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+ + CO2-3 (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 СО2-3:
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.
Цей контент створено завдяки Міністерству освіти і науки України