• Désignation - Si (Silicium);
• Période - III ;
• Groupe - 14 (IVa);
• Masse atomique - 28,0855 ;
• Numéro atomique - 14 ;
• Rayon atomique = 132 pm ;
• Rayon covalent = 111 pm ;
• Distribution électronique - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 ;
• température de fusion = 1412°C ;
• point d'ébullition = 2355°C ;
• Electronégativité (selon Pauling/selon Alpred et Rochow) = 1,90/1,74 ;
• État d'oxydation : +4, +2, 0, -4 ;
• Densité (n°) = 2,33 g/cm3 ;
• Volume molaire = 12,1 cm 3 /mol.

Composés de silicium :

Le silicium a été isolé pour la première fois sous sa forme pure en 1811 (les Français J. L. Gay-Lussac et L. J. Tenard). Le silicium élémentaire pur a été obtenu en 1825 (Suédois J. J. Berzelius). L’élément chimique a reçu son nom « silicium » (traduit du grec ancien par montagne) en 1834 (chimiste russe G. I. Hess).

Le silicium est l'élément chimique le plus répandu (après l'oxygène) sur Terre (la teneur dans la croûte terrestre est de 28 à 29 % en poids). Dans la nature, le silicium est le plus souvent présent sous forme de silice (sable, quartz, silex, feldspaths), ainsi que dans les silicates et aluminosilicates. Sous sa forme pure, le silicium est extrêmement rare. De nombreux silicates naturels sous leur forme pure sont des pierres précieuses : émeraude, topaze, aigue-marine - tout cela est du silicium. L'oxyde de silicium (IV) cristallin pur se présente sous forme de cristal de roche et de quartz. L'oxyde de silicium, qui contient diverses impuretés, forme des pierres précieuses et semi-précieuses - améthyste, agate, jaspe.

Riz. Structure de l'atome de silicium.

La configuration électronique du silicium est 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 (voir Structure électronique des atomes). Au niveau d'énergie externe, le silicium possède 4 électrons : 2 appariés dans le sous-niveau 3s + 2 non appariés dans les orbitales p. Lorsqu’un atome de silicium passe à un état excité, un électron du sous-niveau s « quitte » sa paire et se déplace vers le sous-niveau p, où se trouve une orbitale libre. Ainsi, à l'état excité, la configuration électronique de l'atome de silicium prend la forme suivante : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3.

Riz. Transition d'un atome de silicium vers un état excité.

Ainsi, le silicium dans les composés peut présenter une valence de 4 (le plus souvent) ou 2 (voir Valence). Le silicium (ainsi que le carbone), réagissant avec d'autres éléments, forme des liaisons chimiques dans lesquelles il peut à la fois abandonner ses électrons et les accepter, mais la capacité à accepter des électrons dans les atomes de silicium est moins prononcée que dans les atomes de carbone, en raison de la taille plus grande du silicium. atome.

États d'oxydation du silicium :

• -4 : SiH 4 (silane), Ca 2 Si, Mg 2 Si (silicates métalliques) ;
• +4 - les plus stables : SiO 2 (oxyde de silicium), H 2 SiO 3 (acide silicique), silicates et halogénures de silicium ;
• 0 : Si (substance simple)

Le silicium comme substance simple

Le silicium est une substance cristalline gris foncé avec un éclat métallique. Silicium cristallin est un semi-conducteur.

Le silicium ne forme qu'une seule modification allotropique, similaire au diamant, mais pas aussi forte, puisque les liaisons Si-Si ne sont pas aussi fortes que dans la molécule de carbone du diamant (voir Diamant).

Silicium amorphe- poudre brune, ayant un point de fusion de 1420°C.

Le silicium cristallin est obtenu à partir du silicium amorphe par recristallisation. Contrairement au silicium amorphe, qui est un produit chimique assez actif, le silicium cristallin est plus inerte en termes d'interaction avec d'autres substances.

La structure du réseau cristallin du silicium répète la structure du diamant - chaque atome est entouré de quatre autres atomes situés aux sommets d'un tétraèdre. Les atomes sont maintenus ensemble par des liaisons covalentes, qui ne sont pas aussi fortes que les liaisons carbone du diamant. Pour cette raison, même au non. Certaines liaisons covalentes dans le silicium cristallin sont rompues, entraînant la libération de certains électrons, ce qui rend le silicium peu conducteur électrique. À mesure que le silicium chauffe, à la lumière ou lorsque certaines impuretés sont ajoutées, le nombre de liaisons covalentes rompues augmente, ce qui entraîne une augmentation du nombre d'électrons libres et donc une augmentation de la conductivité électrique du silicium.

Propriétés chimiques du silicium

Comme le carbone, le silicium peut être à la fois un agent réducteur et un agent oxydant, selon la substance avec laquelle il réagit.

Au non. le silicium n'interagit qu'avec le fluor, ce qui s'explique par le réseau cristallin assez fort du silicium.

Le silicium réagit avec le chlore et le brome à des températures supérieures à 400°C.

Le silicium n'interagit avec le carbone et l'azote qu'à des températures très élevées.

• Dans les réactions avec les non-métaux, le silicium agit comme agent réducteur:
  • dans des conditions normales, à partir de non-métaux, le silicium ne réagit qu'avec le fluor, formant un halogénure de silicium :
    Si + 2F2 = SiF4
  • à haute température, le silicium réagit avec le chlore (400°C), l'oxygène (600°C), l'azote (1000°C), le carbone (2000°C) :
    • Si + 2Cl 2 = SiCl 4 - halogénure de silicium ;
    • Si + O 2 = SiO 2 - oxyde de silicium ;
    • 3Si + 2N 2 = Si 3 N 4 - nitrure de silicium ;
    • Si + C = SiC - carborundum (carbure de silicium)
• Dans les réactions avec les métaux, le silicium est agent d'oxydation(formé salicides:
  Si + 2Mg = Mg2Si
• Dans les réactions avec des solutions concentrées d'alcalis, le silicium réagit avec la libération d'hydrogène, formant des sels solubles d'acide silicique, appelés silicates:
  Si + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2
• Le silicium ne réagit pas avec les acides (sauf HF).

Préparation et utilisation du silicium

Obtention du silicium :

• en laboratoire - à partir de silice (aluminothérapie) :
  3SiO 2 + 4Al = 3Si + 2Al 2 O 3
• dans l'industrie - par réduction de l'oxyde de silicium avec du coke (silicium techniquement pur) à haute température :
  SiO 2 + 2C = Si + 2CO
• Le silicium le plus pur est obtenu en réduisant le tétrachlorure de silicium avec de l'hydrogène (zinc) à haute température :
  SiCl 4 +2H 2 = Si+4HCl

Application du silicium :

• production de radioéléments semi-conducteurs;
• comme additifs métallurgiques dans la production de composés résistants à la chaleur et aux acides ;
• dans la production de photocellules pour batteries solaires ;
• comme redresseurs AC.

des excroissances qui absorbent l'oxygène dissous dans l'eau, ce qui entraîne la mort des poissons et autres. De plus, la décomposition anaérobie (c'est-à-dire sans accès à l'O2) des restes d'organismes conduit à la formation de substances qui transforment les plans d'eau en marécages.

Une surdose de nitrates est particulièrement dangereuse, car Grâce aux plantes qui les absorbent, les nitrates pénètrent dans les organismes vivants, où ils sont transformés en nitrites. Ces derniers rendent l'hémoglobine incapable de transporter l'oxygène (la mort est donc possible) et provoquent également le cancer.

En plus d'être utilisés comme engrais agricoles, les phosphates sont également utilisés dans la préparation de détergents et comme additifs dans l'alimentation animale. Dans ce dernier cas, pour la synthèse du phosphate de calcium, on utilise l'acide H3 PO4, obtenu par combustion de phosphore pur (suivi de l'hydratation de P2 O5), car les minéraux naturels contiennent des impuretés nocives pour le bétail, comme les fluoridés.

Chapitre 6. CARBONE ET SILICIUM

6.1. Caractéristiques générales. Être dans la nature. Reçu

Les éléments p du groupe IV comprennent le carbone, le silicium, le germanium, l'étain et le plomb. De plus, le C est un élément assez répandu sur Terre (0,14 %), et le silicium (16,7 %) se classe au deuxième rang après l'oxygène. Il existe incomparablement moins d'analogues du silicium (par exemple,

mais 10-4%).

Les atomes des éléments de ce groupe dans un état non excité ont une configuration électronique de la couche de valence s2 p2, et lorsqu'ils sont excités, s1 p3. En conséquence, ils forment des composés aux états d’oxydation +2, +4 et –4. Mais seul le carbone est suffisamment stable à st.O.C. –4, afin d'y être présent dans la nature – sous forme d'hydrocarbures (puisque lui seul a une valeur EO relativement élevée de 2,5, tandis que les autres en ont 1,9 et moins).

De plus, le C se trouve sur Terre sous forme de substances simples (notamment dans le charbon25). Composés naturels d'analogues du carbone - substances complexes, par exemple : SnO2 (minéral cassitérite) et PbS (appelé lustre de plomb).

Soulignons que, bien que C soit appelé (en 1797) carbone (carbonogène), ses principales réserves naturelles ne sont pas des charbons, mais des acarbonates (calcaire, marbre, craie, etc.).

Le silicium est représenté sur Terre par des composés oxygénés, qui constituent 58,3 % de la croûte terrestre. Il s’agit des silices SiO2 (sable, quartz26, topaze, améthyste), des silicates (amiante MgSiO3, mica, feldspath…). Et aussi des granites, des syénites27, c'est-à-dire mélanges naturels de sable, de mica et de feldspath. En tant que microélément, le silicium se trouve également dans le corps humain et joue un rôle biologique important, et plus la personne est âgée, moins elle contient de Si.

Le silicium industriel (c'est-à-dire relativement sale) est obtenu à partir d'oxyde naturel carbothermique, comme ses analogues, mais le PbS est d'abord converti en PbO par cuisson.

6.2. Structure et propriétés physiques des substances simples

Caractéristiques du carbone. Toutes les substances simples C sont formées d'atomes de carbone dans l'état excité sp3, et comme le rayon atomique de C est également assez petit, la liaison C – C

s'avère aussi durable que possible.

De plus, les atomes de carbone sont moins susceptibles que N de se chevaucher (en raison du rayon C plus grand). Par conséquent, bien que les particules C2 existent, contrairement au N2, elles sont instables. Au contraire, c'est beaucoup

jusqu'à plus les polymères homonucléaires sont stables, dans lequel les atomes de carbone

Chaque paire a quatre obligations. Il s'agit à la fois d'une simple substance, le diamant, et de nombreux composés organiques.

25 La teneur en carbone de l'anthracite est de 96 %, du lignite de 72 % et du bois sec de 72 %.

bleu – 50%.

26 Le cristal de roche appartient également au quartz - la taille de certains de ses cristaux naturels atteint 2 m.

27 Les fameux « piliers de Krasnoïarsk » sont constitués de syénite.

Cependant, les atomes de C peuvent former des chevauchements assez efficaces les uns avec les autres, et en fonction de la multiplicité des liaisons (c.s.) entre les atomes de carbone, on distingue plusieurs formes allotropiques de C : diamant (c.s. = 1), graphite (c.s. = 1,3), carabine (k.s. = 2), etc. Examinons-les plus en détail.

Carbine. Cette simple substance de carbone, comme le soufre plastique, a une structure fibreuse, mais ses fibres ne sont pas en zigzag, elles sont linéaires.

Ils ont la même forme - intermédiaire entre les formes

rhum et haltère. (Sur les figures 7, a et 8, l'un des GO est dessiné avec un trait plus épais pour plus de clarté). Ce processus de mélange des s orbitales et

une orbitale p est appelée hybridation sp.

Riz. 7. Hybridation des orbitales : a) spb) sp2 c) sp3

Étant donné que les GO ont une forme asymétrique, ils se chevauchent davantage avec les orbitales d'autres atomes (lors de la formation d'une liaison avec eux, comme le montre la figure 8), et forment donc

ils réclament un CS plus durable.

Nous soulignons que l'angle entre les axes des deux liaisons - lors de l'hybridation sp est égal à 180°, car les orbitales hybrides, en raison de la charge négative des électrons qui s'y trouvent, se repoussent mutuellement -

xia, c'est-à-dire avoir tendance à distance maximale de chacun d'eux. En conséquence, le fragment de trois atomes s'avère linéaire (Fig. 8). Et comme dans le carbyne, tous les atomes de carbone des chaînes formant deux liaisons ont une hybridation sp de leurs orbitales, ces chaînes sont également linéaires. De plus, les orbitales 2pz et 2py de chaque atome de C dans le carbyne participent au chevauchement, donnant des doubles (ou triples) liaisons dans la chaîne :

CCC (CCC).

Graphite. Dans le graphite, tous les atomes de carbone forment 3 liaisons avec trois C voisins, en utilisant les orbitales s, px et pz (Fig. 7b). Cela signifie que nous avons une hybridation sp2, dans laquelle les angles entre les axes de liaison sont égaux à 120°. Ainsi, un fragment de quatre atomes représente triangle plat(voir fig. 9). Les fragments triangulaires, combinés les uns aux autres, donnent une couche plate composée d'hexagones, dans laquelle les angles sont exactement de 120°.

Ainsi, le réseau de graphite est construit à partir de couches. Ils sont connectés entre eux par MMS. Et la quatrième orbitale (py -) de chaque atome C du graphite participe au chevauchement général avec tous les atomes de sa couche. Ce chevauchement général confère aux électrons p presque la même mobilité que dans les métaux. En conséquence, le graphite a une couleur grise, comme beaucoup de M, et conduit le courant (mais uniquement le long des couches, et non perpendiculairement à celles-ci).

En général, le réseau de graphite est solide, ce qui lui permet de résister à la chaleur (point de fusion 3800 ° C), c'est pourquoi des produits ignifuges, tels que des creusets, en sont fabriqués. Mais comme le MMC entre les couches est beaucoup plus faible que le CS dans la couche, un pelage assez facile du graphite est possible. Notamment, lorsqu'on l'appuie sur le papier, sa trace grise reste dessus. Par conséquent, le graphite (son nom traduit de l'allemand signifie

appelé « écriture ») est utilisé pour la fabrication de crayons, mais aussi dans la technologie comme lubrifiant solide entre les pièces frottantes.

A noter que de nombreux composés simples C (coke, suie, substance basique du charbon, etc.) sont finement cristallin variétés de graphite.

Plus récemment, de nouvelles substances simples C ont été obtenues :

tubulaire en carbone(ses molécules ressemblent à des tubes), les fullerènes

(constitués, par exemple, de « boules » C60 ou C70), etc. Et tous, comme le graphite, sont construits à partir de triangles, mais pas de triangles plats, car les atomes de C qu'ils contiennent n'ont qu'une hybridation d'orbitales approximativement sp2.

Diamant. La plus belle forme de carbone est le diamant (une substance transparente qui réfracte fortement les rayons lumineux). Dans celui-ci, les quatre orbitales C (s- et trois p-) de chaque atome de carbone participent au chevauchement de quatre atomes C voisins. Cela signifie que nous avons une hybridation sp3 (Fig. 7c), dans laquelle les angles entre les liaisons sont ≈ 109 0, et cinq atomes de carbone ainsi connectés forment un tétraèdre, c'est-à-dire forme volumétrique.

Du fait que chaque atome de carbone du diamant (à l'exception de ceux de surface) possède quatre liaisons, les tétraèdres ne sont reliés les uns aux autres que par des liaisons chimiques et forment donc coordination stable grille. Et puisque les liaisons -С–С aussi durable que possible(plus fort, rappelez-vous, uniquement dans la molécule H2), alors, en conséquence, le diamant est la substance la plus dure de ce qui est connu sur Terre (son nom même en arabe signifie « le plus dur »).

En raison de cette dureté élevée, l'utilisation de diamants dans l'industrie augmente de 2 à 3 fois la puissance de l'équipement et sa durée de vie. Les diamants sont utilisés pour couper le verre, broyer des matériaux durs, forer des roches, etc. De plus, près de la moitié des échantillons utilisés sont obtenus artificiellement à partir de graphite.

L'un des moyens de synthétiser le diamant consiste à appliquer une pression ultra-élevée sur du graphite hautement chauffé, ce qui rapproche tellement les couches de graphite que des liaisons se forment entre elles (en chevauchant les orbitales py).

Dans ce cas, l'hybridation sp2 se transforme en sp3 - et, par conséquent, le réseau en couches est remplacé coordination(en conséquence, la conductivité et les propriétés de « coloration » disparaissent), c'est-à-dire un diamant se forme. C'est aussi dur que le vrai, mais extérieurement ce n'est pas attrayant (en raison du mélange de graphite). Seuls les diamants naturels conviennent donc à la fabrication de bijoux. Le plus gros d'entre eux pèse 600 g.

Le silicium sous forme libre a été isolé en 1811 par J. Gay-Lussac et L. Thénard par passage de vapeur de fluorure de silicium sur du potassium métallique, mais il n'a pas été décrit par eux comme un élément. Le chimiste suédois J. Berzelius a donné en 1823 une description du silicium qu'il a obtenu en traitant le sel de potassium K 2 SiF 6 avec du potassium métallique à haute température. Le nouvel élément a reçu le nom de « silicium » (du latin silex – silex). Le nom russe « silicium » a été introduit en 1834 par le chimiste russe German Ivanovich Hess. Traduit du grec ancien. krhmnoz- "falaise, montagne".

Être dans la nature, recevoir :

Dans la nature, le silicium se trouve sous forme de dioxyde et de silicates de compositions diverses. La silice naturelle se présente principalement sous forme de quartz, bien qu'il existe également d'autres minéraux tels que la cristobalite, la tridymite, la kitite et la cousite. La silice amorphe se trouve dans les dépôts de diatomées au fond des mers et des océans - ces dépôts se sont formés à partir de SiO 2, qui faisait partie des diatomées et de certains ciliés.
Le silicium libre peut être obtenu en calcinant du sable blanc et fin avec du magnésium, dont la composition chimique est de l'oxyde de silicium presque pur, SiO 2 +2Mg=2MgO+Si. Dans l'industrie, le silicium de qualité technique est obtenu en réduisant le SiO 2 fondu avec du coke à une température d'environ 1 800 °C dans des fours à arc. La pureté du silicium ainsi obtenu peut atteindre 99,9% (les principales impuretés sont le carbone et les métaux).

Propriétés physiques:

Le silicium amorphe se présente sous la forme d'une poudre brune dont la densité est de 2,0 g/cm 3 . Le silicium cristallin est une substance cristalline gris foncé, brillante, cassante et très dure, cristallisant dans le réseau du diamant. Il s'agit d'un semi-conducteur typique (il conduit l'électricité mieux qu'un isolant comme le caoutchouc et pire qu'un conducteur comme le cuivre). Le silicium est fragile : ce n’est que lorsqu’il est chauffé au-dessus de 800 °C qu’il se transforme en substance plastique. Il est intéressant de noter que le silicium est transparent au rayonnement infrarouge, à partir d’une longueur d’onde de 1,1 micromètre.

Propriétés chimiques:

Chimiquement, le silicium est inactif. À température ambiante, il réagit uniquement avec le fluor gazeux, entraînant la formation de tétrafluorure de silicium volatil SiF 4 . Lorsqu'il est chauffé à une température de 400 à 500 °C, le silicium réagit avec l'oxygène pour former du dioxyde, et avec le chlore, le brome et l'iode pour former les tétrahalogénures hautement volatils correspondants SiHal 4. À une température d'environ 1 000°C, le silicium réagit avec l'azote pour former le nitrure Si 3 N 4, avec le bore - les borures thermiquement et chimiquement stables SiB 3, SiB 6 et SiB 12. Le silicium ne réagit pas directement avec l'hydrogène.
Pour la gravure du silicium, un mélange d'acides fluorhydrique et nitrique est le plus largement utilisé.
Attitude envers les alcalis...
Le silicium est caractérisé par des composés avec un état d'oxydation de +4 ou -4.

Les connexions les plus importantes :

Dioxyde de silicium, SiO 2- (anhydride de silicium)...
...
Acides siliciques- faible, insoluble, formé lorsqu'un acide est ajouté à une solution de silicate sous forme de gel (substance semblable à la gélatine). H 4 SiO 4 (orthosilicium) et H 2 SiO 3 (métasilicium ou silicium) existent uniquement en solution et sont convertis de manière irréversible en SiO 2 lorsqu'ils sont chauffés et séchés. Le produit solide poreux résultant est gel de silice, a une surface développée et est utilisé comme adsorbant de gaz, dessicant, catalyseur et support de catalyseur.
Silicates- les sels des acides siliciques sont pour la plupart (à l'exception des silicates de sodium et de potassium) insolubles dans l'eau. Propriétés....
Composés d'hydrogène- les analogues d'hydrocarbures, silanes, composés dans lesquels les atomes de silicium sont reliés par une simple liaison, fort, si les atomes de silicium sont reliés par une double liaison. Comme les hydrocarbures, ces composés forment des chaînes et des anneaux. Tous les silanes peuvent s'enflammer spontanément, former des mélanges explosifs avec l'air et réagir facilement avec l'eau.

Application:

Le silicium est le plus largement utilisé dans la production d'alliages destinés à conférer une résistance à l'aluminium, au cuivre et au magnésium et pour la production de ferrosiliciures, qui jouent un rôle important dans la production d'aciers et dans la technologie des semi-conducteurs. Les cristaux de silicium sont utilisés dans les cellules solaires et les dispositifs semi-conducteurs : transistors et diodes. Le silicium sert également de matière première pour la production de composés organosiliciés, ou siloxanes, obtenus sous forme d'huiles, de lubrifiants, de plastiques et de caoutchoucs synthétiques. Les composés inorganiques de silicium sont utilisés dans la technologie de la céramique et du verre, comme matériau isolant et piézocristaux

Pour certains organismes, le silicium est un élément biogénique important. Il fait partie des structures de soutien des plantes et des structures squelettiques des animaux. Le silicium est concentré en grande quantité par les organismes marins - diatomées, radiolaires, éponges. De grandes quantités de silicium sont concentrées dans les prêles et les céréales, principalement dans les sous-familles du bambou et du riz, dont le riz. Le tissu musculaire humain contient (1-2)·10 -2% de silicium, le tissu osseux - 17·10 -4%, le sang - 3,9 mg/l. Jusqu'à 1 g de silicium pénètre chaque jour dans le corps humain avec la nourriture.

Antonov S.M., Tomilin K.G.
Université d'État HF ​​Tioumen, groupe 571.

Le type de charbon le plus répandu dans la nature est le charbon. Les gisements de graphite sont assez fréquents. Il s'agit d'une modification allotropique plus stable que le diamant, il y en a donc plus dans la croûte terrestre que le diamant. Le graphite se présente dans le sol sous forme de masses squameuses et lamellaires. Les scientifiques pensent qu'il s'est formé à partir de charbon sous l'influence d'une haute pression. Les diamants sont rares. On pense qu’ils se forment à partir de substances contenant du carbone à des températures et pressions élevées à une profondeur d’environ 100 km.

Application du carbone et de ses composés

1) Au début, les diamants étaient utilisés uniquement pour fabriquer des diamants, qui ont toujours été considérés comme les bijoux les plus chers.

La dureté élevée des diamants leur permet d'être utilisés pour la fabrication d'outils de forage et de coupe, le traitement d'autres pierres, métaux et matériaux durs. Les forets diamantés sont utilisés pour percer des dalles de béton. À l’aide d’outils diamantés, vous pouvez traiter les pierres utilisées dans les mouvements horlogers avec une grande précision. De fins flocons de diamant sont appliqués sur les instruments chirurgicaux. L'utilisation du diamant dans la technologie réduit les coûts et accélère les processus de production.

Le graphite est largement utilisé dans la technologie et l’industrie. La résistance à la chaleur et l'inertie chimique en font un matériau indispensable pour la fabrication de produits résistant au feu, ainsi que de canalisations et d'appareils chimiquement résistants.

Dans l'industrie électrique, la conductivité électrique du graphite est utilisée. Il est utilisé pour fabriquer des électrodes, des cellules galvaniques et des contacts de machines électriques. Le graphite a une grande résistance. Par conséquent, les radiateurs pour fours électriques en sont fabriqués.

Le graphite très pur est utilisé dans les réacteurs nucléaires.

Le graphite sert de mine de crayon. En décollant les écailles, la tige laisse une trace sur le papier.

Le charbon est utilisé comme combustible. Il est transformé en coke, qui contient moins d'impuretés que le charbon.

Le coke est un bon agent réducteur et est utilisé dans l’industrie métallurgique pour produire des métaux.

2) Le dioxyde de carbone est utilisé comme liquide de refroidissement, dans la lutte contre les incendies et en médecine. Il s’ajoute à l’oxygène que respirent les patients gravement malades. Le dioxyde de carbone est consommé pour fabriquer de l’eau gazeuse et d’autres boissons.

3) Le carbonate de calcium est le plus largement utilisé. On en tire la chaux vive utilisée dans la construction. Les carbonates de sodium (soude) et de potassium (potasse) sont utilisés dans la fabrication du savon, la production de verre, l'industrie pharmaceutique et pour produire des engrais.

Silicium

Le silicium n’est pas moins important dans la nature et dans la vie humaine que le carbone. Si le carbone forme les substances de la nature vivante, alors le silicium est la base des substances qui composent la planète Terre entière.

Application du silicium et de ses composés

1) Le silicium étant un bon agent réducteur, il est utilisé pour produire des métaux dans l’industrie métallurgique.

Le silicium est utilisé en électronique en raison de sa capacité à conduire le courant électrique dans certaines conditions. Le silicium est utilisé pour fabriquer des photocellules et des dispositifs semi-conducteurs destinés à la production de radios, de téléviseurs et d'ordinateurs.

Introduction

2.1.1 État d'oxydation +2

2.1.2 État d'oxydation +4

2.3 Carbures métalliques

Chapitre 3. Composés de silicium

Bibliographie

Introduction

La chimie est l'une des branches des sciences naturelles dont l'objet d'étude est les éléments chimiques (atomes), les substances simples et complexes (molécules) qu'ils forment, leurs transformations et les lois auxquelles ces transformations sont soumises.

Par définition, D.I. Mendeleïev (1871), « la chimie dans son état moderne peut... être appelée l'étude des éléments ».

L’origine du mot « chimie » n’est pas tout à fait claire. De nombreux chercheurs pensent qu'il vient de l'ancien nom de l'Égypte - Chemia (grec Chemia, trouvé chez Plutarque), qui dérive de "hem" ou "hame" - noir et signifie "science de la terre noire" (Egypte), " science égyptienne".

La chimie moderne est étroitement liée à la fois aux autres sciences naturelles et à toutes les branches de l'économie nationale.

La caractéristique qualitative de la forme chimique du mouvement de la matière et ses transitions vers d'autres formes de mouvement déterminent la polyvalence de la science chimique et ses liens avec les domaines de connaissances qui étudient à la fois les formes de mouvement inférieures et supérieures. La connaissance de la forme chimique du mouvement de la matière enrichit l'enseignement général sur le développement de la nature, l'évolution de la matière dans l'Univers et contribue à la formation d'une image matérialiste holistique du monde. Le contact de la chimie avec d'autres sciences donne naissance à des domaines spécifiques de leur pénétration mutuelle. Ainsi, les domaines de transition entre la chimie et la physique sont représentés par la physico-chimie et la physique chimique. Entre la chimie et la biologie, la chimie et la géologie, des zones frontalières particulières sont apparues - géochimie, biochimie, biogéochimie, biologie moléculaire. Les lois les plus importantes de la chimie sont formulées dans le langage mathématique, et la chimie théorique ne peut se développer sans les mathématiques. La chimie a eu et continue d’influencer le développement de la philosophie, et elle-même a subi et connaît encore son influence.

Historiquement, deux branches principales de la chimie se sont développées : la chimie inorganique, qui étudie principalement les éléments chimiques et les substances simples et complexes qu'ils forment (à l'exception des composés carbonés), et la chimie organique, dont le sujet est l'étude des composés carbonés avec d'autres éléments. (substances organiques).

Jusqu'à la fin du XVIIIe siècle, les termes « chimie inorganique » et « chimie organique » indiquaient uniquement de quel « règne » de la nature (minéral, végétal ou animal) certains composés étaient obtenus. Depuis le 19ème siècle. ces termes en sont venus à indiquer la présence ou l’absence de carbone dans une substance donnée. Puis ils ont acquis un sens nouveau et plus large. La chimie inorganique entre en contact principalement avec la géochimie puis avec la minéralogie et la géologie, c'est-à-dire avec les sciences de la nature inorganique. La chimie organique est une branche de la chimie qui étudie une variété de composés carbonés jusqu'aux substances biopolymères les plus complexes. Par la chimie organique et bioorganique, la chimie confine à la biochimie et plus loin à la biologie, c'est-à-dire avec l'ensemble des sciences de la nature vivante. À l’interface entre la chimie inorganique et la chimie organique se trouve le domaine des composés organo-éléments.

En chimie, les idées sur les niveaux structurels d'organisation de la matière se sont progressivement formées. La complication d'une substance, en partant du plus bas, atomique, passe par les étapes de composés moléculaires, macromoléculaires ou de haut poids moléculaire (polymère), puis intermoléculaires (complexe, clathrate, caténane), enfin, diverses macrostructures (cristal, micelle). jusqu'à des formations indéfinies non stœchiométriques. Progressivement, des disciplines correspondantes émergent et s'isolent : chimie des composés complexes, des polymères, chimie des cristaux, études des systèmes dispersés et des phénomènes de surface, des alliages, etc.

L'étude d'objets et de phénomènes chimiques par des méthodes physiques, l'établissement de modèles de transformations chimiques, basés sur les principes généraux de la physique, constituent la base de la chimie physique. Ce domaine de la chimie comprend un certain nombre de disciplines largement indépendantes : thermodynamique chimique, cinétique chimique, électrochimie, chimie colloïdale, chimie quantique et étude de la structure et des propriétés des molécules, des ions, des radicaux, chimie des rayonnements, photochimie, études de catalyse. , équilibres chimiques, solutions etc. La chimie analytique a acquis un caractère indépendant , dont les méthodes sont largement utilisées dans tous les domaines de la chimie et de l'industrie chimique. Dans les domaines d'application pratique de la chimie, des sciences et des disciplines scientifiques telles que la technologie chimique avec ses nombreuses branches, la métallurgie, la chimie agricole, la chimie médicinale, la chimie médico-légale, etc.

Comme mentionné ci-dessus, la chimie examine les éléments chimiques et les substances qu'ils forment, ainsi que les lois qui régissent ces transformations. L'un de ces aspects (à savoir les composés chimiques à base de silicium et de carbone) sera considéré par moi dans ce travail.

Chapitre 1. Silicium et carbone - éléments chimiques

1.1 Informations générales sur le carbone et le silicium

Le carbone (C) et le silicium (Si) font partie du groupe IVA.

Le carbone n'est pas un élément très courant. Malgré cela, son importance est énorme. Le carbone est la base de la vie sur terre. Il fait partie des carbonates très courants dans la nature (Ca, Zn, Mg, Fe...), existe dans l'atmosphère sous forme de CO 2, et se retrouve sous forme de charbons naturels (graphite amorphe), de pétrole et du gaz naturel, ainsi que des substances simples ( diamant, graphite).

Le silicium est le deuxième élément le plus abondant dans la croûte terrestre (après l'oxygène). Si le carbone est la base de la vie, alors le silicium est la base de la croûte terrestre. On le retrouve dans une grande variété de silicates (Figure 4) et d'aluminosilicates, le sable.

Le silicium amorphe est une poudre brune. Ce dernier est facile à obtenir à l'état cristallin sous forme de cristaux gris durs mais plutôt cassants. Le silicium cristallin est un semi-conducteur.

Tableau 1. Données chimiques générales sur le carbone et le silicium.

Une modification du carbone stable aux températures ordinaires, le graphite, est une masse grasse opaque, grise. Le diamant est la substance la plus dure sur terre – incolore et transparente. Les structures cristallines du graphite et du diamant sont représentées sur la figure 1.

Figure 1. Structure en diamant (a) ; structure en graphite (b)

Le carbone et le silicium ont leurs propres dérivés spécifiques.

Tableau 2. Les dérivés les plus typiques du carbone et du silicium

1.2 Préparation, propriétés chimiques et utilisation de substances simples

Le silicium est obtenu par réduction d'oxydes avec du carbone ; pour obtenir un état particulièrement pur après réduction, la substance est transférée au tétrachlorure et à nouveau réduite (avec de l'hydrogène). Ensuite, ils sont fondus en lingots et soumis à une purification selon la méthode de fusion de zone. Un lingot de métal est chauffé à une extrémité de manière à former une zone de métal en fusion. Lorsque la zone se déplace vers l'autre extrémité du lingot, l'impureté, mieux dissoute dans le métal fondu que dans le métal solide, est éliminée et le métal est ainsi nettoyé.

Le carbone est inerte, mais à très haute température (à l'état amorphe) il interagit avec la plupart des métaux pour former des solutions solides ou des carbures (CaC 2, Fe 3 C, etc.), ainsi qu'avec de nombreux métalloïdes, par exemple :

2C+ Ca = CaC 2, C + 3Fe = Fe 3 C,

Le silicium est plus réactif. Il réagit avec le fluor déjà à température ordinaire : Si+2F 2 = SiF 4

Le silicium possède également une très grande affinité pour l’oxygène :

La réaction avec le chlore et le soufre se produit vers 500 K. À très haute température, le silicium réagit avec l'azote et le carbone :

Le silicium n'interagit pas directement avec l'hydrogène. Le silicium se dissout dans les alcalis :

Si+2NaOH+H 2 0=Na 2 Si0 3 +2H 2.

Les acides autres que l'acide fluorhydrique n'ont aucun effet sur celui-ci. Il y a une réaction avec HF

Si+6HF=H2 +2H2.

Le carbone présent dans la composition de divers charbons, pétrole, gaz naturels (principalement CH4), ainsi que produits artificiellement, constitue la base de combustible la plus importante de notre planète.

Le graphite est largement utilisé pour fabriquer des creusets. Des tiges de graphite sont utilisées comme électrodes. Beaucoup de graphite est utilisé pour fabriquer des crayons. Le carbone et le silicium sont utilisés pour produire différents types de fonte. En métallurgie, le carbone est utilisé comme agent réducteur et le silicium, en raison de sa forte affinité pour l'oxygène, est utilisé comme agent désoxydant. Le silicium cristallin à l'état particulièrement pur (pas plus de 10 -9 at.% d'impureté) est utilisé comme semi-conducteur dans divers dispositifs et dispositifs, notamment les transistors et les thermistances (appareils pour mesures très fines de température), ainsi que dans les photocellules, le dont le fonctionnement repose sur la capacité d'un semi-conducteur à conduire le courant lorsqu'il est éclairé.

Chapitre 2. Composés chimiques du carbone

Le carbone se caractérise par de fortes liaisons covalentes entre ses propres atomes (C-C) et avec l'atome d'hydrogène (C-H), ce qui se reflète dans l'abondance de composés organiques (plusieurs centaines de millions). Outre les fortes liaisons C-H et C-C dans diverses classes de composés organiques et inorganiques, les liaisons carbone avec l'azote, le soufre, l'oxygène, les halogènes et les métaux sont largement représentées (voir tableau 5). Ces possibilités élevées de formation de liaisons sont dues à la petite taille de l'atome de carbone, qui permet à ses orbitales de valence 2s 2, 2p 2 de se chevaucher autant que possible. Les composés inorganiques les plus importants sont décrits dans le tableau 3.

Parmi les composés carbonés inorganiques, les dérivés contenant de l'azote sont uniques en termes de composition et de structure.

En chimie inorganique, les dérivés des acides acétique CH3COOH et oxalique H 2 C 2 O 4 sont largement représentés - acétates (type M "CH3COO) et oxalates (type M I 2 C 2 O 4).

Tableau 3. Les composés carbonés inorganiques les plus importants.

2.1 Dérivés oxygénés du carbone

2.1.1 État d'oxydation +2

Monoxyde de carbone CO (monoxyde de carbone) : selon la structure des orbitales moléculaires (Tableau 4).

Le CO est similaire à la molécule N2. Comme l’azote, le CO a une énergie de dissociation élevée (1 069 kJ/mol), un point de fusion (69 K) et un point d’ébullition (81,5 K) bas, est peu soluble dans l’eau et est chimiquement inerte. Le CO entre dans des réactions uniquement à haute température, notamment :

CO+Cl 2 =COCl 2 (phosgène),

CO + Br 2 = COBg 2, Cr + 6CO = Cr (CO) 6 - chrome carbonyle,

Ni+4CO=Ni (CO) 4 - nickel carbonyle

CO + H 2 0 paires = HCOOH (acide formique).

En même temps, la molécule de CO a une forte affinité pour l'oxygène :

CO +1/202 = C0 2 +282 kJ/mol.

En raison de sa forte affinité pour l'oxygène, le monoxyde de carbone (II) est utilisé comme agent réducteur des oxydes de nombreux métaux lourds (Fe, Co, Pb...). En laboratoire, l'oxyde de CO est obtenu en déshydratant l'acide formique

En technologie, le monoxyde de carbone (II) est produit par la réduction du CO 2 avec du charbon (C + C0 2 = 2CO) ou par l'oxydation du méthane (2CH 4 + ZO 2 = 4H 2 0 + 2CO).

Parmi les dérivés du CO, les métaux carbonyles (pour la production de métaux purs) présentent un grand intérêt théorique et certain pratique.

Les liaisons chimiques dans les carbonyles sont formées principalement par le mécanisme donneur-accepteur en raison des orbitales libres d-élément et paire d'électrons de la molécule de CO, il existe également un chevauchement en l selon le mécanisme datif (métal CO). Tous les métaux carbonyles sont des substances diamagnétiques caractérisées par une faible résistance. Comme le monoxyde de carbone (II), les métaux carbonyles sont toxiques.

Tableau 4. Répartition des électrons sur les orbitales de la molécule CO

2.1.2 État d'oxydation +4

Dioxyde de carbone C0 2 (dioxyde de carbone). La molécule C0 2 est linéaire. Le schéma énergétique pour la formation des orbitales de la molécule de CO 2 est illustré à la Fig. 2. Le monoxyde de carbone (IV) peut réagir avec l'ammoniac par réaction.

Lorsque ce sel est chauffé, un engrais précieux est obtenu - l'urée CO (MH 2) 2 :

L'urée est décomposée par l'eau

CO (NH 2) 2 +2HaO= (MH 4) 2CO3.

Figure 2. Diagramme enphétique de la formation des orbitales moléculaires de C0 2.

En technologie, l'oxyde de CO 2 est obtenu par décomposition du carbonate de calcium ou du bicarbonate de sodium :

Dans des conditions de laboratoire, il est généralement obtenu par réaction (dans l'appareil Kipp)

CaCO3+2HC1=CaC12+CO2+H20.

Les dérivés les plus importants du CO 2 sont l'acide carbonique faible H 2 CO 3 et ses sels : M I 2 CO 3 et M I H CO 3 (respectivement carbonates et bicarbonates).

La plupart des carbonates sont insolubles dans l'eau. Les carbonates hydrosolubles subissent une hydrolyse importante :

CO3- +H 2 0 CO3-+OH - (étape I).

En raison de l'hydrolyse complète, les carbonates Cr 3+, ai 3+, Ti 4+, Zr 4+, etc. ne peuvent pas être isolés des solutions aqueuses.

Les plus importants en pratique sont le Ka 2 CO3 (soude), le K 2 CO3 (potasse) et le CaCO3 (craie, marbre, calcaire). Les hydrocarbures, contrairement aux carbonates, sont solubles dans l'eau. Parmi les hydrocarbonates, NaHCO 3 (bicarbonate de soude) trouve une utilisation pratique. Les carbonates basiques importants sont 2CuCO3-Cu (OH) 2, PbCO 3 X XRb (OH) 2.

Les propriétés des halogénures de carbone sont données dans le tableau 6. Parmi les halogénures de carbone, le plus important est un liquide incolore plutôt toxique. Dans des conditions normales, le CCI 4 est chimiquement inerte. Il est utilisé comme solvant ininflammable et ininflammable pour les résines, vernis, graisses, mais aussi pour la production de fréon CF 2 CI 2 (T bp = 303 K) :

Un autre solvant organique utilisé en pratique est le disulfure de carbone CSa (liquide incolore et volatil avec point d'ébullition = 319 K) - une substance réactive :

CS 2 +30 2 =C0 2 +2S0 2 +258 kcal/mol,

CS 2 +3Cl 2 =CCl 4 -S 2 Cl 2, CS 2 +2H 2 0==C0 2 +2H 2 S, CS 2 +K 2 S=K 2 CS 3 (sel d'acide thiocarbonique H 2 CS3).

Les vapeurs de disulfure de carbone sont toxiques.

L'acide cyanhydrique (cyanhydrique) HCN (H-C = N) est un liquide incolore et facilement mobile, bouillant à 299,5 K. À 283 K, il se solidifie. Le HCN et ses dérivés sont extrêmement toxiques. HCN peut être préparé par la réaction

L'acide cyanhydrique se dissout dans l'eau ; cependant, il se dissocie faiblement

HCN=H++CN-, K=6.2.10-10.

Les sels d'acide cyanhydrique (cyanures) ressemblent à des chlorures dans certaines réactions. Par exemple, l'ion CH -- avec les ions Ag+ donne un précipité blanc de cyanure d'argent AgCN, peu soluble dans les acides minéraux. Les cyanures alcalins et alcalino-terreux sont solubles dans l’eau. En raison de l'hydrolyse, leurs solutions sentent l'acide cyanhydrique (l'odeur des amandes amères). Les cyanures de métaux lourds sont peu solubles dans l'eau. CN est un ligand puissant ; les composés complexes les plus importants sont K 4 et K3 [Fe (CN) 6].

Les cyanures sont des composés fragiles ; avec une exposition prolongée au CO 2 contenu dans l'air, les cyanures se décomposent

2KCN+C0 2 +H 2 0 = K 2 C0 3 +2HCN.

(CN) 2 - cyanogène (N=C-C=N) –

gaz toxique incolore; réagit avec l'eau pour former des acides cyanique (HOCN) et hydrocyanique (HCN) :

(HCN) acides :

(CN) 2 + H 2 0 == HOCN + HCN.

Dans cette réaction, comme dans la réaction ci-dessous, (CN)2 est similaire à un halogène :

CO+ (CN) 2 =CO (CN) 2 (analogue du phosgène).

L'acide cyanique est connu sous deux formes tautomères :

H-N=C=O==H-0-C=N.

L'isomère est l'acide H-0=N=C (acide explosif). Les sels HONC explosent (utilisés comme détonateurs). L'acide rhodane HSCN est un liquide incolore, huileux, volatil et facilement solidifiant (Tm=278 K). A l'état pur, il est très instable ; lors de sa décomposition, du HCN est libéré. Contrairement à l'acide cyanhydrique, le HSCN est un acide assez fort (K = 0,14). HSCN est caractérisé par un équilibre tautomérique :

H-N = C = S=H-S-C =N.

SCN est un ion rouge sang (réactif pour l'ion Fe 3+). Les sels de rhodanure dérivés du HSCN sont facilement obtenus à partir de cyanures en ajoutant du soufre :

La plupart des thiocyanates sont solubles dans l'eau. Les sels de Hg, Au, Ag, Cu sont insolubles dans l'eau. L'ion SCN-, comme CN-, a tendance à donner des complexes du type M3 1 M" (SCN) 6, où M" "Cu, Mg et quelques autres. Les Dirodan (SCN) 2 sont des cristaux jaune clair, fondant à 271 K Ils sont obtenus (SCN) 2 par réaction

2AgSCN+Br2 ==2AgBr+ (SCN) 2.

Parmi les autres composés azotés, le cyanamide doit être indiqué

et son dérivé, le cyanamide calcique CaCN 2 (Ca=N-C=N), qui est utilisé comme engrais.

2.3 Carbures métalliques

Les carbures sont les produits de l'interaction du carbone avec les métaux, le silicium et le bore. Les carbures sont divisés en deux classes en fonction de leur solubilité : les carbures solubles dans l'eau (ou dans les acides dilués) et les carbures insolubles dans l'eau (ou dans les acides dilués).

2.3.1 Carbures solubles dans l'eau et les acides dilués

A. Carbures qui, une fois dissous, forment C 2 H 2 Ce groupe comprend les carbures métalliques des deux premiers groupes principaux ; Les carbures Zn, Cd, La, Ce, Th de composition MC 2 (LaC 2, CeC 2, ТhC 2.) en sont également proches.

CaC 2 +2H 2 0=Ca (OH) 2 +C 2 H 2, ThC 2 +4H 2 0=Th (OH) 4 +H 2 C 2 +H 2.

ANS3+ 12H 2 0=4Al (OH) 3+3CH 4, Be 2 C+4H 2 0=2Be (OH) 2 +CH 4. En termes de propriétés, Mn 3 C en est proche :

Mn 3 C + 6H 2 0 = 3Mn (OH) 2 + CH 4 + H 2.

B. Les carbures, une fois dissous, forment un mélange d'hydrocarbures et d'hydrogène. Ceux-ci incluent la plupart des carbures de métaux des terres rares.

2.3.2 Carbures insolubles dans l'eau et les acides dilués

Ce groupe comprend la plupart des carbures de métaux de transition (W, Mo, Ta, etc.), ainsi que SiC, B 4 C.

Ils se dissolvent dans les milieux oxydants, par exemple :

VC + 3HN0 3 + 6HF = HVF 6 + CO 2 + 3NO + 4H 2 0, SiC + 4KOH + 2C0 2 = K 2 Si0 3 + K 2 C0 3 + 2H 2 0.

Figure 3. Icosaèdre B 12

Les carbures de métaux de transition, ainsi que les carbures de silicium SiC et de bore B 4 C. SiC - carborundum - cristaux incolores avec un réseau de diamant, d'une dureté proche du diamant (le SiC technique a une couleur sombre en raison d'impuretés). Le SiC est hautement réfractaire, conducteur thermique et électrique à haute température et chimiquement extrêmement inerte ; il ne peut être détruit que par fusion dans l'air avec des alcalis.

B 4 C est un polymère. Le réseau de carbure de bore est constitué de trois atomes de carbone disposés linéairement et de groupes contenant 12 atomes B, disposés en forme d'icosaèdre (Fig. 3) ; La dureté du B4C est supérieure à celle du SiC.

Chapitre 3. Composés de silicium

La différence entre la chimie du silicium et celle du carbone est principalement due à la grande taille de son atome et à la possibilité d’utiliser des orbitales 3D libres. En raison d'une liaison supplémentaire (selon le mécanisme donneur-accepteur), les liaisons du silicium avec l'oxygène Si-O-Si et le fluor Si-F (tableau 17.23) sont plus fortes que celles du carbone, et en raison de la plus grande taille du Si atome par rapport aux liaisons C Si-H et Si-Si sont moins fortes que celles du carbone. Les atomes de silicium sont pratiquement incapables de former des chaînes. La série homologue des hydrocarbures silicés SinH2n+2 (silanes), similaires aux hydrocarbures, n'a été obtenue que jusqu'à la composition Si4Hio. En raison de sa plus grande taille, l'atome de Si a une capacité de chevauchement faiblement exprimée, par conséquent, non seulement les triples mais aussi les doubles liaisons ne lui sont pas caractéristiques.

Lorsque le silicium interagit avec les métaux, des siliciures se forment (Ca 2 Si, Mg 2 Si, BaSi 2, Cr 3 Si, CrSi 2, etc.), qui sont à bien des égards similaires aux carbures. Les siliciures ne sont pas typiques des éléments du groupe I (sauf pour le Li). Les halogénures de silicium (tableau 5) sont des composés plus puissants que les halogénures de carbone ; en même temps, ils se décomposent avec l'eau.

Tableau 5. Force de certaines liaisons entre carbone et silicium

L'halogénure de silicium le plus durable est le SiF 4 (il se décompose uniquement sous l'influence d'une décharge électrique), mais, comme les autres halogénures, il subit une hydrolyse. Lorsque SiF 4 interagit avec HF, de l'acide hexafluorosilicique se forme :

SiF4+2HF=H2.

H 2 SiF 6 est proche en force de H 2 S0 4 . Les dérivés de cet acide - les fluorosilicates, sont généralement solubles dans l'eau. Les fluorosilicates de métaux alcalins (sauf Li et NH 4) sont peu solubles. Les fluorosilicates sont utilisés comme pesticides (insecticides).

L'halogénure pratiquement important est SiCO 4 . Il est utilisé pour produire des composés organosiliciés. Ainsi, SiCL 4 interagit facilement avec les alcools pour former des esters d'acide silicique HaSiO 3 :

SiCl 4 +4C 2 H 5 OH=Si (OC 2 H 5) 4 +4HCl 4

Tableau 6. Halogénures de carbone et de silicium

Les esters d'acide silicique, hydrolysants, forment des silicones - substances polymères à structure en chaîne :

(radical R-organique), qui sont utilisés pour la production de caoutchoucs, d'huiles et de lubrifiants.

Substance n-polymère de sulfure de silicium (SiS 2); stable à des températures normales ; se décompose avec l'eau :

SiS 2 + ZN 2 O = 2H 2 S + H 2 SiO 3.

3.1 Composés oxygénés du silicium

Le composé oxygéné le plus important du silicium est le dioxyde de silicium SiO 2 (silice), qui présente plusieurs modifications cristallines.

La modification à basse température (jusqu'à 1 143 K) est appelée quartz. Le quartz possède des propriétés piézoélectriques. Variétés naturelles de quartz : cristal de roche, topaze, améthyste. Les variétés de silice sont la calcédoine, l'opale, l'agate. jaspe, sable.

La silice est chimiquement résistante ; seules les solutions de fluor, d'acide fluorhydrique et d'alcali agissent sur lui. Il se transforme facilement en état vitreux (verre de quartz). Le verre de quartz est fragile, chimiquement et thermiquement très résistant. L'acide silicique SiO 2 correspondant n'a pas de composition spécifique. Typiquement, l'acide silicique s'écrit xH 2 O-ySiO 2 . Les acides siliciques suivants sont identifiés : H 2 SiO 3 (H 2 O-SiO 2) - métasilicium (tri-oxo-silicium), H 4 Si0 4 (2H 2 0-Si0 2) - ortho-silicium (tétra-oxo- silicium), H 2 Si2O 5 (H 2 O * SiO 2) - diméthacilicium.

Les acides siliciques sont des substances peu solubles. Conformément à la nature moins métalloïde du silicium par rapport au carbone, H 2 SiO 3 en tant qu'électrolyte est plus faible que H 2 CO3.

Les sels de silicate correspondant aux acides siliciques sont insolubles dans l'eau (sauf les silicates alcalins). Les silicates solubles s'hydrolysent selon l'équation

2SiO3 2 -+H 2 0=Si 2 O 5 2 -+20H-.

Les solutions concentrées de silicates solubles sont appelées verre liquide. Le verre à vitre ordinaire - silicate de sodium et de calcium - a la composition Na 2 0-CaO-6Si0 2. Il est obtenu par réaction

Une grande variété de silicates (plus précisément d'oxosilicates) est connue. Un certain schéma est observé dans la structure des oxosilicates : ils sont tous constitués de tétraèdres Si0 4, qui sont reliés les uns aux autres par un atome d'oxygène. Les combinaisons de tétraèdres les plus courantes sont (Si 2 O 7 6 -), (Si 3 O 9) 6 -, (Si 4 0 l2) 8-, (Si 6 O 18 12 -), qui, en tant qu'unités structurelles, peuvent être combinées en chaînes, rubans, mailles et cadres (Figure 4).

Les silicates naturels les plus importants sont par exemple le talc (3MgO * H 2 0-4Si0 2) et l'amiante (SmgO * H 2 O * SiO 2). Comme SiO 2, les silicates se caractérisent par un état vitreux (amorphe). Avec une cristallisation contrôlée du verre, un état cristallin fin (verre céramique) peut être obtenu. Les sitalls se caractérisent par une résistance accrue.

Outre les silicates, les aluminosilicates sont répandus dans la nature. Les aluminosilicates sont des oxosilicates de charpente dans lesquels certains atomes de silicium sont remplacés par de l'Al trivalent ; par exemple Na 12 [ (Si, Al) 0 4 ] 12 .

L'acide silicique est caractérisé par un état colloïdal : lorsqu'il est exposé à ses sels acides, H 2 SiO 3 ne précipite pas immédiatement. Les solutions colloïdales d'acide silicique (sols) dans certaines conditions (par exemple, lorsqu'elles sont chauffées) peuvent être transformées en une masse-gel gélatineuse transparente et homogène d'acide silicique. Les gels sont des composés de haut poids moléculaire avec une structure spatiale très lâche formée de molécules Si0 2, dont les vides sont remplis de molécules H 2 O. Lorsque les gels d'acide silicique sont déshydratés, on obtient du gel de silice - un produit poreux avec une capacité d'adsorption élevée .

Figure 4. Structure des silicates.

conclusions

Après avoir examiné dans mes travaux des composés chimiques à base de silicium et de carbone, je suis arrivé à la conclusion que le carbone, étant un élément peu répandu en quantité, est le composant le plus important de la vie terrestre ; ses composés existent également dans l'air, le pétrole. comme dans des substances aussi simples que le diamant et le graphite. L’une des caractéristiques les plus importantes du carbone réside dans les fortes liaisons covalentes entre les atomes, ainsi qu’avec l’atome d’hydrogène. Les composés carbonés inorganiques les plus importants sont : les oxydes, les acides, les sels, les halogénures, les dérivés azotés, les sulfures, les carbures.

En parlant de silicium, il faut noter de grandes quantités de ses réserves sur terre ; il est la base de la croûte terrestre et se trouve dans une grande variété de silicates, de sable, etc. Actuellement, l’utilisation du silicium en raison de ses propriétés semi-conductrices augmente. Il est utilisé en électronique dans la production de processeurs informatiques, de microcircuits et de puces. Les composés du silicium avec les métaux forment des siliciures ; le composé oxygéné le plus important du silicium est l'oxyde de silicium SiO 2 (silice). Il existe une grande variété de silicates dans la nature - le talc, l'amiante et les aluminosilicates sont également courants.

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