В химических реакциях углерод является. Углерод химические свойства
Характеристика элемента
6 С 1s 2 2s 2 2p 2
Изотопы: 12 С (98,892 %); 13 С (1,108%); 14 С (радиоактивный)
Кларк в земной коре 0,48 % по массе. Формы нахождения:
в свободном виде (каменный уголь, алмазы);
в составе карбонатов (СаСO 3 , МgСO 3 и др.);
в составе горючих ископаемых (уголь, нефть, газ);
в виде СO 2 - в атмосфере (0,03 % по объему);
в Мировом океане - в виде анионов НСO 3 - ;
в составе живой материи (-18 % углерода).
Химия соединений углерода - это, в основном, органическая химия. В курсе неорганической химии изучаются следующие С-содержащие вещества: свободный углерод, оксиды (СО и СO 2), угольная кислота, карбонаты и гидрокарбонаты.
Свободный углерод. Аллотропия.
В свободном состоянии углерод образует 3 аллотропные модификации: алмаз, графит и искусственно получаемый карбин. Эти видоизменения углерода различаются кристаллохимическим строением и физическими характеристиками.
Алмаз
В кристалле алмаза каждый атом углерода связан прочными ковалентными связями с четырьмя другими, размещенными вокруг него на одинаковых расстояниях.
Все атомы углерода находятся в состоянии sp 3 -гибридизации. Атомная кристаллическая решетка алмаза имеет тетраэдрическое строение.
Алмаз - бесцветное, прозрачное, сильно преломляющее свет вещество. Отличается самой большой твердостью среди всех известных веществ. Алмаз хрупкий, тугоплавкий, плохо проводит тепло и электрический ток. Небольшие расстояния между соседними атомами углерода (0,154 нм) обусловливают довольно большую плотность алмаза (3,5 г/см 3).
Графит
В кристаллической решетке графита каждый атом углерода находится в состоянии sp 2 -гибридизации и образует три прочные ковалентные связи с атомами углерода, расположенными в том же слое. В образовании этих связей участвуют по три электрона каждого атома, углерода, а четвертые валентные электроны образуют л-связи и являются относительно свободными (подвижными). Они обусловливают электро- и теплопроводность графита.
Длина ковалентной связи между соседними атомами углерода в одной плоскости равна 0,152 нм, а расстояние между атомами С в различных слоях больше в 2,5 раза, поэтому связи между ними слабые.
Графит - непрозрачное, мягкое, жирное на ощупь вещество серо-черного цвета с металлическим блеском; хорошо проводит тепло и электрический ток. Графит имеет меньшую плотность по сравнению с алмазом, легко расщепляется на тонкие чешуйки.
Разупорядоченная структура мелкокристаллического графита лежит в основе строения различных форм аморфного углерода, важнейшими из которых являются кокс, бурые и каменные угли, сажа, активированный (активный) уголь.
Карбин
Эту аллотропную модификацию углерода получают каталитическим окислением (дегидрополиконденсацией) ацетилена. Карбин - цепочечный полимер, имеющий две формы:
С=С-С=С-... и...=С=С=С=
Карбин обладает полупроводниковыми свойствами.
Химические свойства углерода
При обычной температуре обе модификации углерода (алмаз и графит) химически инертны. Мелкокристаллические формы графита - кокс, сажа, активированный уголь - более реакционноспособны, но, как правило, после их предварительного нагревания до высокой температуры.
С - активный восстановитель:
1. Взаимодействие с кислородом
С + O 2 = СO 2 + 393,5 кДж (в избытке O 2)
2С + O 2 = 2СО + 221 кДж (при недостатке O 2)
Сжигание угля - один из важнейших источников энергии.
2. Взаимодействие с фтором и серой.
С + 2F 2 = CF 4 тетрафторид углерода
С + 2S = CS 2 сероуглерод
3. Кокс - один из важнейших восстановителей, используемых в промышленности. В металлургии с его помощью получают металлы из оксидов, например:
ЗС + Fe 2 O 3 = 2Fe + ЗСО
С + ZnO = Zn + СО
4. При взаимодействии углерода с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов восстановленный металл, соединяясь с углеродом, образует карбид. Например: ЗС + СаО = СаС 2 + СО карбид кальция
5. Кокс применяется также для получения кремния:
2С + SiO 2 = Si + 2СО
6. При избытке кокса образуется карбид кремния (карборунд) SiC.
Получение «водяного газа» (газификация твердого топлива)
Пропусканием водяного пара через раскаленный уголь получают горючую смесь СО и Н 2 , называемую водяным газом:
С + Н 2 О = СО + Н 2
7. Реакции с окисляющими кислотами.
Активированный или древесный уголь при нагревании восстанавливает анионы NO 3 - и SO 4 2- из концентрированных кислот:
С + 4HNO 3 = СO 2 + 4NO 2 + 2Н 2 О
С + 2H 2 SO 4 = СO 2 + 2SO 2 + 2Н 2 О
8. Реакции с расплавленными нитратами щелочных металлов
В расплавах KNO 3 и NaNO 3 измельченный уголь интенсивно сгорает с образованием ослепительного пламени:
5С + 4KNO 3 = 2К 2 СO 3 + ЗСO 2 + 2N 2
С - малоактивный окислитель:
1. Образование солеобразных карбидов с активными металлами.
Значительное ослабление неметаллических свойств у углерода выражается в том, что функции его как окислителя проявляются в гораздо меньшей степени, чем восстановительные функции.
2. Только в реакциях с активными металлами атомы углерода переходят в отрицательно заряженные ионы С -4 и (С=С) 2- , образуя солеобразные карбиды:
ЗС + 4Al = Аl 4 С 3 карбид алюминия
2С + Са = СаС 2 карбид кальция
3. Карбиды ионного типа - очень нестойкие соединения, они легко разлагаются под действием кислот и воды, что свидетельствует о неустойчивости отрицательно заряженных анионов углерода:
Аl 4 С 3 + 12Н 2 О = ЗСН 4 + 4Аl(ОН) 3
СаС 2 + 2Н 2 О = С 2 Н 2 + Са(ОН) 2
4. Образование ковалентных соединений с металлами
В расплавах смесей углерода с переходными металлами образуются карбиды преимущественно с ковалентный типом связи. Молекулы их имеют переменный состав, а вещества в целом близки к сплавам. Такие карбиды отличаются высокой устойчивостью, они химически инертны по отношению к воде, кислотам, щелочам и многим другим реагентам.
5. Взаимодействие с водородом
При высоких Т и Р, в присутствии никелевого катализатора, углерод соединяется с водородом:
С + 2НН 2 → СНН 4
Реакция очень обратима и не имеет практического значения.
Углерод в свободном состоянии является типичным восстановителем. При окислении кислородом в избытке воздуха он превращается в оксид углерода (IV):
при недостатке - в оксид углерода (II):
Обе реакции сильно экзотермичны.
При нагревании углерода в атмосфере оксида углерода (IV) образуется угарный газ:
Углерод восстанавливает многие металлы из их оксидов:
Так протекают реакции с оксидами кадмия, меди, свинца. При взаимодействии углерода с оксидами щелочноземельных металлов, алюминия и некоторых других металлов образуются карбиды:
Объясняется это тем, что активные металлы - более сильные восстановители, чем углерод, поэтому при нагревании образующиеся металлы окисляются избытком углерода:
Оксид углерода (II).
При неполном окислении углерода образуется оксид углерода (II) СО - угарный газ. В воде он плохо растворим. Формальная степень окисления углерода 2+ не отражает строение молекулы СО.
В молекуле СО, помимо двойной связи, образованной обобществлением электронов углерода и кислорода, имеется дополнительная, третья связь (изображена стрелкой), образованная по донорно-акцепторному механизму за счет неподеленной пары электронов кислорода
В связи с этим, молекула СО крайне прочна. Оксид углерода (II) является несолеобразующим и не взаимодействует в обычных условиях с водой, кислотами и щелочами. При повышенных температурах он склонен к реакциям присоединения и окисления-восстановления. На воздухе СО горит синим пламенем:
Он восстанавливает металлы из их оксидов:
Под действием облучения на прямом солнечном свету или в присутствии катализаторов СО соединяется с образуя фосген - крайне ядовитый газ:
Со многими металлами СО образует летучие карбонилы:
Ковалентная связь в молекуле карбонила никеля образуется по донорно-акцепторному механизму, причем электронная плотность смещается от атома углерода к атому никеля. Увеличение отрицательного заряда на атоме металла компенсируется участием его d-электронов в связи, поэтому степень окисления металла равна 0. При нагревании карбонилы металлов разлагаются на металл и оксид углерода (II), что используется для получения металлов особой чистоты.
В природе оксид углерода (II) практически не встречается. Он может образовываться при обезвоживании муравьиной кислоты (лабораторный способ получения):
Исходя из последнего превращения, чисто формально можно считать СО ангидридом муравьиной кислоты. Это подтверждается следующей реакцией, которая происходит при пропускании СО в расплав щелочи при высоком давлении:
Оксид углерода (IV) и угольная кислота. Оксид углерода (IV) является ангидридом угольной кислоты и обладает всеми свойствами кислотных оксидов (см. § 8).
При растворении в воде частично образуется угольная кислота, при этом в растворе существует следующее равновесие.
соединения углерода с галогенами. У. г. обычно рассматривают как производные углеводородов, в которых водород полностью замещен на галоген.
Простейшими У. г. являются тетрагалогениды общей формулы CX 4 , молекулы которых имеют тетраэдрическое строение с расстояниями С-F, С-Сl, С-Вr и С-I, соответственно: (Å) 1,36; 1,76; 1,94; 2,12, и энергиями связи (кдж/моль ): 487; 340: 285; 214 или в ккал/моль 116; 81; 68; 51. При обычных условиях CF 4 - газ (t kип -128 °С), CCl 4 - жидкость (t пл -22,9 °С, t kип 76,8 °C), CBr 4 и Cl 4 - твёрдые тела (t пл 93,7 и 171 °С). Все тетрагалогениды практически нерастворимы в воде и растворимы в органических растворителях. В соответствии с уменьшением энергии связи устойчивость CX 4 падает, а химическая активность возрастает при переходе от фтора к иоду. CF 4 и CCl 4 устойчивы к нагреванию и действию воздуха, света, кислот. Cl 4 легко разлагается при нагревании. Только CF 4 может быть получен непосредственно взаимодействием элементов. Один из способов синтеза CCl 4 и CBr 4 - реакция CS 2 с галогенами. Cl 4 получают при взаимодействии CCl 4 с иодидами алюминия, висмута и др. металлов. Из тетрагалогенидов углерода наибольшее значение имеет Четырёххлористый углерод. Известны также смешанные У. г., например CClF 3 , CCBr 2 Cl 2 , С 2 Вг 2 F 4 . Многие У. г. широко применяют в различных отраслях техники, например дифтордихлорметан CCl 2 F 2 и трихлорфторметан CCl 3 F как хладоагенты в холодильных установках (Фреоны), Тетрафторэтилен C 2 F 4 и Трифторхлорэтилен C 2 ClF 3 - мономеры в производстве фторопластов (См. Фторопласты), Гексахлорэтан C 2 Cl 6 - заменитель камфоры, некоторые фторхлор-содержащие У. г.- компоненты синтетических масел (См. Синтетические масла).
Лит.: Ахметов Н. С., Неорганическая химия, 2 изд., М., 1975.
Б. А. Поповкин.
- - СО, мол. м. 28,01; газ без цвета и запаха...
Химическая энциклопедия
- - COS, мол. м. 60,076; бесцв. газ со слабым запахом...
Химическая энциклопедия
- - СО2, продукт окисления соединений, содержащих углерод...
Экологический словарь
- - циркуляция углерода в биосфере. Представляет собою сложную цепь событий...
Научно-технический энциклопедический словарь
- - см. Углерод...
- - хим. соединения галогенов с др. элементами...
Естествознание. Энциклопедический словарь
- - соединение углерода с кислородом, образующееся в организме в результате декарбоксилирования органических кислот и как конечный продукт окисления всех органических веществ...
Большой медицинский словарь
- - газ без цвета и запаха, образующийся при неполном сгорании органических соединений...
Большой медицинский словарь
- - процесс, начинающийся внутри экосистем потреблением растениями при фотосинтезе СО2 из воздушной среды. Часть углерода поступает затем с фитомассой к животным и микроорганизмам...
Экологический словарь
- - соединения галогенов с др. элементами; встречаются в природе в виде минералов, имеют большое практич. значение...
Большой энциклопедический политехнический словарь
- - или углеводы. - Уже Лавуазье заметил, что в обыкновенном сахаре, представляющем соединение углерода, водорода и кислорода, отношение между последними двумя элементами почти такое же, как и в воде...
Энциклопедический словарь Брокгауза и Евфрона
- - карбонилсульфид, COS, легко воспламеняющийся газ без цвета и запаха. Сжижается при -50,2 °С, затвердевает при -138,2 °С. С. у. хорошо растворима в сероуглероде, толуоле, спирте...
Большая Советская энциклопедия
- - химические соединения галогенов с другими элементами...
Большой энциклопедический словарь
- - галогени́ды мн. Соединения галогенов с другими элементами...
Толковый словарь Ефремовой
- - галоген"иды, -ов, ед. ч. -н"...
Русский орфографический словарь
- - галогени́ды соединения галогенов с другими элементами, встречаются в природе в виде минералов; имеют большое практическое значение...
Словарь иностранных слов русского языка
"Углерода галогениды" в книгах
Галогениды фосфора
Из книги Наркотики и яды [Психоделики и токсические вещества, ядовитые животные и растения] автора Петров Василий ИвановичГалогениды фосфора Хлорокись фосфора – жидкость едкого запаха. На воздухе дымит. Гидролизуется водой с образованием соляной и фосфорнокислой кислот. Высоколетуча. Агрессивна. Пары тяжелые.Треххлористый фосфор – едкая, нестойкая жидкость. Высоколетуча, дымит на
Тип углерода
Из книги Философский камень гомеопатии автора Симеонова Наталья КонстантиновнаТип углерода Карбонический тип наиболее часто встречается среди пациентов, что не случайно. Углерод - это центральный элемент органической жизни, и все вещества делятся на органические и неорганические в зависимости от наличия или отсутствия в их составе углерода.
2. Электрохимия углерода
Из книги Физическая химия: конспект лекций автора Березовчук А В2. Электрохимия углерода В настоящее время углерод, благодаря своей слоистой структуре в виде графита, широко используется для синтеза соединения внедрения графита, который, в свою очередь, нашел применение в литиевом источнике тока (аккумуляторе), используется в науке,
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА УГЛЕРОДА
Углерод - малоактивен, на холоде реагирует только со фтором; химическая активность проявляется при высоких температурах.
Памятка! "Химические свойства"
С – восстановитель С 0 – 4 е - → С +4 или С 0 – 2 е - → С +2 |
С – окислитель С 0 + 4 е - → С -4 |
1) с кислородом C 0 + O 2 t ˚ C → CO 2 углекислый газ Опыт при недостатке кислорода наблюдается неполное сгорание образуется угарный газ: 2C 0
+ O 2
t
˚
C
→ 2C +2 O 2) со фтором С + 2F 2 → CF 4 3) с водяным паром C 0 + H 2 O t ˚ C →С +2 O + H 2 водяной газ 4) с оксидами металлов С + Me x O y = CO 2 + Me C 0 + 2CuO t˚C → 2Cu + C +4 O 2 5) с кислотами – окислителями: C 0 + 2 H 2 SO 4 (конц.) →С +4 O 2 + 2 SO 2 + 2 H 2 O С 0 + 4 HNO 3 (конц.) →С +4 O 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O |
1) с некоторыми металлами образует карбиды 4 Al + 3 C 0 t ˚ C → Al 4 C 3 -4 Ca + 2 C 0 t ˚ C → CaC 2 -1 2) с водородом C 0 + 2H 2 t˚C →CH 4 |
Адсорбция
Обратный процесс - выделение этих поглощённых веществ - десорбция.
Применение адсорбции
Очистка от примесей (в производстве сахара и др.), для защиты органов дыхания (противогазы), в медицине (таблетки "Карболен") и др.
Применение углерода
Алмазы широко применяются для резки горных пород и шлифования особо твердых материалов. Из алмазов при огранке делают ювелирные украшения. Графит применяют для изготовления инертных электродов и грифелей карандашей. В смеси с техническими маслами в качестве смазочного материала. Из смеси графита с глиной изготавливают плавильные тигли. Графит используют в ядерной промышленности, как поглотитель нейтронов.
Кокс применяют в металлургии, как восстановитель. Древесный уголь – в кузнечных горнах, для получения пороха (75%KNO 3 + 13%C + 12%S), для поглощения газов (адсорбция), а также в быту. Сажу применяют, как наполнитель резины, для изготовления черных красок – типографская краска и тушь, а также в сухих гальванических элементах. Стеклоуглерод применяют для изготовления аппаратуры для сильно агрессивных сред, а также в авиации и космонавтике.
Активированный уголь поглощает вредные вещества из газов и жидкостей: им заполняют противогазы, очистительные системы, его применяют в медицине при отравлениях.
ДРЕВЕСНЫЙ УГОЛЬ
Древе́сный у́голь
- микропористый высокоуглеродистый продукт, образующийся при разложении древесины без доступа воздуха. Применяется в производстве кристаллического кремния, сероуглерода, чёрных и цветных металлов, активированного угля и т. д., а также как бытовое топливо (удельная теплота сгорания 31,5-34 МДж/кг).ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
№1. Закончите уравнения реакций, составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель для каждой реакции:
С+О 2 (изб) =
С+О 2 (недост) =
С + H 2 =
C + Ca =
C + Al =
Химические свойства: При обычных температурах углерод химически инертен, при достаточно высоких соединяется со многими элементами, проявляет сильные восстановительные свойства. Химическая активность разных форм углерода убывает в ряду: аморфный углерод, графит, алмаз, на воздухе они воспламеняются при температурах соответственно выше 300-500 °C, 600-700 °C и 850-1000 °C Степени окисления +4 (напр., CO 2), −4 (напр., CH 4), редко +2 (СО, карбонилы металлов), +3 (C 2 N 2); сродство к электрону 1,27 эВ; энергия ионизации при последовательном переходе от С 0 к С 4+ соответственно 11,2604, 24,383, 47,871 и 64,19 эВ.
Наиболее известны три оксидауглерода:
1)Монооксид углеродаCO (представляет собой бесцветный газ без вкуса и запаха. Горюч. Так называемый «запах угарного газа» на самом деле представляет собой запах органических примесей.)
2)Диоксид углеродаCO 2 (Не токсичен, но не поддерживает дыхание. Большая концентрация в воздухе вызывает удушье. Недостаток углекислого газа тоже опасен. Углекислый газ в организмах животных имеет и физиологическое значение, например, участвует в регуляции сосудистого тонуса)
3)Диоксид триуглеродаC 3 O 2 (цветный ядовитый газ с резким, удушливым запахом, легко полимеризующийся в обычных условиях с образованием продукта, нерастворимого в воде, жёлтого, красного или фиолетового цвета.)
Соединения с неметаллами имеют свои собственные названия - метан,тетрафторметан.
Продукты горения углерода в кислороде являются CO и CO 2 (монооксид углеродаидиоксид углеродасоответственно). Известен также неустойчивыйнедооксид углеродаС 3 О 2 (температура плавления −111 °C, температура кипения 7 °C) и некоторые другие оксиды (например C 12 O 9 , C 5 O 2 , C 12 O 12). Графит и аморфный углерод начинают реагировать с водородом при температуре 1200 °C, с фтором при 900 °C.
Углекислый газреагируетс водой , образуя слабую угольную кислоту- H 2 CO 3 , которая образует соли - карбонаты. На Земле наиболее широко распространены карбонатыкальция(минеральные формы -мел,мрамор,кальцит,известняки др.) имагния
43 Вопрос. Кремний
Кремний (Si) – стоит в 3 периоде, IV группе главной подгруппы периодич. системы.
Физ. св-ва: кремний существует в двух модификациях: аморфной и кристаллической. Аморфный кремний – порошок бурого цвета р-ряется в расплавах металлов. Кристаллич. кремний – это кристаллы темно-серого цвета, обладающие стальным блеском, твердый и хрупкий. Кремний состоит из трех изотопов.
Хим. св-ва: электронная конфигурация: 1s 2 2s 2 2p 6 3 s 2 3p 2 . Кремний – неметалл. На внешнем энергетич. ур-не кремний имеет 4 е, что обуславливает его степени окисления: +4, -4, -2. Валентность – 2, 4. Аморфный кремний обладает большей реакционной способностью, чем кристаллический. При обычных условиях он взаимодействует со фтором: Si + 2F 2 = SiF 4 .
Из к-т кремний взаимодействует только со смесью азотной и плавиковой кислот:
По отношению к металлам ведет себя по-разному: в расплавленных Zn, Al, Sn, Pb он хорошо растворяется, но не реагирует с ними; с другими расплавами металлов – с Mg, Cu, Fe кремний взаимодействует с образованием силицидов: Si + 2Mg = Mg2Si. Кремний горит в кислороде: Si + O2 = SiO2 (песок).
Получение: Свободн. кремний м.б.получен прокаливанием с магнием мелкого белого песка, который по хим. составу является почти чистым окислом кремния,SiO2+2Mg=2MgO+Si.
Оксид кремния(II)SiO - смолоподобное аморфное в-во, при обычных условиях устойчиво к действию кислорода. Относится к несолеобразующим оксидам. В природе SiO не встречается. Газообразный моноксид кремния обнаружен в газопылевых облаках межзвездных сред и на солнечных пятнах.Получение: Моноксид кремния можно получить, нагревая кремний в недостатке кислорода при температуре 2Si + O 2 нед → 2SiO. При нагревании в избытке кислорода образуется оксид кремния(IV) SiO2: Si + O 2 изб → SiO 2 .
Также SiO образуется при восстановлении SiO2 кремнием при высоких температурах: SiO 2 + Si → 2SiO.
Oксид кремния(IV)SiO2- бесцветные кристаллы , обладают высокой твёрдостью и прочностью.Св-ва: Относится к группе кислотн. оксидов.При нагревании взаимодействует с основн. оксидами и щелочами.Р-ряется в плавиковой к-те.SiO2 относится к группе стеклообразующих оксидов, т.е. склонен к образованию переохлажденного расплава - стекла.Один из лучших диэлектриков (электрич.ток не проводит).Имеет атомную кристал.решетку.
Нитрид- бинарное неорганич. хим.соединение, представляющее собой соединение кремния и азота Si 3 N 4 .Св-ва: Нитрид кремния обладает хорошими мех.и физ.-хим. св-вами. Благодаря нитридкремниевой связи значит. улучшаются эксплуатационные св-ва огнеупоров на основе карбида кремния, периклаза, форстерита и т. п. Огнеупоры на нитридной связке обладают высокой термо- и износостойкостью,имеют превосходную стойкость к растрескиванию,а также воздействию к-т, щелочей, агрессивных расплавов и паров металлов.
Хлорид кремния(IV)Четыреххлористый кремний - бесцветное в-во, хим. формула кот. SiCl 4 .Применяется в производстве кремний-органич. соединений; применяется для создания дымовых завес. Технич. четыреххлористый кремний предназначен для производства этилсиликатов, аэросила.
Карбид кремния - бинарное неорганич. хим. соединение кремния с углеродом SiC. В природе встречается в виде чрезвычайно редкого минерала - муассанита.
Диоксид кремния или кремнезем – стойкое соединение Si , широко распространен в природе. Реагирует со сплавлением его с щелочами, основными оксидами, образуя соли кремниевой кислоты – силикаты. Получение: в промышленности кремний в чистом виде получают восстановлением диоксида кремния коксом в электропечах: SiO 2 + 2С = Si + 2СO 2 .
В лаборатории кремний получают прокаливанием с магнием или алюминием белого песка:
SiO 2 + 2Mg = 2MgO + Si.
3SiO 2 + 4Al = Al 2 О 3 + 3Si.
Кремний образует к-ты: Н 2 SiO 3 – мета-кремниевая к-та; Н 2 Si 2 O 5 – двуметакремниевая к-та.
Нахождение в природе: минерал кварц – SiO2. Кристаллы кварца имеют форму шестигранной призмы, бесцветные и прозрачные, назыв.горным хрусталем. Аметист – горный хрусталь, окрашенный примесями в лиловый цвет; дымчатый топаз окрашен в буроватый цвет; агат и яшма – кристаллич. разновидности кварца. Аморфный кремнезем менее распространен и существует в виде минерала опала. Диатомит, трепел или кизельгур (инфузорная земля) – землистые формы аморфного кремния.Общ. формула кремниевых к-т – n SiO2? m H2O. В природе нах-ся в основном в виде солей, в свободн. форме выделены немногие, напр, HSiO (ортокремниевая) и H 2 SiO 3 (кремниевая или метакремниевая).
Получение кремниевой кислоты:
1) взаимодействие силикатов щелочн. металлов с к-тами: Na 2 SiO 3 + 2HCl = H 2 SiO 3 + 2NaCl;
2) кремневая к-та явл. термически неустойчивой: H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2 .
H 2 SiO 3 образует пересыщенные р-ры, в кот. в рез-те полимеризации образует коллоиды. Используя стабилизаторы, можно получить стойкие коллоиды (золи). Их используют в производстве. Без стабилизаторов из р-ра кремниевой к-ты образуется гель, осушив который можно получить силикагель (используют как адсорбент).
Силикаты – соли кремниевой к-ты. Силикаты распространены в природе, земная кора состоит в большинстве из кремнезема и силикатов (полевые шпаты, слюда, глина, тальк и др.). Гранит, базальт и другие горные породы имеют в своем составе силикаты. Изумруд, топаз, аквамарин – кристаллы силикатов. Растворимы только силикаты натрия и калия, остальные – нерастворимы. Силикаты имеют сложн. хим. состав: Каолин Al 2 O 3 ; 2SiO 2 ; 2H 2 O или H 4 Al 2 SiO 9 .
Асбест CaO; 3MgO; 4SiO 2 или CaMgSi 4 O 12 .
Получение: сплавление оксида кремния со щелочами или карбонатами.
Растворимое стекло – силикаты натрия и калия. Жидкое стекло – водн. р-ры силикатов калия и натрия. Его использ. для изготовления кислотоупорного цемента и бетона, керосинонепроницаемых штукатурок, огнезащитных красок. Алюмосиликаты – силикаты, содержащие алюминий (полевой шпат, слюда ). Полевые шпаты состоят помимо оксидов кремния и алюминия из оксидов калия, натрия, кальция. Слюды имеют в своем составе, кроме кремния и алюминия, еще водород, натрий или калий, реже – кальций, магний, железо. Граниты и гнейсы (горные породы) – сост. из кварца, полевого шпата и слюды. Горн. породы и минералы, находясь на пов-ти Земли, вступают во взаимодействие с водой и воздухом, что вызывает их изменение и разрушение. Этот процесс назыв. выветриванием .
Применение: силикатные породы (гранит) использ. как строительный материал, силикаты – в кач-ве сырья при производстве цемента, стекла, керамики, наполнителей; слюду и асбест – как электро– и термоизоляцию.