Кремний и его соединения

П л а н

1.Положение в таблице Д.И.Менделеева, строение атома.

2. Происхождение названия.

3. Физические свойства, аллотропные модификации кремния.

4. Химические свойства.

5. Нахождение в природе.

6. Основные методы получения.

7. Важнейшие соединения кремния (кремнезем, кремниевая кислота и ее соли, силан).

Кремний находится в главной подгруппе IV группы периодической системы Д.И.Менделеева, является аналогом углерода. Электронная формула кремния 1 s ²2 s ²2 p ⁶3 s ² p ², это р -элемент. Как и углерод, кремний является неметаллом, по электроотрицательности он близок к водороду. Характерные степени окисления кремния в соединениях +4 и –4, степень окисления +4 является наиболее устойчивой:

Si: 1 s ²2 s ²2 p ⁶3 s ²3 p ²

Si*: 1 s ²2 s ²2 p ⁶3 s ¹3 p ³

Русское название этого элемента образовано от слова “кремень” – твердый камень для высекания огня; латинское название – silicium – происходит от слова “silex” – кремень.

Ф и з и ч е с к и е с в о й с т в а

Наиболее распространены две аллотропные модификации кремния – аморфный и кристаллический. Аморфный кремний – бурый тугоплавкий порошок, часто имеет желто-коричневый оттенок из-за присутствующих примесей. На воздухе покрыт прочной оксидной пленкой, устойчив, не реагирует с водой. Химически более активен, чем кристаллический кремний.

Кристаллический кремний – твердое вещество темно-серого цвета со слабым металлическим блеском, обладает тепло- и электропроводностью. Кристаллический кремний очень хрупкий, непрозрачный, тугоплавкий, типичный полупроводник. Проводимость кремния возрастает при освещении и нагревании. Структура кристаллического кремния аналогична структуре алмаза, но ковалентные связи в кристалле кремния значительно слабее, чем в алмазе; это обусловливает наличие свободных электронов, обеспечивающих небольшую электропроводность. При освещении, нагревании или при наличии некоторых примесей увеличивается число разрушенных связей, соответственно увеличивается число свободных электронов и возрастают проводниковые свойства.

Х и м и ч е с к и е с в о й с т в а

По химическим свойствам кремний является аналогом углерода. В реакциях может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. При обычных условиях довольно инертен, при комнатной температуре взаимодействует только со фтором. При нагревании химическая активность возрастает.

С металлами:

,

c Zn, Al, Sn, Pb образует сплавы.

С неметаллами: Si + O₂ SiO₂.

Si + 2Cl₂ SiCl₄,

Si + 2S SiS₂,

Si + C SiC,

Si + P нет реакции.

С Н₂О:

Si + 2H₂O (пар) SiO₂ + 2H₂ .

С основными оксидами:

2MgO + 3Si Mg₂Si + 2SiO,

CuO + Si нет реакции.

С основаниями:

Si + 2NaOH + Н₂О = Na₂SiO₃ + 2H₂ ,

Si + Cu(OH)₂ нет реакции.

С кислотами:

Si + HCl нет реакции,

Si + 6HF (конц.) = Н₂[SiF₆] + 2H₂ ,

Si + 4HF (г.) = SiF₄ + 2H₂ .

В отличие от углерода, кремний очень тяжело реагирует с концентрированной серной и азотной кислотами из-за образующейся на поверхности кремния пленки оксида. Поэтому на практике обычно применяют смесь концентрированной азотной и плавиковой кислот:

3Si + 4HNO₃ + 12HF = 3SiF₄ + 4NO + 8H₂O.

Н а х о ж д е н и е в п р и р о д е

Кремний – один из самых распространенных элементов в земной коре (содержание – более 25 % по массе). Если углерод является основным элементом живой природы, то кремний играет такую же роль в неживой природе. В свободном виде не встречается. Среди соединений кремния распространены алюмосиликаты (соединения, содержащие оксид алюминия). Среди алюмосиликатов наибольшее распространение имеют белая глина (Al₂O₃•2SiO₂•2H₂O), полевой шпат (K₂O•Al₂O₃•6SiO₂), слюда (K₂O•Al₂O₃•6SiO₂•H₂O). Многие природные силикаты в чистом виде являются драгоценными камнями (аквамарин, изумруд, топаз и др.).

Также кремний встречается в природе в виде своего диоксида SiO₂. В общей сложности более 50 % земной коры состоит из этого соединения. Очень чистый кристаллический оксид кремния – это горный хрусталь и кварц. Диоксид кремния, окрашенный различными примесями, образует драгоценные и полудрагоценные камни (агат, аметист, яшма и др.).

М е т о д ы п о л у ч е н и я

Кремний – основной материал для электроники и солнечной энергетики.

И в промышленности, и в лаборатории кремний получают реакциями восстановления. В промышленности кремний восстанавливают из песка с помощью кокса:

SiO₂ + 2C 2CO + Si.

В лаборатории в качестве восстановителя используют магний или алюминий:

3SiO₂ + 4Al 2Al₂O₃ + 3Si,

SiO₂ + 2Mg 2MgO + Si.

Наиболее чистый кремний можно получить, восстанавливая тетрахлорид кремния цинком или водородом:

SiCl₄ + 2Zn Si + 2ZnCl₂,

SiCl₄ + 2H₂ Si + 4HCl.

В а ж н е й ш и е с о е д и н е н и я к р е м н и я

Диоксид кремния SiO₂ (кремнезем). Твердое тугоплавкое вещество белого цвета. Кислотный оксид, ангидрид кремниевой кислоты. Не реагирует с водой:

SiO₂ + H₂O нет реакции.

В остальном проявляет все свойства, характерные для кислотных оксидов, например:

SiO₂ + CaO CaSiO₃,

SiO₂ + 2NaOH = Na₂SiO₃ + H₂O,

SiO₂ + Na₂CO₃ Na₂SiO₃ + CO₂ .

Характерна реакция взаимодействия диоксида кремния с плавиковой кислотой, которая используется при “травлении” стекла:

SiO₂ + 4HF = SiF₄ + 2H₂O.

При нагревании диоксид кремния энергично взаимодействует с сильными восстановителями, например:

SiO₂ + 2C Si + 2CO,

3SiO₂ + 4Al 3Si + 2Al₂O₃.

Кремниевая кислота H₂SiO₃. Очень слабая кислота (слабее угольной), в воде практически не растворима, но легко образует коллоидные растворы. При легком нагревании кремниевая кислота разлагается на оксид кремния и воду, но в обратном направлении реакция не идет:

H₂SiO₃ H₂O + SiO₂.

Кремниевую кислоту можно получить, действуя на растворимые силикаты более сильными кислотами, эта же реакция является качественной на ион:

Na₂SiO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂SiO₃ .

Из солей кремниевой кислоты растворимыми являются только силикаты натрия и калия, называемые “жидким стеклом”. Водные растворы этих солей имеют сильнощелочную реакцию среды вследствие гидролиза:

Na₂SiO₃ + 2HOH 2NaOH + H₂SiO₃.

На воздухе растворы силикатов постепенно мутнеют, т.к. находящийся в воздухе углекислый газ вытесняет кремниевую кислоту:

Na₂SiO₃ + CO₂ + H₂O = Na₂CO₃ + H₂SiO₃ .

Силан (моносилан) SiH₄. Ядовитый газ с неприятным запахом плесени, легко самовоспламеняется на воздухе.

SiН₄ + 2О₂ SiO₂ + 2H₂O.

Получают силан гидролизом силицидов металлов, например:

Ca₂Si + 4H₂О = 2Ca(OH)₂ + SiH₄ .

Гидролиз усиливается в присутствии кислот.

В отличие от метана, силан взаимодействует с растворами щелочей, например:

SiH₄ + 2KOH + H₂O = K₂SiO₃ + 4H₂ .

При температуре выше 400 °С силан распадается на кремний и водород, но эта реакция не является обратимой:

SiH₄ Si + 2H₂.

Как и углеводороды, силаны образуют гомологический ряд: моносилан SiH₄, дисилан Si₂H₆, трисилан Si₃H₈, тетрасилан Si₄H₁₀ и т.д. Полисиланы имеют общую формулу Si _n H_{2 n +2}. В свободном виде выделены силаны до Si₆H₁₄ включительно.