Ķīmiskās reakcijās ogleklis ir. Oglekļa ķīmiskās īpašības
Vienuma iezīme
6 s 1s 2 2s 2 2p 2
Izotopi: 12 C (98,892%); 13 C (1,108%); 14 C (radioaktīvs)
Klarkā zemes garozā ir 0,48 masas%. Konstatēšanas formas:
brīvā formā (ogles, dimanti);
karbonātu (CaCO 3, MgCO 3 utt.) sastāvā;
degošu minerālu (ogles, nafta, gāze) sastāvā;
cO 2 formā atmosfērā (0,03% pēc tilpuma);
okeānos - anjonu HCO 3 formā;
dzīvo vielu sastāvā (-18% oglekļa).
Oglekļa savienojumu ķīmija galvenokārt ir organiskā ķīmija. Neorganiskās ķīmijas kursā tiek pētītas šādas C saturošas vielas: brīvā ogle, oksīdi (CO un CO 2), ogļskābe, karbonāti un bikarbonāti.
Brīvā ogle. Allotropija.
Brīvā stāvoklī ogleklis veido 3 allotropiskas modifikācijas: dimantu, grafītu un mākslīgi iegūtu karbīnu. Šīs oglekļa modifikācijas atšķiras pēc kristāla ķīmiskās struktūras un fizikālajām īpašībām.
Dimants
Dimanta kristālā katrs oglekļa atoms ir saistīts ar spēcīgām kovalentām saitēm ar četrām citām, kas atrodas ap to vienādos attālumos.
Visi oglekļa atomi ir sp 3 hibridizācijas stāvoklī. Dimanta atomu kristāla režģim ir tetraedriska struktūra.
Dimants ir bezkrāsaina, caurspīdīga, ļoti gaismas atstarojoša viela. Tam ir visaugstākā cietība starp visām zināmajām vielām. Dimants ir trausls, ugunsizturīgs, slikti vada siltumu un elektrisko strāvu. Neliels attālums starp blakus esošajiem oglekļa atomiem (0,154 nm) rada diezgan augstu dimanta blīvumu (3,5 g / cm 3).
Grafīts
Grafīta kristāla režģī katrs oglekļa atoms ir sp2 hibridizācijas stāvoklī un veido trīs spēcīgas kovalences saites ar oglekļa atomiem, kas atrodas vienā un tajā pašā slānī. Katra atoma trīs elektroni, ogleklis, piedalās šo saišu veidošanā, un ceturtie valences elektroni veido л saites un ir salīdzinoši brīvi (mobili). Viņi nosaka grafīta elektrisko un siltumvadītspēju.
Kovalentās saites garums starp blakus esošajiem oglekļa atomiem vienā plaknē ir 0,152 nm, un attālums starp C atomiem dažādos slāņos ir 2,5 reizes lielāks, tāpēc saites starp tiem ir vājas.
Grafīts - necaurspīdīgs, mīksts, taukains un pelēks-melns, ar pieskārienu, ar metālisku spīdumu; labi vada siltumu un elektrisko strāvu. Grafīta blīvums ir mazāks nekā dimanta, tas viegli sadalās plānās pārslās.
Smalki kristāliska grafīta nesakārtotā struktūra ir pamatā amorfā oglekļa dažādu formu struktūrai, no kurām svarīgākās ir kokss, brūnās un cietās ogles, kvēpi, aktivētais (aktīvais) ogleklis.
Karabīna
Šo oglekļa alotropo modifikāciju iegūst ar acetilēna katalītisko oksidāciju (dehidropolikondensāciju). Karbīns ir ķēdes polimērs, kam ir divas formas:
C \u003d C-C \u003d C -... un ... \u003d C \u003d C \u003d C \u003d
Karbīnam ir pusvadītāju īpašības.
Oglekļa ķīmiskās īpašības
Parastā temperatūrā abas oglekļa modifikācijas (dimants un grafīts) ir ķīmiski inertas. Grafīta smalkās kristāliskās formas - kokss, kvēpi, aktivētā ogle - ir vairāk reaģējošas, bet parasti pēc tam, kad tās iepriekš uzkarsētas augstā temperatūrā.
C - aktīvs reducētājs:
1. Mijiedarbība ar skābekli
С + O 2 \u003d СО 2 + 393,5 kJ (pārsniedz O 2)
2C + O 2 \u003d 2CO + 221 kJ (ar O 2 trūkumu)
Ogļu dedzināšana ir viens no vissvarīgākajiem enerģijas avotiem.
2. Mijiedarbība ar fluoru un sēru.
C + 2F 2 \u003d CF4 oglekļa tetrafluorīds
C + 2S \u003d CS 2 oglekļa disulfīds
3. Kokss ir viens no vissvarīgākajiem reducētājiem, ko izmanto rūpniecībā. Metalurģijā ar tās palīdzību metālus iegūst no oksīdiem, piemēram:
ZS + Fe 2 O 3 \u003d 2Fe + ZSO
C + ZnO \u003d Zn + CO
4. Oglekļa mijiedarbībā ar sārmu un sārmzemju metālu oksīdiem reducētais metāls, apvienojot ar oglekli, veido karbīdu. Piemēram: ЗС + CaО \u003d CaС 2 + СО kalcija karbīds
5. Koksu izmanto arī silīcija ražošanai:
2C + SiO 2 \u003d Si + 2CO
6. Ar koksa pārpalikumu veido silīcija karbīda (carborundum) SiC.
"Ūdens gāzes" iegūšana (cietā kurināmā gazifikācija)
Caur karstām oglēm izlaižot ūdens tvaikus, iegūst degošu CO un H 2 maisījumu, ko sauc par ūdens gāzi:
C + H2O \u003d CO + H2
7. Reakcijas ar oksidējošām skābēm.
Aktivizēta vai ogle, sildot, no koncentrētām skābēm samazina NO 3 - un SO 4 2 anjonus:
С + 4HNO 3 \u003d СО 2 + 4NO 2 + 2Н 2 О
С + 2H 2 SO 4 \u003d СО 2 + 2SO 2 + 2Н 2 О
8. Reakcijas ar izkausētiem sārmu metālu nitrātiem
Izkausējot KNO 3 un NaNO 3, sasmalcinātās ogles intensīvi sadedzina, veidojot apžilbinošu liesmu:
5С + 4KNO 3 \u003d 2К 2 СО 3 + ЗСO 2 + 2N 2
C - zemas aktivitātes oksidētājs:
1. Sāls veida karbīdu veidošanās ar aktīvajiem metāliem.
Būtiska oglekļa nemetālisko īpašību pavājināšanās ir izteikta ar to, ka tā kā oksidētāja funkcijas izpaužas daudz mazākā mērā nekā reducēšanas funkcijas.
2. Tikai reaģējot ar aktīvajiem metāliem, oglekļa atomi nonāk negatīvi lādētos jonos C -4 un (C \u003d C) 2-, veidojot sāļiem līdzīgus karbīdus:
ZS + 4Al \u003d Al 4 C 3 alumīnija karbīds
2C + Ca \u003d CaC 2 kalcija karbīds
3. Jonu tipa karbīdi ir ļoti nestabili savienojumi, tie skābju un ūdens ietekmē viegli sadalās, kas norāda uz negatīvi lādētu oglekļa anjonu nestabilitāti:
Al4C3 + 12H2O \u003d CHF4 + 4Al (OH) 3
CaC 2 + 2H 2 O \u003d C 2 H 2 + Ca (OH) 2
4. Kovalentu savienojumu veidošanās ar metāliem
Kausējot oglekļa un pārejas metālus, karbīdi galvenokārt veidojas ar kovalento saiti. Viņu molekulām ir mainīgs sastāvs, un vielas kopumā ir tuvu sakausējumiem. Šādi karbīdi ir ļoti stabili, tie ir ķīmiski inerti attiecībā pret ūdeni, skābēm, sārmiem un daudziem citiem reaģentiem.
5. Mijiedarbība ar ūdeņradi
Pie paaugstināta T un P niķeļa katalizatora klātbūtnē ogleklis apvienojas ar ūdeņradi:
C + 2HH2 → CHH4
Reakcija ir ļoti atgriezeniska, un tai nav praktiskas nozīmes.
Brīvā ogle ir tipisks reducētājs. Kad skābeklis tiek oksidēts liekā gaisā, tas pārvēršas oglekļa monoksīdā (IV):
ar oglekļa monoksīda (II) trūkumu:
Abas reakcijas ir ļoti eksotermiskas.
Karsējot oglekli oglekļa monoksīda (IV) atmosfērā, oglekļa monoksīds veidojas:
Ogleklis atjauno daudzus metālus no to oksīdiem:
Tādējādi notiek reakcija ar kadmiju, varu un svina oksīdiem. Oglekļa mijiedarbībā ar sārmzemju metālu, alumīnija un dažiem citiem metāliem oksīdos veidojas karbīdi:
Tas izskaidrojams ar to, ka aktīvie metāli ir spēcīgāki reducētāji nekā ogleklis, tāpēc, uzkarsējot, metāli tiek oksidēti ar oglekļa pārpalikumu:
Oglekļa monoksīds (II).
Ar nepilnīgu oglekļa oksidēšanu veidojas oglekļa monoksīds (II) CO - oglekļa monoksīds. Tas slikti šķīst ūdenī. Oglekļa 2+ formālais oksidācijas stāvoklis neatspoguļo CO molekulas struktūru.
CO molekulā papildus divkāršajai saitei, ko veido oglekļa elektronu un skābekļa socializēšanās, ir arī papildu trešā saite (parādīta ar bultiņu), ko veido donora-akceptora mehānisms vientuļa skābekļa elektronu pāra dēļ
Šajā sakarā CO molekula ir ārkārtīgi spēcīga. Oglekļa monoksīds (II) neveido sāli un normālos apstākļos neiedarbojas uz ūdeni, skābēm un sārmiem. Paaugstinātā temperatūrā tas ir pakļauts papildināšanas un redoksreakcijām. Gaisā CO deg ar zilu liesmu:
Tas atjauno metālus no to oksīdiem:
Apstarojuma ietekmē tiešos saules staros vai katalizatoru klātbūtnē CO apvienojas ar fosgēna veidošanos - ārkārtīgi toksisku gāzi:
Ar daudziem metāliem CO veido gaistošus karbonilus:
Kovalento saiti niķeļa karbonilmolekulā veido donora-akceptora mehānisms, un elektronu blīvums mainās no oglekļa atoma uz niķeļa atomu. Negatīvā lādiņa palielināšanos metāla atomā kompensē tā d-elektronu piedalīšanās saitē, tāpēc metālu oksidācijas pakāpe ir 0. Karsējot metāla karbonilijas sadalās metālā un oglekļa monoksīdā (II), ko izmanto augstas tīrības pakāpes metālu iegūšanai.
Dabā oglekļa monoksīds (II) praktiski nenotiek. Tas var veidoties skudrskābes dehidratācijas laikā (laboratoriskā sagatavošanas metode):
Balstoties uz pēdējo formāli pārveidoto formāli, CO var uzskatīt par skudrskābes anhidrīdu. To apstiprina šāda reakcija, kas notiek, kad paaugstinātā spiedienā CO nonāk sārmu kausējumā:
Oglekļa monoksīds (IV) un ogļskābe. Oglekļa monoksīds (IV) ir oglekļa anhidrīds, un tam piemīt visas skābju oksīdu īpašības (sk. 8. paragrāfu).
Izšķīdinot ūdenī, daļēji veidojas ogļskābe, kamēr šķīdumā pastāv šāds līdzsvars.
oglekļa savienojumi ar halogēniem. U. G. parasti uzskata par ogļūdeņražu atvasinājumiem, kuros ūdeņradis ir pilnībā aizstāts ar halogēnu.
Vienkāršākie U. G. ir tetrahalīdi ar vispārīgo formulu CX 4, kuru molekulām ir tetraedriska struktūra ar attālumiem С-F, С-Сl, С-Br un С-I, attiecīgi: (Å) 1,36; 1,76; 1,94; 2.12. Un saistošās enerģijas ( kJ / mol): 487; 340: 285; 214 vai iekšā kcal / mol 116; 81; 68; 51. Parastos apstākļos CF 4 ir gāze (t kip -128 ° C), CCl 4 ir šķidra (t pl –22,9 ° C, t kip 76,8 ° C), CBr 4 un Cl 4 ir cietas vielas ( t pl 93,7 un 171 ° C). Visi tetrahalīdi praktiski nešķīst ūdenī un šķīst organiskajos šķīdinātājos. Saskaņā ar saistošās enerģijas samazināšanos CX 4 stabilitāte samazinās, un pārejot no fluora uz jodu palielinās ķīmiskā aktivitāte. CF 4 un CCl 4 ir izturīgi pret karstumu un gaisa, gaismas, skābju iedarbību. Cl 4 karsējot viegli sadalās. Tikai CF 4 var iegūt tieši, mijiedarbojoties. Viena no CCl 4 un CBr 4 sintēzes metodēm ir CS 2 reakcija ar halogēniem. Cl 4 iegūst, reaģējot CCl4 ar alumīnija, bismuta un citu metālu jodīdiem. No oglekļa tetrahalīdiem vislielākā nozīme ir tetrahlorogleklim. Ir zināmi arī jaukti ASV, piemēram, CClF 3, CCBr 2 Cl2, C 2 Br 2 F4. Daudzi U. G. tiek plaši izmantoti dažādās rūpniecības nozarēs, piemēram, difluorhlormetāns CCl 2 F 2 un trihlorfluormetāns CCl 3 F kā aukstumaģenti saldēšanas iekārtās (Freons), tetrafluoretilēns C 2 F 4 un trifluorhloretilēna C 2 ClF 3 - monomēri fluoroplastu ražošanā (sk. Fluoroplasti), heksahloretāna C 2 Cl 6 - kampara aizstājējs, daži fluorhloru saturoši U. - sintētisko eļļu komponenti (sk. Sintētiskās eļļas).
Lit .: Akhmetov N.S., Neorganiskā ķīmija, 2. izdevums, M., 1975.
B. A. Popovkins.
- - СО, piestātne. m., 28.01; gāze bez krāsas un smaržas ...
Ķīmiskā enciklopēdija
- - Viņi saka, ka COS. m., 60,076; bezkrāsains gāze ar zemu smaku ...
Ķīmiskā enciklopēdija
- - CO2, oglekļa savienojumu oksidācijas produkts ...
Ekoloģiskā vārdnīca
- - oglekļa aprite biosfērā. Tā ir sarežģīta notikumu ķēde ...
Zinātniskā un tehniskā enciklopēdiskā vārdnīca
- - skatīt oglekli ...
- - ķīm. halogēna savienojumi ar citiem elementiem ...
Dabas vēsture. enciklopēdiskā vārdnīca
- - oglekļa un skābekļa kombinācija, kas organismā veidojas organisko skābju dekarboksilēšanas rezultātā un kā visu organisko vielu oksidācijas gala produkts ...
Liela medicīnas vārdnīca
- - gāze bez krāsas un smaržas, kas rodas, nepilnīgi sadedzinot organiskos savienojumus ...
Liela medicīnas vārdnīca
- - process, kas ekosistēmās sākas ar augu patēriņu CO2 fotosintēzes laikā no gaisa. Tad daļa oglekļa nonāk fitomasas veidā dzīvniekiem un mikroorganismiem ...
Ekoloģiskā vārdnīca
- - halogēna savienojumi ar citiem elementiem; atrodami dabā minerālu veidā, ir ar lielu praktiskumu. vērtība ...
Lielā enciklopēdiskā politehniskā vārdnīca
- - vai ogļhidrātiem. - Jau Lavoisjērs atzīmēja, ka parastajā cukurā, kas ir oglekļa, ūdeņraža un skābekļa kombinācija, pēdējo divu elementu attiecība ir gandrīz tāda pati kā ūdenī ...
Brokhausa un Eifra enciklopēdiskā vārdnīca
- - karbonilsulfīds, COS, viegli uzliesmojoša gāze bez krāsas un smakas. Tas sašķidrinās pie -50,2 ° С, sacietē pie -138,2 ° С. S. plkst. šķīst oglekļa disulfīdā, toluolā, spirtā ...
Lielā padomju enciklopēdija
- - halogēnu ķīmiskie savienojumi ar citiem elementiem ...
Lieliska enciklopēdiska vārdnīca
- halogenīdi pl - Halogēna savienojumi ar citiem elementiem ...
Efraima skaidrojošā vārdnīca
- - halogēns ir "id, s, unit h ..."
Krievu valodas pareizrakstības vārdnīca
- - halogēnu savienojuma ar citiem elementiem halogenīdi dabā ir sastopami minerālu veidā; ir liela praktiskā nozīme ...
Krievu valodas svešvārdu vārdnīca
Grāmatās "oglekļa halogenīdi"
Fosfora halogenīdi
No grāmatas Narkotikas un saindēšanās [psihedēliski un toksiskas vielas, indīgi dzīvnieki un augi] Autors Petrovs Vasilijs IvanovičsFosfora halogenīdi Fosfora skābeklis ir asa šķidruma aromāts. Gaisā smēķē. Ūdens hidrolizē, veidojot sālsskābi un fosforskābi. Ļoti nepastāvīgs. Agresīvs. Fosfora trihlorīds ir kodīgs, nestabils šķidrums. Ļoti gaistošs, uz dūmiem
Oglekļa tips
No grāmatas Filozofa homeopātijas akmens Autors Simeonova Natālija KonstantinovnaOglekļa tips Oglekļa tips ir visizplatītākais starp pacientiem, un tas nav nejaušs. Ogleklis ir organiskās dzīves centrālais elements, un visas vielas tiek sadalītas organiskās un neorganiskās, atkarībā no oglekļa klātbūtnes vai neesamības to sastāvā.
2. Oglekļa elektroķīmija
No grāmatas Fizikālā ķīmija: lekciju piezīmes autore Berezovchuk AV2. Oglekļa elektroķīmija Pašlaik oglekli, ņemot vērā tā slāņveida struktūru grafīta formā, plaši izmanto grafīta starpkalācijas savienojumu sintēzē, kuri, savukārt, ir pielietojami litija strāvas avotā (akumulatorā), tiek izmantoti zinātnē,
Oglekļa ķīmiskās īpašības
Ogleklis - neaktīvs, aukstumā reaģē tikai ar fluoru; ķīmiskā aktivitāte parādās augstā temperatūrā.
Piezīme! "Ķīmiskās īpašības"
|
C ir reducētājs С 0 - 4 е - → С +4 vai С 0 - 2 е - → С +2 |
C - oksidētājs C 0 + 4 e - → C -4 |
|
1) ar skābekli C 0 + O 2 t ˚ C → CO 2 oglekļa dioksīds Pieredze ar skābekļa trūkumu nepilnīgas sadegšanas rezultātā veidojas oglekļa monoksīds: 2C 0 + O 2 t ˚ C → 2C +2 O 2) ar fluoru C + 2F 2 → CF 4 3) ar tvaiku C 0 + H 2 O t ˚ C → C +2 O + H 2 ūdens gāze 4) ar metālu oksīdiem C +Es x O y = CO 2 + Es C 0 + 2CuO t˚C → 2Cu + C +4 O 2 5) ar skābēm - oksidētājiem: C 0 + 2 H2SO4 (kons.) → C +4 O 2 + 2 SO 2 + 2 H 2 O С 0 + 4 HNO 3 (kons.) → С +4 O 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O |
1) veido karbīdus ar dažiem metāliem 4 Al + 3 C 0 t ˚ C → Al 4 C 3 -4 Ca + 2 C 0 t ˚ C → CaC 2 -1 2) ar ūdeņradi C 0 + 2H2 t˚C → CH4 |
Adsorbcija
Apgrieztais process ir šo absorbēto vielu izdalīšanās - desorbcija.
Adsorbcijas lietojumprogramma
Attīrīšana no piemaisījumiem (cukura ražošanā utt.), Lai aizsargātu elpošanas orgānus (gāzmaskas), medicīnā (Karbolen tabletes) utt.
Oglekļa uzklāšana
Dimanti tiek plaši izmantoti akmeņu griešanai un īpaši cietu materiālu slīpēšanai. Rotas tiek sagrieztas no dimantiem. Grafītu izmanto inertu elektrodu un zīmuļu pievadu ražošanai. Maisījumā ar tehniskajām eļļām kā smērvielu. Kausējamie tīģeļi ir izgatavoti no grafīta un māla maisījuma. Grafītu kodolrūpniecībā izmanto kā neitronu absorbētāju.
Kokss tiek izmantots metalurģijā kā reducētājs. Kokogles - kalēja krāsnīs, šaujampulvera ražošanai (75% KNO 3 + 13% C + 12% S), gāzu absorbcijai (adsorbcijai), kā arī ikdienas dzīvē. Kvēpus izmanto kā gumijas pildvielu melnu tinšu - tipogrāfijas tintes un skropstu tušas - ražošanai, kā arī sausās galvaniskās šūnās. Stiklaino ogli izmanto ļoti agresīvas vides aprīkojuma ražošanā, kā arī aviācijā un astronautikā.
Aktivētā ogle absorbē kaitīgās vielas no gāzēm un šķidrumiem: tās ir piepildītas ar gāzmaskām, attīrīšanas sistēmām, to medicīnā izmanto saindēšanās gadījumā.
KOKSNIS
Kokogles
- mikroporains oglekļa saturošs produkts, kas rodas koksnes sadalīšanās rezultātā bez piekļuves gaisam. To izmanto kristāliska silīcija, oglekļa disulfīda, melno un krāsaino metālu, aktivētās ogles utt., Kā arī sadzīves kurināmā (īpatnējais sadegšanas siltums 31,5-34 MJ / kg) ražošanā.
DARBI PIEVIENOŠANAI
Nr.1. Pabeidziet reakcijas vienādojumus, izveidojiet elektronisko svaru, norādiet katras reakcijas oksidētāju un reducētāju:
C + O 2 (log) \u003d
C + O 2 (deficīts) \u003d
C + H2 \u003d
C + Ca \u003d
C + Al \u003d
Ķīmiskās īpašības:Parastā temperatūrā ogleklis ir ķīmiski inerts, pietiekami augstā līmenī tas apvienojas ar daudziem elementiem un tam piemīt spēcīgas reducējošās īpašības. Dažādu oglekļa formu ķīmiskā aktivitāte samazinās pēc kārtas: amorfs ogleklis, grafīts, dimants, tie aizdegas gaisā attiecīgi virs 300–500 ° C, 600–700 ° C un 850–1000 ° C. Oksidācijas stāvokļi +4 (piemēram, CO 2), −4 (piemēram, CH4), reti +2 (СО, metāla karbonilgrupa), +3 (C2N2); elektronu afinitāte 1,27 eV; jonizācijas enerģija secīgā pārejā no C 0 uz C 4+ ir attiecīgi 11,2604, 24,383, 47,871 un 64,19 eV.
Trīs slavenākie oglekļa monoksīds:
1) oglekļa monoksīds CO (Tā ir bezkrāsaina gāze, kurai nav ne garšas, ne smaržas. Degošs. Tā sauktā "oglekļa monoksīda smarža" faktiski ir organisko piemaisījumu smarža.)
2) oglekļa dioksīds CO 2 (Tas nav toksisks, bet neatbalsta elpošanu. Augsta koncentrācija gaisā izraisa nosmakšanu. Bīstams ir arī oglekļa dioksīda trūkums. Oglekļa dioksīdam dzīvniekiem ir arī fizioloģiska nozīme, piemēram, tas ir iesaistīts asinsvadu tonusa regulēšanā)
3) oglekļa dioksīds C 3 O 2 (krāsaina indīga gāze ar asu, nomācošu smaku, kas normālos apstākļos viegli polimerizējas, veidojot ūdenī nešķīstošu produktu, kas ir dzeltens, sarkans vai purpursarkans.)
Nemetālu savienojumi ir savi nosaukumi - metāns, tetrafluormetāns.
Izstrādājumi dedzināšana oglekļa skābeklī ir CO un CO 2 (attiecīgi oglekļa monoksīds un oglekļa dioksīds). Ir zināms arī nestabils. underoksīds ogleklis C 3 O 2 (kušanas temperatūra −111 ° C, viršanas temperatūra 7 ° C) un daži citi oksīdi (piemēram, C 12 O 9, C 5 O 2, C 12 O 12). Grafīts un amorfā ogle sāk reaģēt ar ūdeņradi temperatūrā 1200 ° C, ar fluoru 900 ° C temperatūrā.
Oglekļa dioksīds reaģē ar ūdeni, veidojot vāju ogļskābi - H 2 CO 3, kas veido sāļus - karbonātus. Magnija kalcija karbonāti (minerālu formas - krīts, marmors, kalcīts, kaļķakmens utt.) Ir visizplatītākie uz Zemes.
43 Jautājums. Silīcijs
Silīcijs (Si) - stāv 3. periodā, galvenās apakšgrupas IV grupa ir periodiska. sistēma.
Fiz. Sv. Va: Silīcijs pastāv divās versijās: amorfā un kristāliskajā. Amorfs silīcijs - metālā kūst brūns pulveris r-rr. Kristālisks. silīcijs - tie ir tumši pelēki kristāli, kuriem ir tērauda spīdums, ciets un trausls. Silīcijs sastāv no trim izotopiem.
Chem. Sv. Va: elektroniskā konfigurācija: 1 s 2 2s 2 2p 6 3 s 2 3p 2 . Silīcijs nav metāls. No ārpuses enerģisks. ur-nav silīcijam ir 4 e, kas nosaka tā oksidācijas stāvokli: +4, -4, -2. Valence - 2, 4. Amorfam silīcijam ir lielāka reaktivitāte nekā kristāliskajam. Parastos apstākļos tas mijiedarbojas ar fluoru: Si + 2F 2 \u003d SiF 4.
Silīcijs mijiedarbojas tikai ar slāpekļa un fluorūdeņražskābes maisījumu:
Ar metāliem tā rīkojas savādāk: labi izšķīst izkausētajos Zn, Al, Sn, Pb, bet nereaģē ar tiem; silīcijs mijiedarbojas ar citiem metāliem kūst - ar Mg, Cu, Fe, veidojot silīdus: Si + 2Mg \u003d Mg2Si. Silīcijs sadedzina skābekli: Si + O2 \u003d SiO2 (smiltis).
Saņemšana:Bezmaksas silīciju var iegūt, kalcinējot smalkas baltas smiltis ar magniju, kas ķīmiski sastāvs ir gandrīz tīrs silīcija oksīds, SiO2 + 2Mg \u003d 2MgO + Si.
Silīcija (II) SiO- sveķains amorfs normālos apstākļos izturīgs pret skābekli. Attiecas uz oksīdiem, kas neveido sāli. SiO dabā nenotiek. Gāzveida silīcija monoksīds tika atrasts starpzvaigžņu vides gāzu-putekļu mākoņos un saules punktos. Saņemšana:Silīcija monoksīdu var iegūt, karsējot silīciju skābekļa trūkumā 2Si + O temperatūrā 2 nedēļas → 2SiO. Sildot pārmērīgā skābekļa daudzumā, veidojas silīcija oksīds (IV) SiO2: Si + O 2 log → SiO 2.
SiO veidojas arī SiO2 reducēšanas laikā ar silīciju augstās temperatūrās: SiO 2 + Si → 2SiO.
Silīcija (IV) oksīds SiO2 - bezkrāsaini kristāliir augsta cietība un izturība. Sv. Va:Tas pieder skābju grupai. sildot, mijiedarbojas ar galveno. oksīdi un sārmi.P izšķīst fluorūdeņražskābē.SiO2 pieder stiklu veidojošo oksīdu grupai, t.i. Tam ir tendence uz atdzesēta kausēta stikla veidošanos.Viens no labākajiem dielektriķiem (elektriskā strāva nevada). Tam ir atomu kristāla režģis.
Nitrīds ir binārs neorganisks savienojums. ķīmiskais savienojums, kas ir silīcija un slāpekļa Si 3 N 4 savienojums. Sv. Va:Silīcija nitrīdam ir laba mehāniskā un fizikālā ķīmija. ar tevi. Pateicoties silīcija nitrīda saitei. Tiek uzlabotas ugunsizturīgo izstrādājumu, kuru pamatā ir silīcija karbīds, periklāze, forsterīts utt., darbības īpašības.Nitrīdu piesaistītajām ugunsizturīgajām vielām ir augsta izturība pret siltumu un nodilumu, tām ir lieliska izturība pret plaisāšanu, kā arī pret sārmu, agresīvu kausējumu un metāla tvaiku iedarbību. .
Silīcija (IV) hlorīdssilīcijs - bezkrāsains, chem. kaķu formula. SiCl 4. Izmanto silīcijorganiskā ražošanā. savienojumi; To izmanto, lai izveidotu dūmu ekrānus. Tehn. silīcija tetrahlorīds ir paredzēts etilsilikātu, aerosola, ražošanai.
Silīcija karbīds - binārs neorganisks Chem. silīcija savienojums ar oglekļa SiC. Dabā tas atrodams ārkārtīgi reta minerāla - moissanite - formā.
Silīcija dioksīds vai silīcija dioksīds - stabils savienojums Si , plaši izplatīts dabā. Reaģē, saplūstot ar sārmiem, bāziskiem oksīdiem, veidojot silīcijskābes sāļus - silikātus. Saņemšana: rūpniecībā tīru silīciju iegūst, reducējot silīcija dioksīdu ar koksu elektriskajās krāsnīs: SiO 2 + 2C \u003d Si + 2CO 2.
Laboratorijā silīciju iegūst, kalcinējot ar balto smilšu magniju vai alumīniju:
SiO 2 + 2Mg \u003d 2MgO + Si.
3SiO 2 + 4Al \u003d Al 2 O 3 + 3Si.
Silīcija formas jums:H 2 SiO 3 - meta-silīcijs tam;H 2 Si 2 O 5 - divu silīcija pret to.
Būt dabā: Kvarca minerāls - SiO2. Kvarca kristāli ir bezkrāsaini un caurspīdīgi sešstūra prizmas formā, ko sauc par kalnu kristāliem. Ametists - akmeņu kristāls, krāsots ar ceriņu krāsas piemaisījumiem; dūmakains topāzs ir brūngans; ahāts un jašma - kristālisks. kvarca šķirnes. Amorfs silīcija dioksīds ir retāk sastopams un pastāv kā opāls minerāls. Diatomīts, tripols vai kieselguhr (zemūdene) ir amorfā silīcija zemes formas. silīcija formula - n SiO2?m H2O. Dabā tas galvenokārt ir sāļu veidā, brīvā veidā. daži, piemēram, HSiO (ortosilīcijs) un H2 SiO 3 (silīcijs vai metasilīcijs) ir izolēti.
Silīcijskābes iegūšana:
1) silikātu mijiedarbība ir sārmaina. metāli ar komplektiem: Na 2 SiO 3 + 2HCl \u003d H 2 SiO 3 + 2NaCl;
2) krama uz - to yavl. termiski nestabila: H 2 SiO 3 \u003d H 2 O + SiO 2.
H 2 SiO 3 kaķē veido piesātinātus šķīdumus. polimerizācijas rezultātā veido koloīdus. Izmantojot stabilizatorus, jūs varat iegūt izturīgus koloīdus (soļus). Tos izmanto ražošanā. Bez stabilizatoriem no silīcija šķīduma veidojas želeja, pēc kuras žāvē, ar kuras palīdzību var iegūt silikagelu (izmanto kā adsorbentu).
Silikāti - silīcija sāļi jums. Silikāti ir bieži sastopami dabā, zemes garozā lielākoties ir silīcija dioksīds un silikāti (laukšpata, vizla, māls, talks utt.). Granīta, bazalta un citu iežu sastāvā ietilpst silikāti. Smaragds, topāzs, akvamarīns - silikātu kristāli. Tikai nātrija un kālija silikāti šķīst, pārējie nešķīst. Silikāti ir sarežģīti. Chem. struktūra: Kaolīns Al 2 O 3 ; 2SiO 2 ; 2H 2 O vai H 4 Al 2 SiO 9 .
Azbests CaO; 3MgO; 4SiO 2 vai CaMgSi 4 O 12 .
Saņemšana: silīcija oksīda saplūšana ar sārmiem vai karbonātiem.
Šķīstošs stikls - nātrija un kālija silikāti. Šķidrais stikls - aq. kālija un nātrija silikātu šķīdumi. Izmantojot to skābju izturīga cementa un betona, petrolejai necaurlaidīgu apmetumu, ugunsdrošu krāsu ražošanai. Aluminosilikāti - silikāti, kas satur alumīniju ( laukšpats, vizla). Feldspars Papildus silīcija un alumīnija oksīdiem tie sastāv no kālija, nātrija un kalcija oksīdiem. Vizla papildus silīcijam un alumīnijam tie satur arī ūdeņradi, nātriju vai kāliju un retāk kalciju, magniju un dzelzi. Granīti un gnēzes (ieži) - sast. no kvarca, laukšpata un vizlas. Rags ieži un minerāli, kas atrodas uz Zemes virsmas, nonāk mijiedarbībā ar ūdeni un gaisu, kas izraisa to maiņu un iznīcināšanu. Šis process tiek saukts. laika apstākļi.
Pielietojums: silikāta ieži (granīts), izmantojot kā celtniecības materiāls silikāti - kā izejvielas cementa, stikla, keramikas, pildvielu ražošanā; vizla un azbests - gan elektriskā, gan siltumizolācija.
