Формула за съединението на силиций и водород. Силицият и неговите съединения

Si е един от най-често срещаните елементи в земната кора. Най-разпространен след O2. В природата Si се среща само под формата на съединение: SiO2. Най-важният елемент от царството на растенията и животните.

Получаване: Технически: SiO2 + 2C ==== Si + 2CO. Чист: SiCl4 + 2H2 = Si + 4HCl. SiH4 = (t) Si + 2H2. Използва се в металургията и полупроводниковата техника. За отстраняване на O2 от стопения Me и служи като неразделна част от сплави. За производство на фотоклетки, усилватели, токоизправители.

Физични свойствааза. Силикон - цвят сиво-стомана. крехък, само при нагряване над 800 °C се превръща в пластично вещество. Прозрачен за инфрачервено лъчение, полупроводник. Кристалната решетка е кубична като диамант, но поради по-голямата дължина на връзката между Si-Si атомите в сравнение с дължината на C-C връзката, твърдостта на силиция е значително по-малка от тази на диаманта. Алотропен сив Si прах.

Химични свойства: Когато n. u. Si е слабо активен и реагира само с флуорен газ: Si + 2F2 = SiF4

Аморфният Si е по-реактивен, стопеният Si е много активен.

При нагряване до температура от 400-500 °C, силицийът реагира с O2, Cl2, Br2, S: Si + О2 = SiO2 . Si + 2 кл2 = SiCl4

С азота силицият при температура около 1000 °C образува нитрид Si3N4,

с бор - термично и химически стабилни бориди SiB3, SiB6 и SiB12.,

с въглерод - силициев карбид SiC (карборунд).

Когато силицийът се нагрява с метали, могат да се образуват силициди.

Si не реагира с киселини; той само го окислява със смес от HNO3 и HF до хексафлуоросилициева киселина: 3Si+8HNO3+18HF=3H2+4NO+8H2O

В алкални разтвори се разтваря енергично на студено (неметални свойства): Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2 H2

При високи температури бавно реагира с вода: Si + 3H2O = H2SiO3 + 2H2

Водородни съединенияSi.Силицият не реагира директно с водорода, силициевите съединения с водорода - силанис обща формула SinH2n+2 се получава индиректно. моносилан SiH4 Ca2Si + 4HCl → 2CaCl2 + SiH4 е смес от други силани, дисилан Si2H6 и трисилан Si3H8.

Полисиланите са токсични, имат неприятна миризма, по-малко термично стабилни в сравнение с СnH2n+2Редуциращи агенти SiH4 + O2 = SiO2 + 2 H2O

Хидролизира във вода: SiH4 + 2H2O = SiO2 + 4H2

Силициеви съединения с метали – СИЛИЦИДИ

аз.Йонно-ковалентен:силициди на алкални, алкалоземни метали и магнезий Ca2Si, Mg2Si

Лесно се разрушава от вода: Na2Si + 3H2O = Na2SiO3 + 3 H2

Разлага се под въздействието на киселини: Ca2Si + 2H2SO4 = 2CaSO4 + SiH4

II. Подобен на метал:силициди на преходни метали Химически стабилни и не се разлагат под въздействието на киселини, устойчиви на кислород дори при високи температури. Имат висока точка на топене (до 2000 °C). Много от тях имат метална проводимост. Най-често срещаните са MeSi, Me3Si2, Me2Si3, Me5Si3 и MeSi2.

Силицидите на d-елементите се използват за производство на топлоустойчиви и устойчиви на киселини сплави Лантанидните силициди се използват в ядрената енергетика като абсорбери на неутрони.

SiC – карборундТвърдо, огнеупорно вещество. Кристалната решетка е подобна на тази на диаманта. Е полупроводник. Използва се за направата на изкуствени скъпоценни камъни

Силициев диоксидлесно реагира с F2 и HF: SiO2 + 4HF = SiF4 + 2 H2O. SiO2 + F2 = SiF4 + O2 Неразтворим във вода.

Разтваря се в алкални разтвори при нагряване: SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O

Спечен със соли: SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2. SiO2 + PbO = PbSiO3

Силициеви киселиниМного слаби, слабо разтворими във вода киселини. Във вода силициевите киселини образуват колоидни разтвори.

Солите на силициевите киселини се наричат ​​силикати. SiO2 съответства на силициева киселина, която може да се получи чрез действието на силна киселина върху силикат Na2SiO3 + HCl = H2SiO3 + NaCl

H2SiO3 е метасилиций или силициева киселина. H4SiO4 - ортосилициевата киселина съществува само в разтвор и се превръща необратимо в SiO2, ако водата се изпари.

Силикати-соли на силициеви киселини, всеки Si атом обгражда тетраедрично разположен около него O2 атом. Тясна връзка между Si и O2.

Силицият (Si) е вторият елемент от главната (А) подгрупа на група 4 на периодичната таблица, създадена от Дмитрий Иванович Менделеев. Силицият е много разпространен в природата, така че се нарежда на второ място (след кислорода) по изобилие. Така без силиций и неговите съединения не би съществувала земната кора, която повече от една четвърт се състои от съединения на този химичен елемент. Какви са характеристиките на силиция? Какви са формулите на неговите съединения и техните приложения? Какви важни вещества съдържа силиций? Нека се опитаме да го разберем.

Елементът силиций и неговите свойства

Силицият съществува в природата в няколко алотропни модификации – най-често срещаните са кристален силиций и аморфен силиций. Нека разгледаме всяка от тези модификации поотделно.

Кристален силиций

Силицият в тази модификация е тъмно сиво, доста твърдо и крехко вещество със стоманен блясък. Такъв силиций е полупроводник; Полезното му свойство е, че за разлика от металите електропроводимостта му се увеличава с повишаване на температурата. Точката на топене на такъв силиций е 1415 °C. В допълнение, кристалният силиций не е в състояние да се разтвори във вода и различни киселини.

Използването на силиций и неговите съединения в кристална модификация е невероятно разнообразно. Например, кристалният силиций е част от слънчеви панели, инсталирани на космически кораби и покриви. Силицият е полупроводник и е способен да преобразува слънчевата енергия в електрическа.

В допълнение към слънчевите клетки, кристалният силиций се използва за създаването на много електронни устройства и силициеви стомани.

Аморфен силиций

Аморфният силиций е кафяв/тъмнокафяв прах с диамантена структура. За разлика от кристалния силиций, тази алотропна модификация на елемента няма строго подредена кристална решетка. Въпреки факта, че аморфният силиций се топи при температура от приблизително 1400 ° C, той е много по-активен в сравнение с кристалния силиций. Аморфният силиций не провежда ток и има плътност около 2 g/cm³.

Този вид силиций се използва най-често в хранително-вкусовата промишленост и при производството на лекарства.

Химични свойства на силиция

Основното химическо свойство на силиция е изгарянето в кислород, което води до образуването на изключително често срещано съединение - силициев оксид:

Si + O2 → SiO2 (при температура).

При нагряване силицият като неметал образува съединения с различни метали. Такива съединения се наричат ​​силициди. Например:

2Ca + Si → Ca2Si (при температура).

Силицидите от своя страна се разлагат без затруднения с помощта на вода или някои киселини. В резултат на тази реакция се образува специално водородно съединение на силиций - силан газ (SiH4):

Mg2Si + 4HCl → 2MgCl2 + SiH4.

Силицият също може да взаимодейства с флуор (при нормални условия):

Si + 2F2 → SiF4.

И когато се нагрява, силицият взаимодейства с други неметали:

Si + 2Cl2 → SiCl4 (400–600°).

3Si + 2N2 → Si3N4 (1000°).

Si + C → SiC (2000°).

Също така, силиций, взаимодействайки с основи и вода, образува соли, наречени силикати и водороден газ:

Si + 2KOH + H2O → K2SiO3 + H2.

Ние обаче ще анализираме повечето от химичните свойства на този елемент, като разгледаме силиция и неговите съединения, тъй като те са основните вещества, на които се основава използването и взаимодействието на силиция с други химични елементи. И така, кои са най-често срещаните силициеви съединения?

Силициеви съединения

По-рано разбрахме какъв е елементът силиций и какви свойства има. Сега нека да разгледаме формулите на силициевите съединения.

С участието на силиций се образуват огромен брой различни съединения. Първото място по разпространение се заема от кислородните съединения на силиция. Тази категория включва SiO2 и неразтворимата силициева киселина.

Киселинният остатък на силициевата киселина образува различни силикати (например CaSiO3 или Al2O3 SiO2). В такива соли и съединенията на силиций с кислород, представени по-горе, елементът има типична степен на окисление +4.

Силициевите соли също са доста разпространени - силициди (Mg2Si, NaSi, CoSi) и съединения на силиций с водород (например силан газ). Силанът, както е известно, се запалва спонтанно във въздуха с ослепителна светкавица, а силицидите лесно се разлагат както от вода, така и от различни киселини.

Нека разгледаме по-подробно силиция и неговите съединения, които се считат за най-често срещаните.

Силициев диоксид

Друго име за този оксид е силициев диоксид. Това е твърдо и огнеупорно вещество, което е неразтворимо във вода и киселини и има атомна кристална решетка. В природата силициевият оксид образува минерали и скъпоценни камъни като кварц, аметист, опал, ахат, халцедон, яспис, кремък и някои други.

Заслужава да се отбележи, че първобитните хора са направили своите инструменти за труд и лов от силиций. Кремъкът бележи началото на така наречената каменна ера поради широко разпространената си наличност и способността да създава остри режещи ръбове при нарязване.

Силициевият оксид е този, който прави стъблата на растения като тръстика, тръстика и хвощ, листата на острица и стъблата на житните растения здрави. Защитните външни покрития на някои животни също съдържат силициев диоксид.

В допълнение, той формира основата на силикатно лепило, което създава силиконов уплътнител и силиконова гума.

Химични свойства на силициевия оксид

Силициевият диоксид взаимодейства с огромен брой химични елементи - както метали, така и неметали. Например:

При високи температури силициевият диоксид реагира с алкали, образувайки соли:

SiO2 + 2KOH → K2SiO3 + H2O (при температура).

Като типичен киселинен оксид, това съединение произвежда силикати чрез взаимодействие с различни метални оксиди:

SiO2 + CaO → CaSiO3 (при температура).

Или с карбонатни соли:

SiO2 + K2CO3 → K2SiO3 + CO2 (при температура).

Едно от най-важните химични свойства на силициевия диоксид е способността да се получава чист силиций от него. Това може да стане по два начина - чрез взаимодействие на диоксид с магнезий или въглерод:

SiO2 + 2Mg → 2MgO + Si (при температура).

SiO2 + 2C → Si + 2CO (при температура)

Силициева киселина

Силициевата киселина е много слаба. Той е неразтворим във вода и по време на реакциите образува желатинова утайка, която понякога може да запълни целия обем на разтвора. Когато тази смес изсъхне, можете да видите образувания силикагел, който се използва като адсорбент (абсорбатор на други вещества).

Най-достъпният и често срещан начин за получаване на силициева киселина може да бъде изразен с формулата:

K2SiO3 + 2HCl → 2KCl + H2SiO3↓.

силициди

Когато разглеждаме силиция и неговите съединения, е много важно да говорим за неговите соли като силициди. Силицият образува такива съединения с метали, придобивайки, като правило, степен на окисление -4. Въпреки това, метали като живак, цинк, берилий, злато и сребро не са в състояние да взаимодействат със силиция и да образуват силициди.

Най-често срещаните силициди са Mg2Si, Ca2Si, NaSi и някои други.

Силикати

Съединения като силикатите са на второ място по изобилие след силициевия диоксид. Силикатните соли се считат за доста сложни вещества, тъй като имат сложна структурна структура и също така са част от повечето минерали и скали.

Най-често срещаните силикати в природата - алумосиликатите - включват гранит, слюда и различни видове глини. Друг известен силикат е азбестът, от който се правят огнеупорни тъкани.

Силиконови приложения

Предимно силицийът се използва за производството на полупроводникови материали и киселинноустойчиви сплави. Силициевият карбид (SiC) често се използва за заточване на машинни инструменти и полиране на ценни камъни.

Разтопеният кварц се използва за направата на стабилни и здрави кварцови съдове.

Силициевите съединения са в основата на производството на стъкло и цимент.

Очилата се различават една от друга по състав, който задължително съдържа силиций. Например, освен прозоречно стъкло, има огнеупорни, кристални, кварцови, цветни, фотохромни, оптични, огледални и други стъкла.

Когато циментът се смеси с вода, се образува специално вещество - циментов разтвор, от който впоследствие се получават строителни материали като бетон.

Производството на тези вещества се извършва от силикатната индустрия. В допълнение към стъклото и цимента, силикатната индустрия произвежда тухли, порцелан, фаянс и различни продукти от тях.

Заключение

И така, разбрахме, че силицият е най-важният химичен елемент, широко разпространен в природата. Силицият се използва в строителството и художествените дейности, а също така е незаменим за живите организми. Много вещества, от обикновено стъкло до най-ценния порцелан, съдържат силиций и неговите съединения.

Изучаването на химия ни позволява да разберем света около нас и да разберем, че не всичко около нас, дори най-великолепното и скъпо, е толкова мистериозно и загадъчно, колкото може да изглежда. Желаем ви успех в научните познания и изучаването на такава прекрасна наука като химията!

Характеристики на елемента

14 Si 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2

Изотопи: 28 Si (92,27%); 29 Si (4,68%); 30 Si (3,05%)

Силицият е вторият най-разпространен елемент в земната кора след кислорода (27,6% от масата). В природата не се среща в свободно състояние, намира се главно под формата на SiO 2 или силикати.

Si съединенията са токсични; вдишването на малки частици от SiO 2 и други силициеви съединения (например азбест) причинява опасно заболяване - силикоза

В основно състояние атомът на силиция има валентност = II, а във възбудено състояние = IV.

Най-стабилното състояние на окисление на Si е +4. В съединения с метали (силициди) S.O. -4.

Методи за получаване на силиций

Най-разпространеното естествено силициево съединение е силициев диоксид (силициев диоксид) SiO 2 . Той е основната суровина за производство на силиций.

1) Редукция на SiO 2 с въглерод в дъгови пещи при 1800 °C: SiO 2 + 2C = Si + 2CO

2) Si с висока чистота от технически продукт се получава по схемата:

а) Si → SiCl 2 → Si

б) Si → Mg 2 Si → SiH 4 → Si

Физични свойства на силиция. Алотропни модификации на силиций

1) Кристален силиций - сребристо-сиво вещество с метален блясък, кристална решетка от диамантен тип; т.т. 1415"С, точка на кипене 3249"С, плътност 2,33 g/cm3; е полупроводник.

2) Аморфен силиций - кафяв прах.

Химични свойства на силиция

В повечето реакции Si действа като редуциращ агент:

При ниски температури силицийът е химически инертен; при нагряване неговата реактивност рязко нараства.

1. Реагира с кислород при температури над 400°C:

Si + O 2 = SiO 2 силициев оксид

2. Реагира с флуор още при стайна температура:

Si + 2F 2 = SiF 4 силициев тетрафлуорид

3. Реакциите с други халогени протичат при температура = 300 - 500°C

Si + 2Hal 2 = SiHal 4

4. Със серни пари при 600°C образува дисулфид:

5. Реакцията с азот протича над 1000°C:

3Si + 2N 2 = Si 3 N 4 силициев нитрид

6. При температура = 1150°C реагира с въглерод:

SiO 2 + 3С = SiС + 2СО

Карборундът е близо до диаманта по твърдост.

7. Силицият не реагира директно с водорода.

8. Силицият е устойчив на киселини. Взаимодейства само със смес от азотна и флуороводородна (флуороводородна) киселини:

3Si + 12HF + 4HNO 3 = 3SiF 4 + 4NO + 8H 2 O

9. реагира с алкални разтвори за образуване на силикати и освобождаване на водород:

Si + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2

10. Редукционните свойства на силиция се използват за изолиране на металите от техните оксиди:

2MgO = Si = 2Mg + SiO 2

При реакции с метали Si е окислител:

Силицият образува силициди с s-метали и повечето d-метали.

Съставът на силицидите на даден метал може да варира. (Например FeSi и FeSi 2 ; Ni 2 Si и NiSi 2 .) Един от най-известните силициди е магнезиевият силицид, който може да се получи чрез директно взаимодействие на прости вещества:

2Mg + Si = Mg 2 Si

Силан (моносилан) SiH 4

Силани (водородни силициеви диоксиди) Si n H 2n + 2, (срв. алкани), където n = 1-8. Силаните са аналози на алканите; те се различават от тях по нестабилността на -Si-Si- веригите.

Monosilane SiH 4 е безцветен газ с неприятна миризма; разтворим в етанол, бензин.

Методи за получаване:

1. Разлагане на магнезиев силицид със солна киселина: Mg 2 Si + 4HCI = 2MgCI 2 + SiH 4

2. Редукция на Si халиди с литиево-алуминиев хидрид: SiCl 4 + LiAlH 4 = SiH 4 + LiCl + AlCl 3

Химични свойства.

Силанът е силен редуциращ агент.

1.SiH 4 се окислява от кислород дори при много ниски температури:

SiH 4 + 2O 2 = SiO 2 + 2H 2 O

2. SiH 4 лесно се хидролизира, особено в алкална среда:

SiH 4 + 2H 2 O = SiO 2 + 4H 2

SiH 4 + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 4H 2

Силициев (IV) оксид (силициев диоксид) SiO 2

Силицият съществува в различни форми: кристална, аморфна и стъкловидна. Най-често срещаната кристална форма е кварцът. Когато кварцовите скали се разрушат, се образуват кварцови пясъци. Монокристалите на кварца са прозрачни, безцветни (планински кристал) или оцветени с примеси в различни цветове (аметист, ахат, яспис и др.).

Аморфният SiO 2 се намира под формата на минерала опал: силикагелът е изкуствено произведен, състоящ се от колоидни частици SiO 2 и е много добър адсорбент. Стъкленият SiO 2 е известен като кварцово стъкло.

Физични свойства

SiO 2 се разтваря много слабо във вода и също е практически неразтворим в органични разтворители. Силицият е диелектрик.

Химични свойства

1. SiO 2 е киселинен оксид, следователно аморфният силициев диоксид се разтваря бавно във водни разтвори на основи:

SiO 2 + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O

2. SiO 2 също взаимодейства с основни оксиди при нагряване:

SiO 2 + K 2 O = K 2 SiO 3;

SiO 2 + CaO = CaSiO 3

3. Тъй като е нелетлив оксид, SiO 2 измества въглеродния диоксид от Na 2 CO 3 (по време на синтез):

SiO 2 + Na 2 CO 3 = Na 2 SiO 3 + CO 2

4. Силициевият диоксид реагира с флуороводородна киселина, образувайки флуоросилициева киселина H 2 SiF 6:

SiO 2 + 6HF = H 2 SiF 6 + 2H 2 O

5. При 250 - 400°C SiO 2 взаимодейства с газообразен HF и F 2, образувайки тетрафлуоросилан (силициев тетрафлуорид):

SiO 2 + 4HF (газ.) = SiF 4 + 2H 2 O

SiO 2 + 2F 2 = SiF 4 + O 2

Силициеви киселини

Известен:

Ортосилициева киселина H 4 SiO 4 ;

Метасилициева (силициева) киселина H 2 SiO 3 ;

Ди- и полисилициеви киселини.

Всички силициеви киселини са слабо разтворими във вода и лесно образуват колоидни разтвори.

Методи за получаване

1. Утаяване с киселини от разтвори на силикати на алкални метали:

Na 2 SiO 3 + 2HCl = H 2 SiO 3 ↓ + 2NaCl

2. Хидролиза на хлоросилани: SiCl 4 + 4H 2 O = H 4 SiO 4 + 4HCl

Химични свойства

Силициевите киселини са много слаби киселини (по-слаби от въглеродната киселина).

При нагряване те се дехидратират, за да образуват силициев диоксид като краен продукт.

H 4 SiO 4 → H 2 SiO 3 → SiO 2

Силикати - соли на силициеви киселини

Тъй като силициевите киселини са изключително слаби, техните соли във водни разтвори са силно хидролизирани:

Na 2 SiO 3 + H 2 O = NaHSiO 3 + NaOH

SiO 3 2- + H 2 O = HSiO 3 - + OH - (алкална среда)

По същата причина, когато въглеродният диоксид преминава през силикатни разтвори, силициевата киселина се измества от тях:

K 2 SiO 3 + CO 2 + H 2 O = H 2 SiO 3 ↓ + K 2 CO 3

SiO 3 + CO 2 + H 2 O = H 2 SiO 3 ↓ + CO 3

Тази реакция може да се разглежда като качествена реакция към силикатни йони.

Сред силикатите само Na 2 SiO 3 и K 2 SiO 3 са силно разтворими, които се наричат ​​разтворимо стъкло, а техните водни разтвори се наричат ​​течно стъкло.

Стъклена чаша

Обикновеното прозоречно стъкло има състав Na 2 O CaO 6 SiO 2, т.е. това е смес от натриеви и калциеви силикати. Получава се чрез сливане на Na 2 CO 3 сода, CaCO 3 варовик и SiO 2 пясък;

Na 2 CO 3 + CaCO 3 + 6SiO 2 = Na 2 O CaO 6SiO 2 + 2СO 2

Цимент

Прахообразен свързващ материал, който при взаимодействие с вода образува пластична маса, която с времето се превръща в твърдо, подобно на камък тяло; основен строителен материал.

Химичният състав на най-често срещания портланд цимент (в тегловни %) е 20 - 23% SiO 2; 62 - 76% CaO; 4 - 7% Al 2 O 3; 2-5% Fe 2 O 3; 1-5% MgO.

Един от най-популярните елементи в технологиите и индустрията е силицият. На това дължи необичайните си свойства. Днес има много различни съединения на този елемент, които играят важна роля в синтеза и създаването на технически продукти, съдове, стъкло, оборудване, строителни и довършителни материали, бижута и други индустрии.

Общи характеристики на силиция

Ако разгледаме позицията на силиция в периодичната таблица, можем да кажем следното:

1. Намира се в IV група на основната подгрупа.
2. Пореден номер 14.
3. Атомна маса 28,086.
4. Химически символ Si.
5. Името е силиций, или на латински - силиций.
6. Електронната конфигурация на външния слой е 4e:2e:8e.

Кристалната решетка на силиция е подобна на тази на диаманта. Атомите са разположени във възлите; неговият тип е лицево-центриран кубичен. Въпреки това, поради по-голямата дължина на връзката, физичните свойства на силиция са много различни от свойствата на алотропната модификация на въглерода.

Физични и химични свойства

Още няколко варианта на силициев диоксид:

• кварц;
• река и;
• кремък;
• фелдшпати.

Използването на силиций в такива форми се реализира в строителството, технологиите, радиоелектрониката, химическата промишленост и металургията. Всички изброени оксиди заедно принадлежат към едно вещество - силициев диоксид.

Силициев карбид и неговите приложения

Силицият и неговите съединения са истински. Един от тези материали е карборунд или карбид на този елемент. Химична формула на SiC. Среща се в природата като минерал моасанит.

В чистата си форма съединението от въглерод и силиций е красиви прозрачни кристали, напомнящи диамантени структури. За технически цели обаче се използват вещества, оцветени в зелено и черно.

Основните характеристики на това вещество, позволяващи използването му в металургията, технологиите и химическата промишленост, са следните:

• широкозонен полупроводник;
• много висока степен на якост (7 по скалата на Mohs);
• устойчиви на високи температури;
• отлична електрическа стабилност и топлопроводимост.

Всичко това позволява използването на карборунд като абразивен материал в металургията и химическия синтез. А също и на негова основа да произвежда широкоспектърни светодиоди, части за стъкларски пещи, дюзи, факли, бижута (моасанитът се оценява по-високо от кубичния цирконий).

Силан и неговото значение

Водородното съединение на силиция се нарича силан и не може да се получи чрез директен синтез от изходни материали. За получаването му се използват силициди на различни метали, които се обработват с киселини. В резултат на това се отделя газ силан и се образува метална сол.

Интересното е, че въпросното съединение никога не се образува само. Реакцията винаги води до смес от моно-, ди- и трисилан, в която силициевите атоми са свързани един с друг във вериги.

По своите свойства тези съединения са силни редуциращи агенти. Самите те лесно се окисляват от кислород, понякога с експлозия. Реакциите с халогени винаги са бурни, с голямо освобождаване на енергия.

Областите на приложение на силаните са както следва:

1. Реакции на органичен синтез, които водят до образуването на важни органосилициеви съединения - силикони, каучуци, уплътнители, лубриканти, емулсии и др.
2. Микроелектроника (монитори с течни кристали, интегрални технически схеми и др.).
3. Получаване на свръхчист полисилиций.
4. Стоматология за протезиране.

Следователно значението на силаните в съвременния свят е голямо.

Силициева киселина и силикати

Хидроксидът на въпросния елемент е различни силициеви киселини. Акцент:

• мета;
• орто;
• полисилициева и други киселини.

Всички те споделят общи свойства - изключителна нестабилност в свободно състояние. Лесно се разлагат под въздействието на температурата. При нормални условия те не съществуват дълго, превръщайки се първо в зол, а след това в гел. След изсушаване такива структури се наричат ​​силикагели. Използват се като адсорбенти във филтри.

Важни от промишлена гледна точка са солите на силициевите киселини - силикатите. Те са в основата на производството на вещества като:

• стъклена чаша;
• бетон;
• цимент;
• зеолит;
• каолин;
• порцелан;
• фаянс;
• кристал;
• керамика.

Силикатите на алкалните метали са разтворими, всички останали не са. Следователно натриевият и калиевият силикат се нарича течно стъкло. Обикновеното офис лепило е натриева сол на силициева киселина.

Но най-интересните съединения все още са стъклото. Какви варианти на това вещество са измислили! Днес те получават цветни, оптични, матови опции. Стъклените изделия удивляват със своята пищност и разнообразие. Чрез добавяне на определени метални и неметални оксиди към сместа може да се произведе голямо разнообразие от видове стъкло. Понякога дори един и същ състав, но различни проценти на компонентите води до разлики в свойствата на веществото. Пример за това са порцелан и фаянс, чиято формула е SiO 2 * AL 2 O 3 * K 2 O.

Това е форма на високо чист продукт, чийто състав е описан като силициев диоксид.

Открития в областта на силициевите съединения

През последните няколко години изследвания е доказано, че силицият и неговите съединения са най-важните участници в нормалното състояние на живите организми. Заболявания като:

• туберкулоза;
• артрит;
• катаракта;
• проказа;
• дизентерия;
• ревматизъм;
• хепатит и други.

Самите процеси на стареене на организма също са свързани с количественото съдържание на силиций. Многобройни експерименти върху бозайници са доказали, че при недостиг на елемента възникват инфаркти, инсулти, рак и се активира вирусът на хепатита.

Когато солната киселина действа върху силицид, се получава магнезий Mg 2 Si, водороден силициев диоксид SiH 4, подобно на метана:

Mg 2 Si + 4HCl = 2MgCl 2 + SiH 4

Водороден силиций SiH 4 е безцветен газ, който се запалва спонтанно във въздуха и изгаря, образувайки силициев диоксид и вода:

SiH 4 + 2O 2 = SiO 2 + 2H 2 O

В допълнение към SiH 4 са известни редица други водородни силикати: Si 2 H 6. Si 3 H 8 и др., които се наричат ​​общо s i l a n o v. Силаните са подобни на въглеводородите, но се различават от тях по нестабилност. Очевидно е, че връзката между силициевите атоми е много по-малко силна от връзката между въглеродните атоми, в резултат на което веригите -Si-Si-Si- и т.н. лесно се разрушават. Връзката между силиций и водород също е нестабилна, което показва значително отслабване на металоидните свойства на силиция.

Хлорид SiCl 4 се получава чрез нагряване на смес от силициев диоксид и въглища в поток от хлор:

SiO 2 + 2C + 2Cl 2 = SiCl 4 + 2CO

или хлориране на технически силиций. Това е течност, кипяща при 57°. При излагане на вода S1CI 4 претърпява пълна хидролиза с образуването на силициева и солна киселина:

SiCl4 + 3H2O = H2SiO3 + 4HCl

В резултат на тази реакция, когато SiCl 4 се изпари във влажен въздух, се образува гъст дим; Следователно SiCl 4 се използва като генератор на дим.

Флуорирана SiF 4 се образува при взаимодействието на флуоро- чист водород ссилициев диоксид:

SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O

Това е безцветен газ с остра миризма.

Ако прехвърлите флуорид във вода, получавате разтвор на хидрофлуоросилициева киселина H 2 SiFe:

3SiF 4 + 3H 2 O = 2H 2 SiF 6 + H 2 SiO 3

Кристалите със състав H 2 SiF6 2H 2 O се отделят от концентрирания разтвор при охлаждане.

Флуоросилициева киселина H 2 SiF 6 е силна киселина. Степента на неговата дисоциация е 0,1 n. разтворът е 75%. Дори в много малки концентрации е силенс дезинфектант. Солите на флуоросилициевата киселина - флуоросиликатите са предимно разтворими във вода. Натриевите и бариевите флуоросиликати се използват широко за борба с селскостопанските вредители. Натриевият флуоросиликат се използва и при производството на различни емайли. Магнезиевите и цинковите флуоросиликати се използват, за да направят цимента водоустойчив.

Четете статия на тема Съединения на силиций с водород