Хімія. Комплексна підготовка до ЗНО і ДПА

9.5. Елементи IVА групи

9.5.1. Загальна характеристика

До складу головної підгрупи IV групи (14 групи) входять Карбон (С), Силіцій (Si), Германій (Ge), Станум (Sn) і Плюмбум (Рb). Будова зовнішнього електронного шару елементів — ns²np². Це p-елементи: на р-підрівні вони мають два неспарені електрони і вільну p-орбіталь, на яку в процесі збудження атома може переходити один з s-електронів:

Валентність елементів становить II (основний стан) і IV (збуджений стан), а ступінь окиснення має значення -4, 0, +2 та +4. Ступінь окиснення Карбону в органічних сполуках (це окрема тема, яка розглядається у розділі III. Органічна хімія) може змінюватися від -4 до +4.

У підгрупі в ряду від Карбону до Плюмбуму зростає радіус атома, відповідно послаблюється зв’язок валентних електронів з ядром, а тому зменшується електронегативність та послаблюються неметалічні властивості елементів і посилюються металічні. Отже, Карбон є типовим неметалічним елементом, у Силіцію та Германію з’являються певні металічні ознаки, а Станум і Плюмбум утворюють прості речовини метали.

Загальні формули оксидів елементів IVA групи — ЕО і ЕО₂. Нижчі оксиди є несолетворними. Вищі оксиди Карбону і Силіцію складу ЕО₂ мають кислотний характер, тому їм відповідають кислоти складу Н₂ЕО₃.

Леткі сполуки Карбону і Силіцію з Гідрогеном — метан СН₄ і силан SiH₄. Метан є стійкою органічною речовиною, а силан, на відміну від метану, речовина нестійка, самозаймається на повітрі. Обидві сполуки не виявляють ані кислотних, ані основних властивостей. Це пояснюється низькою полярністю зв’язків С-Н, Si-H, оскільки Карбон, Силіцій та Гідроген мають дуже близькі значення електронегативності.

9.5.2. Карбон

Карбон — елемент 2-го періоду, IV групи. 6-й елемент періодичної таблиці, заряд ядра — +6. Хімічний символ — С. Відносна атомна маса — 12, молярна маса — 12 г/моль.

Природний Карбон складається з двох стабільних ізотопів — ¹²С (98,93 %) і ¹³С (1,07%) — та одного радіоактивного — ¹⁴С (10^-10 %), який утворюється в атмосфері (на висоті 12-15 км). На утворенні та розпаді ¹⁴С (Т¹/₂ = 5700 років) оснований метод радіовуглецевого аналізу¹.

¹ Запропоновано 1946 р. американським фізико-хіміком Віллардом Ліббі (1908-1980), лауреатом Нобелівської премії з хімії 1960 р. Межа достовірності методу — близько 2000 р.

Електронна формула атома Карбону — 1s²2s²2p². У сполуках виявляє валентності II, IV (у більшості сполук), а в молекулі чадного газу CO Карбон є тривалентним (за рахунок донорно-акцепторного зв’язку):

Ступені окиснення	-4	-3	-2	-1	0	+2	+4
Приклади сполук	Аl₄С₃, СН₄	С₂H₆	С₂Н₄	С₂Н₂	C	CO	СО₂, К₂СО₃

Поширеність у природі

Карбон у природі існує у вільному стані та у вигляді сполук. У вільному стані — це прості речовини алмаз і графіт. У зв’язаному стані (0,1 % маси земної кори) — у вигляді карбонатів. Найважливіші з них: кальцій карбонат СаСО₃, який становить основу кальциту, вапняку², крейди, мармуру, доломіту СаСО₃ · MgCO₃; магнезит MgCO₃, малахіт (СuОН)₂СО₃.

² Вапняк, який складається з мушлів відмерлих молюсків, називають ракушняком.

Карбон — основна складова частина антрациту (94-97 %), кам’яного (76-95 %) і бурого вугілля (64-80 %), горючих сланців (56-78 %), нафти (82-87 %), горючих природних газів (до 99 % метану), торфу (53-56 %), бітумів тощо.

Сучасна атмосфера містить 0,03 % (за об’ємом) вуглекислого газу СО₂, а у Світовому океані — у 60 разів більше (у розчиненому стані й у вигляді карбонатів і гідрогенкарбонатів, що зумовлює тимчасову жорсткість води). Атмосфера Венери складається на 97 % з карбон(ІV) оксиду.

Цей елемент, завдяки здатності утворювати хімічні зв’язки різного типу (одинарні, подвійні, потрійні) і стабільності його сполук, становить основу живої природи: атоми Карбону входять до складу всіх органічних речовин. Карбон становить близько 18 % маси рослин і тварин. В організмі людини масова частка Карбону — 21 % (становить ²/₃ маси м’язів і ¹/₃ маси кісткової тканини). Карбонати Кальцію і Магнію є основою зовнішнього і внутрішнього скелета багатьох видів тварин.

Фізичні властивості простих речовин

Існує кілька простих речовин, які складаються з атомів Карбону. Їхня загальна хімічна назва — вуглець.

Карбон має властивість утворювати ланцюги, цикли, сітки, складні просторові фігури. Завдяки цьому Карбон — елемент з найбільшою кількістю алотропних модифікацій: алмаз, лондсдейліт, графіт, карбін, фулерен, нанотрубка і нановолокно, нанопіна тощо.

Алмаз — прозорий безбарвний (іноді з жовтим, коричневим, червоним, зеленим, синім відтінком, навіть до чорноти; штучний алмаз має чорний колір¹) дуже твердий кристал. Алмаз — найтвердіша² природна речовина (до 1966 р.). Виняткова твердість алмазу пояснюється будовою його кристалічної ґратки: усі 4 електрони кожного атома Карбону в алмазі утворюють міцні ковалентні зв’язки з іншими атомами Карбону. Комірка атомної кристалічної ґратки має тетраедричну структуру. Відстані між атомами Карбону однакові. Алмаз не проводить електричного струму, оскільки в його кристалічній ґратці немає вільних електронів. Огранені та відшліфовані кристали алмазу називають діамантами. За температури 1000 °C, якщо немає кисню, поступово перетворюється на графіт.

¹ Нині його виготовляють за умов високого тиску і температури (бл. 1000 °С).

² Шкалу Мооса (мінералогічну шкалу твердості) запропонував 1811 року німецький мінералог Ф. Моос. За еталони було взято 10 природних мінералів, які розташовано в послідовності зростання твердості від тальку (1) до алмазу (10).

На малюнку зображено кристалічні структури алотропних модифікацій Карбону: а) алмазу, б) графіту, в) лонсдейліту, г) карбіну, ґ) фулерену С₆₀, д) аморфного вуглецю, е) нанотрубки³.

³ Малюнки із сайтів en.wikipedia.org і him.1september.ru.

Лонсдейліт (гексагональний алмаз) — алотропічна модифікація Карбону, відкрита 1966 року. Дещо відрізняється будовою від алмазу і на 58 % твердіший за нього (№ 11 за шкалою Мооса).

Графіт — мінерал із класу самородних елементів, темно-сіра кристалічна тугоплавка речовина з металічним блиском, має складну шарувату (лускоподібну) структуру. Зв’язки між атомами Карбону в одному шарі значно міцніші, ніж між атомами в різних шарах. Кожний атом Карбону в кристалічній ґратці утворює три міцні ковалентні зв’язки з іншими атомами, які розміщені у тому ж шарі. Четвертий електрон кожного атома Карбону, що не бере участі в утворенні цих зв’язків, залишається вільним і зумовлює електропровідність графіту (напівметал, металоїд). Відстань між шарами значно більша, ніж відстань між атомами Карбону, що розміщуються в одному шарі.

Карбін — дрібнокристалічний порошок чорного кольору, за своїми властивостями подібний до графіту. Природний полімер (трапляється у вигляді мінералу чаоїту) з довгими лінійними молекулами. Ланцюжки з атомів Карбону складаються із фрагментів з подвійним (=С=С=С=С=) або потрійним (-С≡С-С≡С-) зв’язком. Напівпровідник, провідність збільшується унаслідок опромінення.

Карбон може утворювати кластери — структури, складніші за формою, ніж ланцюжки, цикли чи тетраедричні кристали: фулерени, графени, нанотрубки й астралени.

Фулерени були відкриті 1985 року. Молекули цієї речовини можуть складатися із 60, 70, 80, 90, 100 і більше атомів Карбону (С₆₀, С₇₀, С₈₀...), мають сферичну форму (нагадують за формою футбольний м’яч). Так, фулерит-60 — молекулярний кристал, у вузлах його ґратки розташовані молекули фулерена-60; майже удвічі твердіший за алмаз (№ 12 за шкалою Мооса).

Графен — штучно отримана гексагональна модифікація (2004 р.) з одноатомного шару Карбону. Його міцність на порядок вища за міцність будь-якої відомої науці речовини. Має надзвичайну електропровідність.

Аморфний вуглець — суміш дрібних, безладно розміщених кристалів графіту, з якої складаються технічний вуглець, сажа, кокс, вугілля викопне і деревне.

Технічний вуглець — чорний жирний на дотик порошок. Це продукт, який отримують у промислових умовах унаслідок термічного розкладання вуглеводнів. Сажа утворюється унаслідок неконтрольованого згоряння органічних речовин (технологічно шкідливий побічний продукт).

Кокс — продукт коксування (нагрівання до температури 950-1100 °С без доступу повітря) кам’яного вугілля. Містить 96-98 % Карбону.

Деревне вугілля — тверда пориста речовина, продукт нагрівання (піролізу, 450-500 °С) деревини без доступу повітря. Щоб збільшити кількість пор (і, відповідно, збільшити поверхню поглинання), деревне вугілля обробляють гарячою водяною парою. Отримане в такий спосіб вугілля називають активованим. Залежно від вихідної речовини отримують тонко- (до 2 нм) чи грубопористий продукт (2-50 нм і більше). У пори можуть потрапляти молекули різних речовин і там утримуватись: у маленькі пори — малі молекули, у великі — великі молекули.

Здатність однієї речовини утримувати на своїй поверхні атоми, молекули, йони другої речовин називають адсорбцією (а зворотній процес — десорбцією). Речовину (тверду або рідку), яка здатна утримувати на своїй поверхні інші речовини (рідкі або газоподібні), називають адсорбентом.

Хімічні властивості вуглецю

Хімічна активність різних алотропних модифікацій неоднакова. За нормальних умов вуглець малоактивний. Алмаз і графіт можуть реагувати лише з чистим киснем за дуже високої температури. Усі реакції за участі вуглецю є окисно-відновними, у яких Карбон може виявляти властивості як відновника (більш характерні), так і окисника.

Як відновник вуглець реагує з простими речовинами неметалами (киснем, галогенами, сіркою), а також зі складними речовинами (вуглекислим газом, оксидами металічних елементів, водяними парами та кислотами-окисниками):

а) з простими речовинами:

вуглець горить на повітрі, виділяючи значну кількість теплоти:

С + О₂= СО₂; ΔН = -394кДж

За умови нестачі кисню утворюється чадний газ СО:

2С + О₂= 2СО

сполучається із сіркою, хлором:

С + 2S (випари) = CS₂ (сірковуглець)

С + 2Сl₂ = ССl₄ (карбон(IV) тетрахлорид)

б) зі складними речовинами:

з водяними парами (за температури 1200 °С утворюється водяний газ — суміш чадного газу з воднем):

С + Н₂О (г) = СО + Н₂

С + 2Н₂О = СО₂+ 2Н₂ (t < 1000 °С)

з оксидами металічних і деяких неметалічних елементів:

з кислотами-окисниками:

С + 2H₂SO₄ (конц.) = CO₂↑ + 2SO₂↑ + 2Н₂О

С + 4HNO₃ (конц.) = CO₂↑ + 4NO₂↑ + 2Н₂О

з іншими речовинами:

Як окисник:

унаслідок нагрівання взаємодіє з простими речовинами (металами), утворюючи карбіди:

4Аl + 3С = Аl₄С₃ (алюміній карбід)

Са + 2С = СаС₂ (кальцій карбід)

Карбіди розкладаються водою та мінеральними кислотами:

Аl₄С₃+ 12Н₂О = 4Аl(ОН)₃+ 3CH₄↑

Аl₄С₃ + 12НСl = 4АlСl₃ + 3СН₄↑

СаС₂ + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + С₂Н₂↑

з деякими неметалами:

Унаслідок взаємодії вуглецю із силіцієм утворюється силіцій(ІV) карбід. За твердістю він наближається до алмазу:

Застосування вуглецю

Алмаз використовують для виготовлення коштовних ювелірних прикрас (діамантів), штучні алмази — у промисловості для виготовлення абразивних та різальних інструментів, під час буріння свердловин.

Графіт застосовують в електротехніці для виготовлення електродів та електричних контактів; з нього виготовляють грифелі для олівців; подрібнений графіт вводять до складу фарб; у суміші з мінеральною олією використовують для виготовлення мастил для машин. Графітові стрижні застосовують як уповільнювач нейтронів в атомних реакторах.

Активоване вугілля використовують як адсорбент у медицині (під час отруєнь), у харчовій промисловості, для очищення води, у протигазах.

Технічний вуглець застосовують для виробництва гуми, інших пластичних мас, уводять до складу друкарської фарби, копіювального паперу.

Кокс використовують у металургії як відновник.

Викопне вугілля застосовують в теплоенергетиці, для отримання водяного газу (суміші СО та Н₂), коксу.

Карбін використовують у фотоелементах.

Дослідження простих речовин Карбону тривають, це одна з найперспективніших галузей хімічної науки (а згодом і техніки).

9.5.3. Оксиди Карбону

Карбон утворює два оксиди — карбон(ІІ) оксид СО та карбон(ІV) оксид СО₂ зі ступенями окиснення Карбону відповідно +2 та +4.

Карбон(ІІ) оксид (карбон монооксид). Атом Карбону в цьому оксиді перебуває в основному стані (₆С 1s²2s²2p²) і має одну вакантну р-орбіталь. У його молекулі є два зв’язки між атомами С та О, що утворюються за обмінним механізмом, і ще один зв’язок — за донорно-акцепторним механізмом:

Отже, валентність Карбону й Оксигену в СО — III. Молекула малополярна (причому частковий негативний заряд зосереджено на атомі Карбону, а позитивний — на атомі Оксигену, хоча його електронегативність і вища).

Карбон(ІІ) оксид — це газ, без кольору і запаху (а тому дуже небезпечний¹), без смаку, отруйний, оскільки з гемоглобіном крові швидко утворює стабільну сполуку — карбоксигемоглобін.

¹ Через що він отримав свою тривіальну — назву чадний газ. У недалекому минулому, коли палили у грубках, через передчасне закриття заслінки димоходу нерідко траплялися масові отруєння (вчадіння) і навіть смерті. Адже концентрація в повітрі >0,1 % призводить до смерті за одну годину. Зараз для запобігання отруєнню цим газом пожежні, крім звичайного протигазу, застосовують гопкалітові патрони, які містять каталітичну суміш (оксидів Мангануму, Купруму й Аргентуму) і сприяють перетворенню чадного газу на вуглекислий.

Отримання в лабораторії карбон(II) оксид отримують нагріванням метанової кислоти за наявності концентрованої сульфатної кислоти:

НСООН → CO + Н₂О

У промисловості отримують кількома способами:

Хімічні властивості. Карбон(ІІ) оксид CO — несолетворний оксид, не розчиняється у воді, у розчинах лугів і кислот. Типовий відновник:

горить синім полум’ям з утворенням вуглекислого газу:

2СО + О₂ = 2СО₂

реагує з водяною парою:

чадний газ легко відновлює метали з оксидів металічних елементів:

FeO + CO = Fe + CO₂

Fe₃O₄ + 4CO = 3Fe + 4CO₂

відновлює солі Ag, Pd, Pt, Au. Так, реакцію взаємодії паладій(ІІ) хлориду PdCl₂ з чадним газом використовують для виявлення CO (утворюється чорний осад паладію):

PdCl₂ + CO + Н₂О = Pd↓ + СО₂ + 2НСl

із твердим натрій гідроксидом CO взаємодіє під тиском, утворюючи натрій метаноат (натрій форміат):

CO + NaOH → HCOONa

унаслідок нагрівання і дії тиску чадний газ CO сполучається з амоніаком, утворюючи синильну кислоту:

CO + NH₃ = HCN + Н₂О

Карбон(ІV) оксид (вуглекислий газ) СО₂. Структурна формула: О=С=О. Молекула лінійна і утворюється за допомогою ковалентних малополярних зв’язків (але сама молекула неполярна).

Карбон(ІV) оксид — газ без кольору і запаху, важчий за повітря, погано розчиняється у воді. За атмосферного тиску у рідкому стані не існує: за -78,5 °С твердне — утворюється сухий лід, який має молекулярну кристалічну ґратку. Сухий лід не плавиться, а переходить у газоподібний стан (сублімує). Температура плавлення (під тиском) — -57 °С.

У природі вуглекислий газ утворюється постійно унаслідок повільного окиснення під час біохімічних процесів, а саме дихання, бродіння, гниття.

Отримання в лабораторії вуглекислий газ отримують дією на вапняк хлоридної кислоти:

СаСО₃ + 2НСl = СаСl₂ + СО₂↑ + Н₂О

Можливе і використання інших карбонатів, зокрема гідрогенкарбонатів:

У промисловості вуглекислий газ отримують випалюванням вапняку:

Збирають вуглекислий газ, отриманий у лабораторії, способом витіснення повітря, використовуючи склянку, яка розміщена дном донизу, тому що він важчий за повітря.

Хімічні властивості. Карбон(ІV) оксид — кислотний оксид зі слабо вираженими (за дуже високих температур) окиснювальними властивостями. Має загальні властивості кислотних оксидів:

унаслідок розчинення у воді утворюється невелика кількість карбонатної кислоти:

СО₂+ Н₂О ⇄ Н₂СО₃

взаємодіє з лугами, утворюючи кислі або середні солі:

Для виявлення вуглекислого газу проводять реакцію з вапняною водою:

СО₂+ Са(ОН)₂= СаСО₃↓ + Н₂О,

а далі унаслідок пропускання вуглекислого газу осад зникає, бо утворюється розчинна у воді кисла сіль (якісна реакція для виявлення карбон(ІV) оксиду):

СаСО₃ + СО₂ + Н₂О = Са(НСО₃)₂

взаємодіє з розчинами карбонатів, силікатів:

Na₂CO₃ + СО₂ + Н₂О = 2NaHCO₃

Na₂SiO₃ + СО₂ + Н₂О = 2Na₂CO₃ + H₂SiO₃↓

взаємодіє з основними та амфотерними оксидами:

СаО + СО₂ = СаСО₃

ZnO + СО₂ = ZnCO₃

взаємодіє з деякими активними металами (Mg, К) за дуже високих температур (СО₂ виступає як слабкий окисник):

взаємодіє з розжареним коксом:

за умов підвищеного тиску і температури сполучається з амоніаком, утворюючи карбамід (сечовину):

2NH₃ + СО₂ = CO(NH₂)₂ + Н₂О

вуглекислий газ використовують зелені рослини унаслідок фотосинтезу:

Застосування. Карбон(ІV) оксид використовують у виробництві соди, цукру, мінерального добрива карбаміду; для гасіння пожеж, зберігання харчових продуктів (сухий лід), приготування газованих напоїв.

9.5.4. Карбонатна кислота

Карбонатна кислота Н₂СО₃ — слабка двохосновна кислота, існує в дуже розведених розчинах. Є слабким електролітом. Дисоціює двоступенево (II ступінь — у незначній мірі):

Н₂СО₃⇄Н⁺ + НСО^-₃ (гідрогенкарбонат-іон)

НСО^-₃⇄ Н⁺ + CO^2-₃ (карбонат-іон)

Отримання. Карбонатну кислоту одержують розчиненням СО₂ у воді:

СО₂+ Н₂О ⇄ Н₂СО₃

Солі карбонатної кислоти

Усі карбонати — тверді речовини з іонними кристалічними ґратками.

Як двохосновна карбонатна кислота утворює два ряди солей:

а) кислі солі (гідрогенкарбонати): калій гідрогенкарбонат КНСО₃, кальцій гідрогенкарбонат Са(НСО₃)₂, алюміній гідрогенкарбонат Аl(НСО₃)₃; у воді розчиняються краще, ніж середні солі, NaHCO₃ — малорозчинний у холодній воді;

б) середні карбонати (СаСО₃, К₂СО₃). Більшість їх, за винятком карбонатів лужних елементів та амонію, нерозчинні у воді.

Хімічні властивості. 1. Карбонати розкладаються унаслідок нагрівання. Не розкладаються лише карбонати лужних металічних елементів, за винятком літій карбонату. Термічно нестійкі всі гідрогенкарбонати:

Якщо ж прожарювати гідрогенкарбонат лужного або лужноземельного металічного елемента за дуже високої температури, то відбувається реакція:

2. Розчинні карбонати дають обмінні реакції з іншими солями:

К₂СО₃ + MgCl₂ = MgCO₃↓ + 2КСl

3. Карбонати та гідрогенкарбонати розкладаються кислотами, сильнішими за карбонатну. Ці реакції використовують як якісні для виявлення карбонат-іонів СО^2-₃:

4. Середні карбонати можуть переходити в кислі солі:

К₂СО₃ + СО₂ + Н₂О = 2КНСО₃

5. Розчинні карбонати гідролізують:

К₂СО₃ + НОН ⇄ КНСО₃ + КОН

6. Деякі карбонати розкладаються нелеткими оксидами:

9.5.5. Отримання кальцинованої соди амоніачно-хлоридним способом

Концентрований розчин NaCl насичують амоніаком і вуглекислим газом:

NH₃ + СО₂ + Н₂О = NH₄HCO₃

NaCl + NH₄HCO₃ = NaHCO₃↓ + NH₄Cl

NaHCO₃ має низьку розчинність у холодній воді й випадає в осад, його відфільтровують і прожарюють:

Тривіальні назви деяких карбонатів та їх використання

СаСО₃ (кальцит, крейда, мармур, вапняк) — будівельний матеріал.

Na₂CO₃ · 10Н₂О (кристалічна сода) — у побуті.

Na₂CO₃ (кальцинована сода) — виробництво мила, тканин, паперу.

К₂СО₃ (поташ) — виробництво тугоплавкого скла, рідкого мила, фотосправа.

NaHCO₃ (питна сода) — медицина, хлібопекарська справа, кулінарія.

MgCO₃ (магнезит)— з нього отримують Mg, MgO, що йде на виробництво гуми, вогнетривких та будівельних матеріалів.

MgCO₃ · СаСО₃ (доломіт) — виробництво вогнетривкої цегли.

9.5.6. Силіцій

Силіцій — 14-й елемент періодичної таблиці, заряд ядра — +14. Хімічний символ — Si, відносна атомна маса — 28. Відомо три стабільні природні ізотопи Силіцію: ²⁸Si (92,27 %), ²⁹Si, ³⁰Si. Утворює просту речовину кремній. Електронна формула — ₁₄Si 1s²2s²2p⁶3s²3p²; валентність — II (основний стан), IV (збуджений стан).

Виявляє ступені окиснення -4, 0,+2,+4. Існує невелика кількість сполук з валентністю II і ступенем окиснення +2. Збуджений атом Силіцію має чотири неспарені електрони, а тому найхарактерніша валентність — IV, а найхарактерніший ступінь окиснення — +4.

Ступінь окиснення	-4	0	+4
Приклади сполук	SiH₄, Mg₂Si	Si	SiO₂, H₂SiO₃

Поширеність в природі

Силіцій — один з найпоширеніших елементів (27,6 % маси) земної кори, посідає друге місце за поширеністю після Оксигену. Концентрація у воді (і морській, і прісній) — 3 мг/л.

Найчастіше в природі Силіцій трапляється у вигляді кремнезему — сполук на основі силіцій(ІV) оксиду SiO₂ (близько 12 % маси земної кори). Це пісок, кварц (утворює низку природних коштовних і напівкоштовних мінералів), кремінь, складова частина граніту (25-30 %) і базальту (45-53 %).

Силікати — велика група (близько 800) складних мінералів на основі сполук Силіцію й Оксигену. Якщо до складу природного силікату входить ще й алюміній оксид Аl₂О₃, то їх називають алюмосилікатами (до 50 % маси земної кори). Це біла глина Аl₂О₃ · 2SiO₂ · 2Н₂О, польові шпати (К, Na, Са)О₂ · Аl₂О₃ · SiO₂ (з яких на 60-65 % складається граніт), слюда К₂О · Аl₂О₃ · 6SiO₂ · Н₂О. Силікати разом з алюмосилікатами становлять близько 90% мінералів літосфери. Деякі природні силікати є дорогоцінним камінням: аквамарин, топаз, смарагд, нефрит, родоніт, турмалін, берил, гранат.

Гірські породи, що лежать на поверхні, із часом вивітрюються, тобто руйнуються за участі атмосферних, біологічних чинників і води. Розрізняють вивітрювання фізичне (механічне, внаслідок дії вітру і заморожування-розморожування води), біологічне і хімічне. Ось приклад хімічного вивітрювання:

К₂О · Аl₂О₃ · 6SiO₂ + 2Н₂О + СО₂ = Аl₂О₃ · 2SiO₂ · 2Н₂О + К₂СО₃ + 4SiO₂

Унаслідок вивітрювання утворюються поклади глини, піску та солей. Зрідка трапляється самородний кремній. У живій природі Силіцію не дуже багато. Його накопичують деякі рослини: злаки (оболонка зерна, стебло: що воно твердіше, то більше там Силіцію), польовий хвощ, бамбук, очерет, деякі водорості. Він основа скелетів деяких морських організмів — радіолярій, діатомей, губок, морських зірок. В організмі людини він міститься у незначній кількості (близько 1 г), головним чином у кістках, нігтях та волоссі, але при переломах кісток його концентрація в місці перелому зростає майже в 50 разів.

Фізичні властивості простих речовин Силіцію

Силіцій утворює дві прості речовини, тобто дві алотропічні видозміни: силіцій (кремній) кристалічний та аморфний (насправді це тонкодисперсний порошок з кристалічного кремнію). Кристалічний силіцій має алмазоподібну кристалічну ґратку. Однак зв’язки між атомами Силіцію є набагато слабшими, ніж зв’язки між атомами Карбону в алмазі. За стандартних умов частина зв’язків руйнується і з’являються вільні електрони, які зумовлюють незначну електропровідність. Кристалічний силіцій має темно-сірий колір і металічний блиск, твердий, але крихкий, напівпровідник. Його електропровідність зростає унаслідок опромінення та нагрівання.

Аморфний силіцій — це бурий порошок, більш хімічно активний, ніж кристалічний. Не розчиняється в жодному розчиннику.

Отримання

У лабораторії проводять реакцію між чистим кварцовим піском і магнієм:

У промисловості силіцій отримують з піску і коксу в електропечах за температури 1800 °С:

Хімічні властивості

Силіцій — неметал з невисокою хімічною активністю. Його неметалічні властивості менше виражені порівняно з вуглецем. Аморфний силіцій значно активніший за кристалічний. Хімічна активність кристалічного силіцію зростає унаслідок нагрівання. Усі реакції, характерні для силіцію, є окисно-відновними. Більш характерні є відновні властивості.

Взаємодія з простими речовинами. За стандартних умов силіцій реагує лише із фтором, а унаслідок нагрівання сполучається з іншими галогенами, киснем, сіркою, азотом, вуглецем:

Окиснювальні властивості силіцію виявляються в реакціях з металами:

Si + 2Mg = Mg₂Si (магній силіцид)

Силіциди легко розкладаються кислотами і водою:

Mg₂Si + 4НСl = 2MgCl₂ + SiH₄↑

Mg₂Si + 4Н₂О = 2Mg(OH)₂ + SiH₄↑

Силан SiH₄ — газ, що самозапалюється на повітрі:

SiH₄+ 2О₂= SiO₂ + 2Н₂О

Взаємодія зі складними речовинами. З кислотами силіцій не реагує. Реагує з лугами, виділяючи водень:

Si + 2NaOH + Н₂О = Na₂SiO₃ + 2H₂↑

Застосування

Силіцій як напівпровідник використовують у мікроелектроніці, обчислювальній техніці. Це сировина для металургії (виплавляння чавуну, бронзи, силуміну); його уводять до складу сплавів, для яких характерна здатність до швидкого намагнічування і розмагнічування (виготовлення трансформаторів); сталі із вмістом Силіцію 20 % є кислотостійкими (виготовлення хімічної апаратури). Силіцій також використовують для виготовлення фотоелементів, сонячних батарей. З нього отримують карборунд, завдяки його великій твердості (9-9,5 за шкалою Мооса) його використовують як абразивний матеріал, у виробництві композитних матеріалів, ювелірних виробів тощо. Силіцій застосовують у виробництві кремнійорганічних сполук, які, у свою чергу, є сировиною для виготовлення мастил, полімерів, гум, каучуків (з температурним інтервалом від -80 до +260 °С), силіцій-органічних рідин та емульсій.

9.5.7. Силіцій(ІV) оксид

Це одна з найпоширеніших у природі сполук. Вона є основою піску, утворює мінерал кварц. Буває кристалічний (кварц і його різновиди — агат, яшма, кремінь, гірський кришталь, основа кварцового піску) та аморфний (силікагель nSiO₂ · mH₂O, мінерал опал SiO₂ · nН₂О). Наявність домішок оксидів Хрому, Феруму призводить до появи певного забарвлення. Такі кольорові різновиди кварцу використовують як напівкоштовні камені для виготовлення прикрас. Кремнезем SiO₂— тверда тугоплавка речовина з атомною кристалічною ґраткою:

Силіцій(ІV) оксид — кислотний оксид, у воді не розчиняється і з водою не взаємодіє. Як кислотний оксид реагує з лугами унаслідок нагрівання, однак реакція відбувається дуже повільно. З основними, амфотерними оксидами, лугами та карбонатами активних металічних елементів реагує унаслідок спікання або сплавляння. Утворюються солі силікатної кислоти — силікати:

SiO₂ + СаО = CaSiO₃

SiO₂ + 2NaOH = Na₂SiO₃ + H₂O

SiO₂ + Na₂CO₃ = Na₂SiO₃ + CO₂↑

ZnO + SiO₂ = ZnSiO₃

Силіцій(ІV) оксид реагує з плавиковою кислотою:

SiO₂ + 4HF = SiF₄ + 2Н₂О

Силіцій(ІV) оксид за умов нагрівання здатний вступати в реакції з вуглецем і деякими металами, виявляючи окиснювальні властивості:

SiO₂ + 2C = Si + 2CO↑

SiO₂+ 2Mg = 2MgO + Si

Застосування

Силіцій(ІV) оксид використовують у виробництві скла, бетону, силікатної цегли, абразивних матеріалів, кераміки. Наприклад, плитка, якою обкладено корпус космічного корабля (Space Shuttle і Бурану), на 97 % складається із силіцій(ІV) оксиду.

Аморфний непористий силіцій(ІV) оксид застосовують у фармацевтичній (ентеросорбент) і харчовій промисловості (Е551). Пористі кремнеземи — силохром, силікагель, аерогель — новітні класи сполук з низкою надзвичайних властивостей. Наприклад, кварцовий аерогель — це речовина з найменшою серед твердих тіл густиною — 1,9 кг/м³, тобто лише у півтора разу густіший за повітря. Він витримує великі навантаження (у 2000 тис. разів більші за власну масу), є чудовим теплоізолятором, залишається твердим до температури 1200 °С. За твердженням науковців, застосування пористих кремнеземів має великі перспективи.

9.5.8. Силікатна кислота, силікати

Силікатна кислота Н₂SіО₃ — це найпростіша з полікремнієвих кислот, склад яких виражають формулою nSiO₂ · mH₂O. Зазвичай силікатна кислота — це суміш різних полікремнієвих кислот, які різняться довжиною ланцюгів. Окремі кислоти виділити практично неможливо. Отже, формула H₂SiO₃ є умовною і лише відображає кількісне відношення між атомами в молекулі. Атоми Силіцію у кислоті сполучені через атоми Оксигену в ланцюги різної довжини:

Це дуже слабка кислота. У воді силікатна кислота, на відміну від інших неорганічних кислот, практично нерозчинна, але легко утворює колоїдні розчини.

За звичайних умов (поступово) або унаслідок нагрівання (швидше) силікатна кислота розкладається на воду і силіцій(ІV) оксид:

H₂SiO₃ = SiO₂+H₂O

Силікатна кислота не змінює кольору індикаторів, не реагує з металами, але взаємодіє з лугами, утворюючи солі (силікати):

H₂SiO₃ + 2КОН = K₂SiO₃ + 2Н₂О

Її можна одержати з розчинів силікатів дією на них сильніших кислот: хлоридної, сульфатної і навіть карбонатної. Реакцію розчину солі силікатної кислоти з хлоридною або сульфатною кислотою використовують як якісну. Кислота випадає з розчину у вигляді гелю:

K₂SiO₃+ 2НСl = H₂SiO₃↓+ 2КСl

Na₂SiO₃ + H₂SO₄ = H₂SiO₃↓ + Na₂SO₄

Силікати — солі силікатної кислоти, тугоплавкі, термічно стійкі речовини. Більшість з них (крім силікатів Натрію і Калію¹) нерозчинні у воді. Розчинні у воді силікати вступають у реакції йонного обміну:

K₂SiO₃+ СаСl₂ = CaSiO₃↓ + 2КСl

Na₂SiO₃ + Н₂О + СО₂ = H₂SiO₃↓ + Na₂CO₃

¹ Водний розчин натрій та (або) калій силікату називають силікатним клеєм, або рідким склом.

Застосування. Водний розчин натрій силікату використовують для просочування деревини та тканин, щоб надати їм вогнетривкості; для виготовлення цементних розчинів, мийних засобів, силікатного клею. Алюмосилікати застосовують як адсорбенти і у силікатній промисловості.

9.5.9. Силікатні матеріали

Скло звичайне (віконне, пляшкове). Для отримання беруть вапняк, соду, білий пісок. Унаслідок сплавляння відбуваються реакції:

Особливі властивості склу надають добавки. Так, магній оксид підвищує хімічну стійкість і механічну міцність скла, алюміній оксид збільшує термічну стійкість, твердість і міцність скла.

Тугоплавке скло. Заміняють соду на поташ К₂СО₃.

Кришталеве скло. Крейду заміняють на РbО, а соду — на К₂СО₃.

Термостійке скло. Уводять у скло 12 % В₂О₃.

Оптичне скло: свинцеве оптичне скло містить 49 % РbО; баритове оптичне скло — 42 % ВаО, 3 % РbО. Його використовують у волоконній оптиці.

Для надання склу певного кольору використовують деякі інші сполуки: кобальт(II) оксид — синього, хром(ІII) оксид — зеленого, манган(ІV) оксид — червоно-фіолетового, манган(ІІІ) оксид — фіолетового, купрум(І) оксид — червоного, купрум(ІІ) оксид — голубого, кадмій сульфід — жовтого.

Кварцове скло — особливий вид скла. Це майже чистий силіцій оксид. Воно нечутливе до коливань температури. З нього виготовляють вітрове скло для автомобілів, хімічний посуд, кварцові лампи (скло пропускає УФ-промені).

Кераміка. Сировиною для виробництва керамічних виробів (цегли, кахлю, порцеляни, фаянсу) є глина, основна складова якої — каолін Аl₂О₃ · 2SiO₂ · 2Н₂О, та мінеральні добавки.

Цемент — це суміш кальцій алюмінату та кальцій силікату. Його виготовляють з піску, глини та вапняку. Суміш спікають за температури 1500 °С. Спечену зернисту масу (клінкер) перемелюють і отримують цемент. Марка цементу вказує навантаження (кг/см²), яке куб 10 x 10 х 10 см витримує без деформації через 28 днів після затвердіння. Бетон — це гравій, щебінь, дрібний шлак + цементний розчин. Бетон зі сталевою арматурою називають залізобетоном. Бетон можна армувати й іншими матеріалами (дисперсійне армування базальтовою фіброю).

На основі скла виготовляють композитні та конструкційні матеріали: пористе скло, піноскло, скловолокна, склотканини, ситали.