Si + 2Mg = Mg2Si
Den højere aktivitet af silicium sammenlignet med kulstof manifesteres i det faktum, at det i modsætning til kulstof reagerer med alkalier:
Si + NaOH + H2O => Na2SiO3 + H2
Kemiske egenskaber af siliciumforbindelser
1) Stærke bindinger mellem atomer i krystalgitteret af siliciumdioxid forklarer den lave kemiske aktivitet. De reaktioner, hvori dette oxid indgår, sker ved høje temperaturer.
Siliciumoxid er et surt oxid. Som bekendt reagerer det ikke med vand. Dens sure natur manifesterer sig i dens reaktion med alkalier og basiske oxider:
SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O
Reaktioner med basiske oxider finder sted ved høje temperaturer.
Siliciumoxid udviser svage oxiderende egenskaber. Det reduceres af nogle aktive metaller.
Kemipræparat til cancer og DPA
Omfattende udgave
DEL OG
GENEREL KEMI
ELEMENTERS KEMI
Anvendelser af kulstof og silicium
Kulstof er et af de mest eftertragtede mineraler på vores planet. Kulstof bruges primært som brændstof til energiindustrien. Den årlige produktion af stenkul i verden er omkring 550 millioner tons. Ud over at bruge kul som kølemiddel, forarbejdes en betydelig del af det til koks, som er nødvendigt til udvinding af forskellige metaller. For hvert ton jern, der opnås som et resultat af højovnsprocessen, forbruges 0,9 tons koks. Aktivt kul bruges i medicin mod forgiftning og i gasmasker.
Grafit bruges i store mængder til at lave blyanter. Tilsætning af grafit til stål øger dets hårdhed og slidstyrke. Dette stål bruges for eksempel til fremstilling af stempler, krumtapaksler og nogle andre mekanismer. Grafitstrukturens evne til at eksfoliere gør det muligt at bruge det som et yderst effektivt smøremiddel ved meget høje temperaturer (ca. +2500 °C).
Grafit har en anden meget vigtig ejendom- det er en effektiv moderator af termiske neutroner. Denne egenskab bruges i atomreaktorer. På det seneste er man begyndt at bruge plast, hvortil der er tilsat grafit som fyldstof. Egenskaberne af sådanne materialer gør det muligt at bruge dem til produktion af mange vigtige enheder og mekanismer.
Diamanter bruges som et godt hårdt materiale til fremstilling af sådanne mekanismer som slibeskiver, glasskærere, borerigge og andre enheder, der kræver høj hårdhed. Smukt slebne diamanter bruges som dyre smykker, som kaldes diamanter.
Fullerener blev opdaget relativt for nylig (i 1985), så de har endnu ikke fundet nogen praktisk anvendelse, men videnskabsmænd udfører allerede forskning i at skabe informationsbærere med enorm kapacitet. Nanorør bruges allerede i forskellige nanoteknologier, såsom administration af lægemidler ved hjælp af et nanohoved, fremstilling af nanocomputere og meget mere.
Silicium er en god halvleder. Det bruges til at lave forskellige halvlederenheder såsom dioder, transistorer, mikrokredsløb og mikroprocessorer. Alle moderne mikrocomputere bruger silicium-baserede processorer. Silicium bruges til at lave solpaneler, i stand til at omdanne solenergi til elektrisk energi. Derudover anvendes silicium som legeringskomponent til fremstilling af legeret stål af høj kvalitet.
I binære forbindelser af silicium med kulstof er hvert siliciumatom direkte bundet til fire tilstødende kulstofatomer placeret ved hjørnerne af et tetraeder, hvis centrum er siliciumatomet. Samtidig er hvert kulstofatom på sin side forbundet med fire tilstødende siliciumatomer placeret i hjørnerne af et tetraeder, hvis centrum er et kulstofatom. Dette indbyrdes arrangement af silicium og carbonatomer er baseret på silicium-carbon-bindingen Si - C- og danner en tæt og meget stærk krystallinsk struktur.
I øjeblikket kendes kun to binære forbindelser af silicium og kulstof. Dette er et meget sjældent moissanitmineral, der findes i naturen, og som endnu ikke har praktisk ansøgning, og kunstigt fremstillet carborundum SiC, som nogle gange kaldes silund, refrax, carbofrax, cristolan osv.
I laboratoriepraksis og i teknologi opnås carborundum ved at reducere silica med kul i henhold til reaktionsligningen
Si02 + 3C = 2СО + SiC
Ud over fintmalet kvarts eller ren kvartslinje og koks tilsættes bordsalt og koks til blandingen for at fremstille carborundum. savsmuld. Savsmuld løsner ladningen under affyring, og salt, der reagerer med jern- og aluminiumurenheder, omdanner dem til flygtige chlorider FeCl 3 og AlCl 3, som fjernes fra reaktionszonen ved 1000-1200 ° C. Faktisk begynder reaktionen mellem silica og koks allerede ved 1150 ° C, men forløber ekstremt langsomt. Når temperaturen stiger til 1220°C, stiger dens hastighed. I temperaturområdet fra 1220 til 1340 ° C bliver det eksotermt og fortsætter voldsomt. Som et resultat af reaktionen dannes der først en blanding bestående af bittesmå krystaller og en amorf variant af carborundum. Med en stigning i temperaturen til 1800-2000 ° C omkrystalliserer blandingen og bliver til veludviklede, tavleformet, sjældent farveløs, ofte farvet grøn, grå og endda sort med en diamantglans og iriserende sekskantede krystaller, indeholdende omkring 98- 99,5% carborundum. Processen med at opnå carborundum fra ladningen udføres i elektriske ovne, der brænder ved 2000-2200 ° C. For at opnå kemisk ren carborundum behandles produktet opnået ved at brænde ladningen med en alkali, som opløser uomsat silica.
Krystallinsk carborundum er et meget hårdt stof; dens hårdhed er 9. Den ohmske modstand af polykrystallinsk carborundum falder med stigende temperatur og bliver ved 1500 0 C ubetydelig.
I luft ved temperaturer over 1000 0 C begynder carborundum at oxidere, først langsomt og derefter kraftigt med en stigning i temperaturen over 1700 ° C. I dette tilfælde dannes silica og carbonmonoxid:
2SiC + ZO2 = 2SiO2 + 2CO
Siliciumdioxid dannet på overfladen af carborundum er beskyttende film, hvilket i nogen grad bremser yderligere oxidation af carborundum. I et miljø med vanddamp forløber oxidationen af carborundum under de samme forhold kraftigere.
Mineralsyrer, med undtagelse af orthophosphorsyre, har ingen effekt på carborundum; klor ved 100°C nedbryder det ifølge reaktionsligningen
SiC + 2Cl2 = SiCl4 + C
og ved 1000°C frigives CC1 4 i stedet for kulstof:
SiC + 4C1 2 = SiCl + CC1 4
Smeltede metaller, der reagerer med carborundum, danner de tilsvarende silicider:
SiC + Fe =FeSl + C
Ved temperaturer over 810°C reducerer carborundum jordalkalimetaloxider til metal; over 1000°C reducerer det jern(III)oxid Fe 2 O 3 og over 1300-1370°C, jern(II)oxid FeO, nikkel (II) ) oxid NiO og manganoxid MnO.
Smeltede kaustiske alkalier og deres carbonater i nærvær af atmosfærisk oxygen nedbryder fuldstændigt carborundum med dannelse af de tilsvarende silikater:
SiC + 2KOH + 2O 2 = K 2 SiO 3 + H 2 O + CO 2
SiC + Na 2 CO 3 + 2O 2 = Na 2 SiO 3 + 2CO 2
Carborundum kan også reagere med natriumperoxid, bly(II)oxid og phosphorsyre.
På grund af det faktum, at carborundum har høj hårdhed, bruges det i vid udstrækning som slibepulver til slibning af metal samt til fremstilling af carborundum slibeskiver, slibesten og slibepapir. Elektrisk ledningsevne carborundum ved høje temperaturer gør det muligt at bruge det som hovedmateriale ved fremstilling af såkaldte silitstænger, som er modstandselementer i elektriske ovne. Til dette formål blandes en blanding af carborundum og silicium med glycerin eller et andet organisk cementeringsstof, og der dannes stænger af den resulterende masse, som brændes ved 1400-1500 ° C i en atmosfære af carbonmonoxid eller i en nitrogenatmosfære. Under brænding, cementeringsmidlet organisk stof nedbrydes, det frigivne kulstof, kombineret med silicium, forvandler det til carborundum og giver stængerne den nødvendige styrke.
Specielle brandsikre digler er lavet af karborundum
til smeltning af metaller fremstillet ved varmpresning
carborundum ved 2500°C under et tryk på 42-70 MPa. Også kendt
Vi har ildfaste materialer lavet af blandinger af carborundum og nitrider
bor, steatit, molybdænholdige bindinger og andre stoffer
skabninger.
SILICONHYDRIDER ELLER SILANER
Hydrogenforbindelser af silicium kaldes normalt siliciumhydrider eller silaner. Ligesom mættede kulbrinter danner siliciumhydrider en homolog serie, hvor siliciumatomerne er forbundet med hinanden ved en enkeltbinding
Si-Si -Si -Si -Si- osv.
Den enkleste.repræsentant
af denne homologe serie er monosilan, eller blot silan, SiH 4, hvis molekylære struktur ligner strukturen af metan, efterfulgt af
disilan H 3 Si-SiH 3, som i molekylær struktur ligner ethan, derefter 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 og den sidste af de opnåede silaner i denne homologe serie
hexasilan H 3 Si-SiH 2 - SiH 2 - SiH 2 - SiH 2 - SiH 3. Silaner forekommer ikke i naturen i deres rene form. Få dem kunstigt:
1. Nedbrydning af metalsilicider med syrer eller baser i henhold til reaktionsligningen
Mg 2 Si+ 4 HCI = 2 MgCl 2 + SiH 4
dette giver en blanding af silaner, som derefter adskilles ved fraktioneret destillation ved meget høje temperaturer. lave temperaturer.
2. Reduktion af halogenosilaner med lithiumhydrid eller lithiumaluminiumhydrid:
SiCl 4 + 4 LiH = 4 LiCl + SiH 4
Denne metode til fremstilling af siles blev først beskrevet i 1947.
3. Reduktion af halogenosilaner med brint. Reaktionen foregår ved 300 - 400 °C i reaktionsrør fyldt med en kontaktblanding indeholdende silicium, metal kobber og som katalysatorer 1 - 2% aluminiumhalogenider.
På trods af ligheden i den molekylære struktur af sitaner og mættede kulbrinter, fysiske egenskaber de er forskellige.
Sammenlignet med kulbrinter er silaner mindre stabile. Den mest stabile af dem er monosilan SiH4, som kun nedbrydes til silicium og brint ved rød varme. Andre silaner med et højt siliciumindhold danner lavere derivater ved meget lavere temperaturer. For eksempel giver disilan Si 2 H 6 silan og en fast polymer ved 300 ° C, og hexasilan Si 6 H 14 nedbrydes langsomt selv ved normale temperaturer. Ved kontakt med oxygen oxiderer silaner let, og nogle af dem, for eksempel monosilan SiH 4, antændes spontant ved -180 ° C. Silaner hydrolyseres let til siliciumdioxid og hydrogen:
SiH4 + 2H20 = Si02 + 4H2
I højere silaner sker denne proces med spaltning
bindinger - Si - Si - Si - mellem siliciumatomer. For eksempel tre
silan Si 3 H 8 giver tre molekyler SiO 2 og ti molekyler af hydrogengas:
H3Si - SiH2 - SiH3 + 6H3O = 3SiO2 + 10H2
I nærvær af kaustiske alkalier resulterer hydrolyse af silaner i dannelsen af silikat af det tilsvarende alkalimetal og hydrogen:
SiH4 + 2NaOH + H20 = Na2Si03 + 4H2
SILICONHALIDER
Binære siliciumforbindelser omfatter også halogenosilaner. Ligesom siliciumhydrider - silaner - danner de en homolog serie kemiske forbindelser, hvor halogenidatomerne er direkte forbundet med siliciumatomer forbundet med hinanden via enkeltbindinger
osv. i kæder af passende længde. På grund af denne lighed kan halogenosilaner betragtes som produkter af erstatning af hydrogen i silaner med det tilsvarende halogen. I dette tilfælde kan udskiftningen være fuldstændig eller ufuldstændig. I sidstnævnte tilfælde opnås halogenderivater af silaner. Den hidtil højeste kendte halogenosilan anses for at være chlorsilan Si 25 Cl 52. Halogenosilaner og deres halogenderivater forekommer ikke i naturen i ren form og kan kun opnås kunstigt.
1. Direkte kombination af elementært silicium med halogener. For eksempel opnås SiCl 4 fra ferrosilicium indeholdende fra 35 til 50% silicium, idet det behandles ved 350-500 ° C med tørt klor. I dette tilfælde opnås SiCl 4 som hovedprodukt i en blanding med andre mere komplekse halogenosilaner Si 2 C1 6, Si 3 Cl 8, etc. ifølge reaktionsligningen
Si + 2Cl2 = SiCl4
Den samme forbindelse kan opnås ved at klorere en blanding af silica og koks ved høje temperaturer. Reaktionen forløber ifølge skemaet
Si02 + 2C=Si +2CO
Si + 2C1 2 = SiС1 4
SiO 2 + 2C + 2Cl 2 = 2CO + SiCl 4
Tetrabromsilan opnås ved bromering af elementært silicium ved rød varme med bromdamp:
Si + 2Br2 = SiBr4
eller en blanding af silica og koks:
Si02 + 2C = Si+2CO
Si + 2Br3 = SiBi4
SiO 2 + 2C + 2Br 2 = 2CO + SiBr 4
I dette tilfælde, samtidig med tetrasilaner, er dannelsen af silaner mulig højere grader. Ved chlorering af magnesiumsilicid opnås f.eks. 80% SiCl4, 20% SiCl6 og 0,5-1% Si3Cl8; ved chlorering af calciumsilicid udtrykkes sammensætningen af reaktionsprodukterne som følger: 65% SiC1 4; 30% Si2Cl6; 4% Si3Cl8.
2. Halogenering af silaner med hydrogenhalogenider i nærvær af AlBr3-katalysatorer ved temperaturer over 100°C. Reaktionen forløber i overensstemmelse med skemaet
SiH4 + HBr = SiH3Br + H2
SiH4 + 2HBr = SiH2Br2 + 2H2
3. Halogenering af silaner med chloroform i nærværelse af AlCl 3 katalysatorer:
Si 3 H 8 + 4СН1 3 = Si 3 H 4 Cl 4 + 4СН 2 С1 3
Si 3 H 8 + 5CHCl 3 = Si 3 H 3 C1 5 + 5CH 2 C1 2
4. Siliciumtetrafluorid opnås ved at behandle silica med flussyre:
Si02 + 4HF= SiF4 + 2H20
5. Nogle polyhalosilaner kan fremstilles ud fra de enkleste halogenosilaner ved at halogenere dem med det passende halogenid. For eksempel frigiver tetraiodsilan i et forseglet rør ved 200-300 ° C, der reagerer med sølv, hexaioddisilan iht.
Jodosilaner kan fås ved at omsætte jod med silaner i carbontetrachlorid eller chloroform, samt V tilstedeværelsen af en AlI3-katalysator under interaktionen af silan med hydrogeniodid
Halogenosilaner er mindre holdbare end strukturelt lignende halogenerede kulbrinter. De hydrolyserer let og danner silicagel og hydrohalogensyre:
SiCl4 + 2H2O = Si02 + 4HCl
De enkleste repræsentanter for halogenosilaner er SiF 4 , SiCl 4 , SiBr 4 og SiI 4 . Af disse er tetrafluorsilan og tetrachlorsilan hovedsageligt brugt i teknologi. Tetrafluorsilan SiF 4 er en farveløs gas med en skarp lugt, dampe i luften og hydrolyseres til hydrokiselsyre og silicagel. SiF 4 opnås ved virkningen af flussyre på silica ifølge reaktionsligningen
Si02 + 4HF = SlF4 + 2H20
Til industriel produktion. SiF 4 bruger flusspat CaF 2, silica SiO 2 og svovlsyre H 2 SO 4. Reaktionen foregår i to faser:
2CaF2 + 2H3SO4 = 2CaSO4 + 4HF
Si02 + 4HF = 2H2O + SiF4
2CaF2 + 2H2S04 + SiO2 = 2CaSO4 + 2H2O + SiF4
Den gasformige tilstand og flygtighed af tetrafluorsilan bruges til at ætse natrium-kalksilikatglas med hydrogenfluorid. Når hydrogenfluorid reagerer med glas, dannes tetrafluorsilan, calciumfluorid, natriumfluorid og vand. Tetrafluorsilan, fordampende, frigiver nye dybere lag af glas til reaktion med hydrogenfluorid. På reaktionsstedet forbliver CaF 2 og NaF, som opløses i vand og derved frigør adgang for hydrogenfluorid til yderligere gennemtrængning til den friskeksponerede glasoverflade. Den ætsede overflade kan være mat eller gennemsigtig. Matt ætsning opnås ved indvirkning af gasformigt hydrogenfluorid på glas, gennemsigtigt - ved ætsning med vandige opløsninger af flussyre. Hvis du sender tetrafluorsilan ud i vand, får du H 2 SiF 6 og silica i form af en gel:
3SiF4 + 2H2O = 2H2SiF6 + Si02
Hydrofluorkiselsyre er en stærk dibasisk syre, den opnås ikke i fri tilstand, ved fordampning nedbrydes den til SiF 4 og 2HF, som fordamper; med kaustiske alkalier danner sure og normale salte:
H2SlF6 + 2NaOH.= Na2SiF6 + 2H2O
med et overskud af alkalier giver alkalimetalfluorid, silica og vand:
H2SiF6 + 6NaOH = 6NaF + SiO2 + 4H2O
Silicaen, der frigives i denne reaktion, reagerer med kaustisk
tåge og fører til dannelse af silikat:
SiO 2 + 2 NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O
Salte af hydrofluorkiselsyre kaldes silicofluorider eller fluater. For tiden kendte silicofluorider er Na, H, Rb, Cs, NH4, Cu, Ag, Hg, Mg, Ca, Sr, Ba, Cd, Zn, Mn, Ni, Co, Al, Fe, Cr, Pb og etc.
I teknologien anvendes til forskellige formål natriumsilicofluorider Na 2 SiF 6, magnesium MgSiF 6 * 6HgO, zink ZnSiF 6 * 6H 2 O, aluminium Al 2 (SiF 6) 3, bly PbSiF 6, barium BaSiF 6 osv. Silicofluorider har antiseptiske og forseglingsegenskaber; samtidig er de brandhæmmende. På grund af dette bruges de til at imprægnere træ for at forhindre for tidligt henfald og beskytte det mod antændelse under brande. Kunstige og naturlige sten er også imprægneret med silicofluorider. byggeformål at komprimere dem. Essensen af imprægnering er, at en opløsning af silicofluorider, der trænger ind i stenens porer og revner, reagerer med calciumcarbonat og nogle andre forbindelser og danner uopløselige salte, der aflejres i porerne og forsegler dem. Dette øger stenens modstandsdygtighed over for vejrlig markant. Materialer, der slet ikke indeholder calciumcarbonat eller indeholder lidt af det, er forbehandlet med avanfluater, dvs. stoffer indeholdende opløste calciumsalte, silikater alkalimetaller og andre stoffer, der er i stand til at danne uopløselige bundfald med fluater. Silicofluorider af magnesium, zink og aluminium anvendes som fluater. Fluting-processen kan repræsenteres som følger:
MgSiF 6 + 2CaCO 3 = MgF 2 + 2CaF 2 + SiO 2 + 2CO 2
ZnSiF 6 + ZCaС0 3 = 3CaF 6 + ZnCO 3 + SiO 2 + 2CO 2
Al 2 (SiF 6) 3 + 6 CaCO 3 =. 2A1F 3 + 6CaF 2 + 3SiO 2 + 6CO 2
Silicofluorider af alkalimetaller opnås ved at omsætte hydrofluorkiselsyre med opløsninger af salte af disse metaller:
2NaCl + H2SiF6 = Na2SlF6 + 2HC1
Disse er gelatinøse sedimenter, opløselige i vand og praktisk talt uopløselige i absolut alkohol. Derfor bruges de i kvantitativ analyse ved bestemmelse af silica ved den volumetriske metode. Til tekniske formål anvendes natriumsilicofluorid, opnået i form af et hvidt pulver som et biprodukt ved fremstilling af superphosphat. Ud fra en blanding af Na 2 SiF 6 og A1 2 O 3 ved 800 ° C dannes kryolit 3NaF٠AlF 3, som er meget udbredt i fremstillingen af dental cement og er en god opacifier både i glasfremstilling og ved fremstilling af uigennemsigtige glasurer og emaljer.
Natriumsilicofluorid, som en af komponenterne, indføres i sammensætningen af kemisk resistente spartelmasser fremstillet ved flydende glas:
Na2SiF6 + 2Na2SiO3 = 6NaF + 3SiO2
Silicaen, der frigives ved denne reaktion, giver den hærdede kit kemisk resistens. Samtidig er Na 2 SiF 6 en hærdningsaccelerator. Natriumsilicofluorid indføres også som mineraliseringsmiddel i råblandinger ved fremstilling af cement.
Tetrachlorsilane SiCl 4 er en farveløs, rygende i luft, let hydrolyseret væske opnået ved at chlorere carborundum eller ferrosilicium ved at virke på silaner ved forhøjede temperaturer
Tetrachlorsilan er det vigtigste udgangsprodukt til fremstilling af mange organosiliciumforbindelser.
Tetrabromosilane SiBr 4 er en farveløs væske, der røg i luften, let hydrolyseres til SiO 2 og HBr, opnået ved en rødglødende temperatur, når bromdamp ledes over varmt elementært silicium.
Tetraiodosilan SiI 4 er et hvidt krystallinsk stof opnået ved at lede en blanding af joddamp og kuldioxid over varmt elementært silicium.
Siliciumborider og nitrider
Siliciumborider er forbindelser af silicium og bor. I øjeblikket kendes to siliciumborer: siliciumtriborid B 3 Si og siliciumhexaborid B 6 Si. Det er ekstremt hårde, kemisk resistente og brandsikre stoffer. De opnås ved sammensmeltning elektrisk strøm fintmalet blanding bestående af 5 wt. dele af elementært silicium og 1 vægt. h. bor. Den hærdede masse renses med smeltet kaliumcarbonat. G. M. Samsonov og V. P. Latyshev opnåede siliciumtriborid ved varmpresning ved 1600-1800 °C.
Silicium triborid med pl. 2,52 g/cm 3 danner sorte plader -
fin struktur rombiske krystaller, gennemskinnelige
i et tyndt lag i gulbrune toner. Siliciumhexaborid med pl.
2,47 g/cm3 opnås i form af uigennemsigtige uigennemsigtige korn
gaffelform.
Siliciumborider smelter ved omkring 2000°C, men oxiderer meget langsomt selv ved høje temperaturer. Dette gør det muligt at bruge dem som specielle ildfaste materialer. Hårdheden af siliciumborider er meget høj, og i denne henseende er de tæt på carborundum.
Siliciumforbindelser med nitrogen kaldes siliciumnitrider. Følgende nitrider er kendte: Si 3 N 4, Si 2 N 3 og SIN. Siliciumnitrider opnås ved at kalcinere elementært silicium i en atmosfære af rent nitrogen i temperaturområdet fra 1300 til 1500 ° C. Normalt siliciumnitrid Si 3 N 4 kan opnås fra en blanding af silica med koks, kalcineret i en atmosfære af rent nitrogen ved 1400-1500 °C:
6С + 3Si0 2 + 2N 3 ͢ Si 3 N 4 + 6CO
Si 3 N 4 er et gråhvidt brandsikkert og syrefast pulver, der kun fordamper over 1900° C. Siliciumnitrid hydrolyseres for at frigive silica og ammoniak:
Si3N4 + 6H2O = 3SiO2 + 4NH 3
Koncentreret svovlsyre, når den opvarmes, nedbryder langsomt Si 3 N 4, og fortyndet hydrofluorkiselsyre nedbryder det mere energisk.
Siliciumnitrid med sammensætningen Si 2 N 3 opnås også ved indvirkning af nitrogen ved høje temperaturer på elementært silicium eller på carbonnitrogen silicium C 2 Si 2 N + N 2 = 2C + Si2N 3.
Ud over binære forbindelser af silicium med nitrogen kendes der i øjeblikket mange andre mere komplekse forbindelser, som er baseret på den direkte binding af siliciumatomer med nitrogenatomer, for eksempel: 1) aminosilaner SiH 3 NH 2, SiH 2 (NH 2) 2, SiH(NH2)3, Si(NH2)4; 2) silylaminer NH2 (SiH3), NH(SiH3)2, N(SiH3)3; 3) nitrogenholdige siliciumforbindelser af en mere kompleks sammensætning.
GENERELT
Det kemiske tegn på silicium er Si, atomvægt 28.086, kerneladning +14. , ligesom , er placeret i hovedundergruppen af gruppe IV, i den tredje periode. Dette er en analog af kulstof. Den elektroniske konfiguration af siliciumatomets elektroniske lag er ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2. Struktur af det ydre elektroniske lag
Strukturen af det ydre elektronlag svarer til strukturen af carbonatomet.
forekommer i form af to allotropiske modifikationer - amorfe og krystallinske.
Amorf - et brunligt pulver med lidt større kemisk aktivitet end krystallinsk. Ved normal temperatur reagerer det med fluor:
Si + 2F2 = SiF4 ved 400° - med oxygen
Si + O2 = Si02
i smelter - med metaller:
2Mg + Si = Mg2Si
Krystallinsk silicium er et hårdt, sprødt stof med en metallisk glans. Det har god termisk og elektrisk ledningsevne og opløses let i smeltede metaller og dannes. En legering af silicium med aluminium kaldes silumin, en legering af silicium med jern kaldes ferrosilicium. Siliciumdensiteten er 2,4. Smeltepunkt 1415°, kogepunkt 2360°. Krystallinsk silicium er et ret inert stof og indgår med besvær i kemiske reaktioner. På trods af dets tydeligt synlige metalliske egenskaber reagerer silicium ikke med syrer, men reagerer med alkalier og danner kiselsyresalte og:
Si + 2KOH + H2O = K2SiO2 + 2H2
■ 36. Hvad er lighederne og forskellene mellem de elektroniske strukturer af silicium og kulstofatomer?
37. Hvordan kan vi forklare ud fra siliciumatomets elektroniske struktur, hvorfor metalliske egenskaber er mere karakteristiske for silicium end for kulstof?
38. Angiv siliciums kemiske egenskaber.
Silicium i naturen. Silica
I naturen er silicium meget udbredt. Cirka 25 % jordskorpen står for silicium. En betydelig del af naturligt silicium er repræsenteret af siliciumdioxid SiO2. I en meget ren krystallinsk tilstand forekommer siliciumdioxid som et mineral kaldet bjergkrystal. Siliciumdioxid og kuldioxid kemisk sammensætning er analoger, men kuldioxid er en gas, og siliciumdioxid er et fast stof. I modsætning til det molekylære krystalgitter af CO2, krystalliserer siliciumdioxid SiO2 i form af et atomisk krystalgitter, hvor hver celle er et tetraeder med et siliciumatom i midten og oxygenatomer i hjørnerne. Dette forklares ved, at siliciumatomet har en større radius end kulstofatomet, og der kan ikke placeres 2, men 4 oxygenatomer omkring det. Forskellen i strukturen af krystalgitteret forklarer forskellen i disse stoffers egenskaber. I fig. 69 vist udseende naturlig kvartskrystal bestående af ren siliciumdioxid og dens strukturformel.
Ris. 60. Strukturformel for siliciumdioxid (a) og naturlige kvartskrystaller (b)
Krystallinsk silica forekommer oftest i form af sand, som har hvid farve, hvis den ikke er forurenet med gule lerurenheder. Udover sand findes silica ofte i form af et meget hårdt mineral, silica (hydreret silica). Krystallinsk siliciumdioxid, farvet med forskellige urenheder, danner dyrebare og halvædelsten- agat, ametyst, jaspis. Næsten ren siliciumdioxid forekommer også i form af kvarts og kvartsit. Fri siliciumdioxid i jordskorpen er 12%, i sammensætningen af forskellige sten - omkring 43%. I alt er mere end 50 % af jordskorpen lavet af siliciumdioxid.
Silicium er en del af en lang række bjergarter og mineraler - ler, granitter, syenitter, glimmer, feldspat mv.
Fast kuldioxid, uden at smelte, sublimerer ved -78,5°. Smeltepunktet for siliciumdioxid er omkring 1,713°. Hun er ret ildfast. Densitet 2,65. Ekspansionskoefficienten for siliciumdioxid er meget lille. Dette har en meget stor betydning ved brug af kvartsglas. Siliciumdioxid opløses ikke i vand og reagerer ikke med det, på trods af at det er et surt oxid og dets tilsvarende kiselsyre er H2SiO3. Kuldioxid er kendt for at være opløseligt i vand. Siliciumdioxid reagerer ikke med syrer, undtagen flussyre HF, og giver salte med alkalier.
Ris. 69. Strukturformel for siliciumdioxid (a) og naturlige kvartskrystaller (b).
Når siliciumdioxid opvarmes med kul, reduceres silicium, og derefter kombineres det med kulstof, og der dannes carborundum ifølge ligningen:
SiO2 + 2C = SiC + CO2. Carborundum har høj hårdhed, er modstandsdygtig over for syrer og ødelægges af alkalier.
■ 39. Efter hvilke egenskaber ved siliciumdioxid kan man bedømme dens krystalgitter?
40. I hvilke mineraler forekommer siliciumdioxid i naturen?
41. Hvad er carborundum?
Kiselsyre. Silikater
Kiselsyre H2SiO3 er en meget svag og ustabil syre. Når det opvarmes, nedbrydes det gradvist til vand og siliciumdioxid:
H2SiO3 = H2O + SiO2
Kiselsyre er praktisk talt uopløseligt i vand, men kan sagtens give.
Kiselsyre danner salte kaldet silikater. udbredt i naturen. Naturlige er ret komplekse. Deres sammensætning er normalt afbildet som en kombination af flere oxider. Hvis inkluderet naturlige silikater omfatter aluminiumoxid, de kaldes aluminosilicater. Disse er hvidt ler, (kaolin) Al2O3 2SiO2 2H2O, feldspat K2O Al2O3 6SiO2, glimmer
К2O · Al2O3 · 6SiO2 · 2Н2O. Mange naturlige i deres rene form er ædelsten, for eksempel akvamarin, smaragd osv.
Af de kunstige silikater skal nævnes natriumsilikat Na2SiO3 - et af de få silikater, der er opløseligt i vand. Det kaldes opløseligt glas, og opløsningen kaldes flydende glas.
Silikater er meget udbredt i teknologi. Opløseligt glas bruges til at imprægnere stoffer og træ for at beskytte dem mod brand. Væsken indgår i ildfaste spartelmasser til limning af glas, porcelæn og sten. Silikater er grundlaget i produktionen af glas, porcelæn, fajance, cement, beton, mursten og forskellige keramiske produkter. I opløsning hydrolyseres silikater let.
■ 42. Hvad er ? Hvordan adskiller de sig fra silikater?
43. Hvad er flydende, og til hvilke formål bruges det?
Glas
Råvarerne til glasproduktion er Na2CO3-soda, CaCO3-kalksten og SiO2-sand. Alle komponenter i glasladningen rengøres grundigt, blandes og smeltes ved en temperatur på omkring 1400°. Under fusionsprocessen opstår følgende reaktioner:
Na2CO3 + SiO2= Na2SiO3 + CO2
CaCO3 + SiO2 = CaSiO3+ CO2
Faktisk indeholder glas natrium- og calciumsilikater samt overskydende SO2, så sammensætningen af alm. vinduesglas: Na2O · CaO · 6SiO2. Glasblandingen opvarmes til en temperatur på 1500°, indtil kuldioxid er fuldstændig fjernet. Derefter afkøles den til en temperatur på 1200°, hvorved den bliver tyktflydende. Som ethvert amorft stof blødgør og hærder glas gradvist, så det er et godt plastmateriale. Den tyktflydende glasmasse føres gennem spalten, hvilket resulterer i en glasplade. Den varme glasplade trækkes ud med ruller, bringes til en vis størrelse og afkøles gradvist af en luftstrøm. Derefter trimmes det langs kanterne og skæres i ark af et bestemt format.
■ 44. Giv ligningerne for de reaktioner, der opstår under fremstillingen af glas og sammensætningen af vinduesglas.
Glas- stoffet er amorft, gennemsigtigt, praktisk talt uopløseligt i vand, men hvis du maler det ind fint støv og bland med en lille mængde vand, alkali kan påvises i den resulterende blanding ved hjælp af phenolphtalein. På langtidsopbevaring alkalier i glasvarer, overskydende SiO2 i glas reagerer meget langsomt med alkali, og glasset mister gradvist sin gennemsigtighed.
Glas blev kendt af folk mere end 3000 f.Kr. I oldtiden blev glas opnået med næsten samme sammensætning som i dag, men de gamle mestre blev kun styret af deres egen intuition. I 1750 kunne M.V. udvikle det videnskabelige grundlag for fremstilling af glas. M.V. indsamlede i løbet af 4 år mange opskrifter til fremstilling af forskellige glas, især farvede. Glasfabrikken han byggede producerede et stort antal af glasprøver, der har overlevet den dag i dag. Glas bruges pt forskellig sammensætning, der har forskellige egenskaber.
Kvartsglas består af næsten ren siliciumdioxid og er smeltet af bjergkrystal. Det er meget vigtig egenskab er, at dens ekspansionskoefficient er ubetydelig, næsten 15 gange mindre end almindeligt glas. Fade lavet af sådant glas kan opvarmes rødglødende i flammen fra en brænder og derefter sænkes ned i koldt vand; i dette tilfælde vil der ikke ske ændringer på glasset. Kvartsglas blokerer ikke for ultraviolette stråler, og hvis du maler det sort med nikkelsalte, vil det blokere for alle synlige stråler i spektret, men vil forblive gennemsigtigt for ultraviolette stråler.
Kvartsglas påvirkes ikke af syrer og baser, men alkalier korroderer det mærkbart. Kvartsglas er mere skrøbeligt end almindeligt glas. Laboratorieglas indeholder omkring 70% SiO2, 9% Na2O, 5% K2O, 8% CaO, 5% Al2O3, 3% B2O3 (sammensætningen af glassene er ikke angivet til huskeformål).
Jena og Pyrex glas bruges i industrien. Jena glas indeholder omkring 65% Si02, 15% B2O3, 12% BaO, 4% ZnO, 4% Al2O3. Den er holdbar, modstandsdygtig over for mekanisk belastning, har en lav ekspansionskoefficient og er modstandsdygtig over for alkalier.
Pyrex-glas indeholder 81% SiO2, 12% B2O3, 4% Na2O, 2% Al2O3, 0,5% As2O3, 0,2% K2O, 0,3% CaO. Det har samme egenskaber som Jena glas, men i højere grad, især efter hærdning, men mindre modstandsdygtig over for alkalier. Pyrex-glas bruges til at lave husholdningsartikler, der er udsat for varme, samt dele af nogle industrielle installationer, der opererer ved lave og høje temperaturer.
Visse tilsætningsstoffer giver glas forskellige kvaliteter. For eksempel producerer blandinger af vanadiumoxider glas, der fuldstændigt blokerer ultraviolette stråler.
Glas malet i forskellige farver fås også. M.V. producerede også flere tusinde prøver af farvet glas i forskellige farver og nuancer til hans mosaikmalerier. I øjeblikket er glasmalingsmetoder blevet udviklet i detaljer. Manganforbindelser farve glas lilla, kobolt - blå. , spredt i glasmassen i form af kolloide partikler, giver det en rubinfarve osv. Blyforbindelser giver glasset en glans, der ligner bjergkrystals, hvorfor det kaldes krystal. Denne type glas kan let bearbejdes og skæres. Produkter fremstillet af det bryder lyset meget smukt. Ved at farve dette glas med forskellige tilsætningsstoffer opnås farvet krystalglas.
Hvis smeltet glas blandes med stoffer, der ved nedbrydning danner en stor mængde gasser, opskummer sidstnævnte, når det frigives, glasset og danner skumglas. Dette glas er meget let, kan behandles godt og er en fremragende elektrisk og termisk isolator. Den blev først erhvervet af Prof. I. I. Kitaygorodsky.
Ved at trække tråde fra glas kan du få såkaldt glasfiber. Hvis du imprægnerer glasfiber lagt i lag med syntetisk harpiks, får du en meget holdbar, rådbestandig, perfekt bearbejdelig byggemateriale, den såkaldte glasfiber. Interessant nok, jo tyndere glasfiber, jo højere er dens styrke. Glasfiber bruges også til fremstilling af arbejdstøj.
Glasuld er værdifuldt materiale, hvorigennem du kan filtrere stærke syrer og baser, der ikke kan filtreres gennem papir. Derudover er glasuld en god varmeisolator.
■ 44. Hvad bestemmer egenskaberne for forskellige glastyper?
Keramik
Af aluminiumsilikater er hvidt ler særligt vigtigt - kaolin, som er grundlaget for fremstilling af porcelæn og lertøj. Porcelænsproduktion er en ekstremt gammel industri. Porcelænets fødested er Kina. I Rusland blev porcelæn produceret for første gang i det 18. århundrede. D, I. Vinogradov.
Råvarerne til fremstilling af porcelæn og lertøj er foruden kaolin sand og. En blanding af kaolin, sand og vand udsættes for grundig finslibning i kuglemøller, derefter filtreres overskydende vand fra, og den godt blandede plastikmasse sendes til støbning af produkter. Efter støbning tørres produkterne og brændes i gennemgående tunnelovne, hvor de først opvarmes, derefter brændes og til sidst afkøles. Herefter gennemgår produkterne yderligere forarbejdning - glasering og maling med keramisk maling. Efter hvert trin brændes produkterne. Resultatet er porcelæn, der er hvidt, glat og skinnende. I tynde lag det skinner igennem. Fajance er porøst og skinner ikke igennem.
Mursten, fliser, keramik, keramiske ringe til pakning i absorptions- og vasketårne fra forskellige kemiske industrier er dannet af rødt ler. blomster potter. De brændes også, så de ikke bliver blødgjort af vand og bliver mekanisk stærke.
Cement. Beton
Siliciumforbindelser tjener som grundlag for fremstilling af cement, et bindemateriale, der er uundværligt i konstruktionen. Råvarerne til fremstilling af cement er ler og kalksten. Denne blanding brændes i en enorm skrånende rørformet roterovn, hvori råmaterialerne løbende tilføres. Efter brænding ved 1200-1300° kommer der løbende en sintret masse - klinker - frem fra et hul placeret i den anden ende af ovnen. Efter slibning bliver klinker til. Sammensætningen af cement består hovedsageligt af silikater. Hvis den blandes med vand for at danne en tyk opslæmning og derefter efterlades i luften i et stykke tid, vil den reagere med cementstoffer og danne krystallinske hydrater og andre faste forbindelser, hvilket fører til hærdning ("hærdning") af cementen. Dette kan ikke længere genoprettes til sin tidligere tilstand, så før brug forsøger de at beskytte cement mod vand. Hærdningsprocessen af cement er lang, og den opnår først reel styrke efter en måned. Sandt nok, der er forskellige varianter cement. Den almindelige cement, vi overvejede, kaldes silikat eller Portland cement. Hurtighærdende aluminacement er fremstillet af aluminiumoxid, kalksten og siliciumdioxid.
Blander man cement med knust sten eller grus, får man beton, som allerede er et selvstændigt byggemateriale. Knust sten og grus kaldes fyldstoffer. Beton har høj styrke og kan modstå store belastninger. Den er vandtæt og brandsikker. Når den opvarmes, mister den næsten ikke styrke, da dens varmeledningsevne er meget lav. Beton er frostbestandig, svækker radioaktiv stråling, så det bruges som byggemateriale til hydrauliske konstruktioner og beskyttelsesskaller atomreaktorer. Kedler er foret med beton. Blander man cement med et skummiddel, dannes en skumbeton gennemsyret med mange celler. Sådan beton er en god lydisolator og leder varme endnu mindre end almindelig beton.
