Серная кислота – формула, свойства, способы получения и применения

Серная кислота

  1. Нитрозный (башенный) способ
  2. Химические свойства
  3. Дополнительные сведения
  4. Стандарты

Серная кислота H2SO4 — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы. При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха, с сильнокислым «медным» вкусом. В технике серной кислотой называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом SO3. Если молярное отношение SO3 : H2O 1 — раствор SO3 в серной кислоте.

Нитрозный (башенный) способ

Раньше серную кислоту получали исключительно нитрозным методом в специальных башнях, а кислоту называли башенной (концентрация 75 %). Сущность этого метода заключается в окислении диоксида серы диоксидом азота в присутствии воды. Именно таким способом произошла реакция в воздухе Лондона во время Великого смога.

Температура кипения водных растворов серной кислоты повышается с ростом её концентрации и достигает максимума при содержании 98,3 % H2SO4.

Свойства водных растворов серной кислоты и олеума

Содержание % по массе Плотность при 20 ℃, г/см³ Температура плавления, ℃ Температура кипения, ℃
H2SO4 SO3 (свободный)
10 1,0661 −5,5 102,0
20 1,1394 −19,0 104,4
40 1,3028 −65,2 113,9
60 1,4983 −25,8 141,8
80 1,7272 −3,0 210,2
98 1,8365 0,1 332,4
100 1,8305 10,4 296,2
104,5 20 1,8968 −11,0 166,6
109 40 1,9611 33,3 100,6
113,5 60 2,0012 7,1 69,8
118,0 80 1,9947 16,9 55,0
122,5 100 1,9203 16,8 44,7

Температура кипения олеума с увеличением содержания SO3 понижается. При увеличении концентрации водных растворов серной кислоты общее давление пара над растворами понижается и при содержании 98,3 % H2SO4 достигает минимума. С увеличением концентрации SO3 в олеуме общее давление пара над ним повышается. Давление пара над водными растворами серной кислоты и олеума можно вычислить по уравнению:

величины коэффициентов А и В зависят от концентрации серной кислоты. Пар над водными растворами серной кислоты состоит из смеси паров воды, H2SO4 и SO3, при этом состав пара отличается от состава жидкости при всех концентрациях серной кислоты, кроме соответствующей азеотропной смеси.

С повышением температуры усиливается диссоциация:

При нормальном давлении степень диссоциации: 10⁻⁵ (373 К), 2,5 (473 К), 27,1 (573 К), 69,1 (673 К).

Плотность 100%-ной серной кислоты можно определить по уравнению:

С повышением концентрации растворов серной кислоты их теплоемкость уменьшается и достигает минимума для 100%-ной серной кислоты, теплоемкость олеума с повышением содержания SO3 увеличивается.

При повышении концентрации и понижении температуры теплопроводность λ уменьшается:

где С — концентрация серной кислоты, в %.

Максимальную вязкость имеет олеум H2SO4·SO3, с повышением температуры η снижается. Электрическое сопротивление серной кислоты минимально при концентрации SO3 и 92 % H2SO4 и максимально при концентрации 84 и 99,8 % H2SO4 . Для олеума минимальное ρ при концентрации 10 % SO3. С повышением температуры ρ серной кислоты увеличивается. Диэлектрическая проницаемость 100%-ной серной кислоты 101 (298,15 К), 122 (281,15 К); криоскопическая постоянная 6,12, эбулиоскопическая постоянная 5,33; коэффициент диффузии пара серной кислоты в воздухе изменяется в зависимости от температуры; D = 1,67·10⁻⁵T 3/2 см²/с.

Химические свойства

Серная кислота в концентрированном виде при нагревании — довольно сильный окислитель.

Окисляет HI и частично HBr до свободных галогенов.

В трудах алхимика Валентина (XIII в) описывается способ получения серной кислоты путём поглощения водой газа (серный ангидрид), выделяющегося при сжигании смеси порошков серы и селитры. Впоследствии этот способ лег в основу т. н. «камерного» способа, осуществляемого в небольших камерах, облицованных свинцом, который не растворяется в серной кислоте. В СССР такой способ просуществовал вплоть до 1955 г.

Алхимикам XV века в известен был также способ получения серной кислоты из пирита — серного колчедана, более дешёвого и распространенного сырья, чем сера. Таким способом получали серную кислоту на протяжении 300 лет, небольшими количествами в стеклянных ретортах. Впоследствии, в связи с развитием катализа этот метод вытеснил камерный способ синтеза серной кислоты. В настоящее время серную кислоту получают каталитическим окислением (на V2O5) оксида серы (IV) в оксид серы (VI), и последующим растворением оксида серы (VI) в 70 % серной кислоте с образованием олеума.

Читайте также:
Фосфор - валентность, степень окисления, характеристика и строение

В России производство серной кислоты впервые было организовано в 1805 году под Москвой в Звенигородском уезде. В 1913 году Россия по производству серной кислоты занимала 13 место в мире.

Дополнительные сведения

Мельчайшие капельки серной кислоты могут образовываться в средних и верхних слоях атмосферы в результате реакции водяного пара и вулканического пепла, содержащего большие количества серы. Получившаяся взвесь, из-за высокого альбедо облаков серной кислоты, затрудняет доступ солнечных лучей к поверхности планеты. Поэтому (а также в результате большого количества мельчайших частиц вулканического пепла в верхних слоях атмосферы, также затрудняющих доступ солнечному свету к планете) после особо сильных вулканических извержений могут произойти значительные изменения климата. Например, в результате извержения вулкана Ксудач (Полуостров Камчатка, 1907 г.) повышенная концентрация пыли в атмосфере держалась около 2 лет, а характерные серебристые облака серной кислоты наблюдались даже в Париже. Взрыв вулкана Пинатубо в 1991 году, отправивший в атмосферу 3⋅10 7 тонн серы, привёл к тому, что 1992 и 1993 года были значительно холоднее, чем 1991 и 1994.

Серная кислота — химические свойства и промышленное производство

Физические свойства серной кислоты:
Тяжелая маслянистая жидкость («купоросное масло»);
плотность 1,84 г/см3; нелетучая, хорошо растворима в воде – с сильным нагревом; t°пл. = 10,3°C, t°кип. = 296°С, очень гигроскопична, обладает водоотнимающими свойствами (обугливание бумаги, дерева, сахара).

Теплота гидратации настолько велика, что смесь может вскипать, разбрызгиваться и вызывать ожоги. Поэтому необходимо добавлять кислоту к воде, а не наоборот, поскольку при добавлении воды к кислоте более легкая вода окажется на поверхности кислоты, где и сосредоточится вся выделяющаяся теплота.

Промышленное производство серной кислоты (контактный способ):

1) 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2

Измельчённый очищенный влажный пирит (серный колчедан) сверху засыпают в печь для обжига в «кипящем слое«. Снизу (принцип противотока) пропускают воздух, обогащённый кислородом.
Из печи выходит печной газ, состав которого: SO2, O2, пары воды (пирит был влажный) и мельчайшие частицы огарка (оксида железа). Газ очищают от примесей твёрдых частиц (в циклоне и электрофильтре) и паров воды (в сушильной башне).
В контактном аппарате происходит окисление сернистого газа с использованием катализатора V 2 O 5 ( пятиокись ванадия) для увеличения скорости реакции. Процесс окисления одного оксида в другой является обратимым. Поэтому подбирают оптимальные условия протекания прямой реакции — повышенное давление (т.к прямая реакция идет с уменьшением общего объема) и температура не выше 500 С ( т.к реакция экзотермическая).

В поглотительной башне происходит поглощение оксида серы (VI) концентрированной серной кислотой.
Поглощение водой не используют, т.к оксид серы растворяется в воде с выделением большого количества теплоты, поэтому образующаяся серная кислота закипает и превращается в пар. Для того, чтобы не образовывалось сернокислотного тумана, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум: H2SO4·nSO3

Химические свойства серной кислоты:

H2SO4 — сильная двухосновная кислота, одна из самых сильных минеральных кислот, из-за высокой полярности связь Н – О легко разрывается.

1) В водном растворе серная кислота диссоциирует, образуя ион водорода и кислотный остаток:
H2SO4 = H + + HSO4 — ;
HSO4 — = H + + SO4 2- .
Суммарное уравнение:
H2SO4 = 2H + + SO4 2- .

2) Взаимодействие серной кислоты с металлами:
Разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:
Zn 0 + H2 +1 SO4(разб) → Zn +2 SO4 + H2

3) Взаимодействие серной кислоты с основными оксидами:
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

Читайте также:
Этиленгликоль - определение, формула, виды, способы получения

5) Обменные реакции с солями:
BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl
Образование белого осадка BaSO4 (нерастворимого в кислотах) используется для обнаружения серной кислоты и растворимых сульфатов (качественная реакция на сульфат ион).

Особые свойства концентрированной H2SO4 :

1) Концентрированная серная кислота является сильным окислителем; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) восстанавливаться до S +4 O2, S 0 или H2S -2 в зависимости от активности металла. Без нагревания не реагирует с Fe, Al, Cr – пассивация. При взаимодействии с металлами, обладающими переменной валентностью, последние окисляются до более высоких степеней окисления, чем в случае с разбавленным раствором кислоты: Fe 0Fe 3+ , Cr 0Cr 3+ , Mn 0Mn 4+ ,Sn 0Sn 4+

Активный металл

8 Al + 15 H2SO4(конц.)→4Al2(SO4)3 + 12H2O + 3 H2S
4│2Al 0 – 6e — → 2Al 3+ — окисление
3│ S 6+ + 8e → S 2– восстановление

Металл средней активности

2Cr + 4 H2SO4(конц.)→ Cr2(SO4)3 + 4 H2O + S
1│ 2Cr 0 – 6e →2Cr 3+ — окисление
1│ S 6+ + 6e → S 0 – восстановление

Металл малоактивный

2Bi + 6H2SO4(конц.)→ Bi2(SO4)3 + 6H2O + 3 SO2
1│ 2Bi 0 – 6e → 2Bi 3+ – окисление
3│ S 6+ + 2e →S 4+ — восстановление

2) Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы как правило до максимальной степени окисления, сама восстанавливается до S +4 O2:

3) Окисление сложных веществ:
Серная кислота окисляет HI и НВг до свободных галогенов:
2 КВr + 2Н2SO4 = К24 + SO2 + Вr2 + 2Н2О
2 КI + 2Н24 = К2SO4 + SO2 + I2 + 2Н2О
Концентрированная серная кислота не может окислить хлорид-ионы до свободного хлора, что дает возможность получать НСl по реакции обмена:
NаСl + Н2SO4(конц.) = NаНSO4 + НСl

Серная кислота отнимает химически связанную воду от органических соединений, содержащих гидроксильные группы. Дегидратация этилового спирта в присутствии концентрированной серной кислоты приводит к получению этилена:
С2Н5ОН = С2Н4 + Н2О.

Обугливание сахара, целлюлозы, крахмала и др. углеводов при контакте с серной кислотой объясняется также их обезвоживанием:
C6H12O6 + 12H2SO4 = 18H2O + 12SO2↑ + 6CO2↑.

Кремний. Химия кремния и его соединений

Кремний

Положение в периодической системе химических элементов

Кремний расположен в главной подгруппе IV группы (или в 14 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение кремния

Электронная конфигурация кремния в основном состоянии :

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

Электронная конфигурация кремния в возбужденном состоянии :

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

Атом кремния содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 1 неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии и 4 неспаренных электрона в возбужденном энергетическом состоянии.

Степени окисления атома кремния — от -4 до +4. Характерные степени окисления -4, 0, +2, +4.

Физические свойства, способы получения и нахождение в природе кремния

Кремний — второй по распространенности элемент на Земле после кислорода. Встречается только в виде соединений. Оксид кремния SiO2 образует большое количество природных веществ – горный хрусталь, кварц, кремнезем.

Простое вещество кремний – атомный кристалл темно-серого цвета с металлическим блеском, довольно хрупок. Температура плавления 1415 °C, плотность 2,33 г/см 3 . Полупроводник.

Качественные реакции

Качественная реакция на силикат-ионы SiO3 2- — взаимодействие солей-силикатов с сильными кислотами . Кремниевая кислота – слабая. Она легко выделяется из растворов солей кремниевой кислоты при действии на них более сильными кислотами.

Например , если к раствору силиката натрия прилить сильно разбавленный раствор соляной кислоты, то кремниевая кислота выделится не в виде осадка, а в виде геля. Раствор помутнеет и «застынет».

Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3 + 2 NaCl

Видеоопыт взаимодействия силиката натрия с соляной кислоты (получение кремниевой кислоты) можно посмотреть здесь.

Читайте также:
Нефть ℹ история добычи, химический состав и формула, физические характеристики, нефтяные месторождения, способы применения полезного ископаемого
Соединения кремния

Основные степени окисления кремния +4, 0 и -4.

Наиболее типичные соединения кремния:

Способы получения кремния

В свободном состоянии кремний был получен Берцелиусом в 1822 г. Его латинское название «силиций» произошло от латинского слова « sile х», что означает «кремень». Аморфный кремний в лаборатории можно получить при прокаливании смеси металлического магния с диоксидом кремния. Для опыта диоксид кремния следует тщательно измельчить. При нагревании смеси начинается бурная реакция. Одним из продуктов этой реакции является аморфный кремний.

SiO2 + 2Mg → Si + 2MgO

Видеоопыт взаимодействия оксида кремния (IV) с магнием можно посмотреть здесь.

Еще один способ получения кремния в лаборатории — восстановление из оксида алюминием:

В промышленности использовать дорогие алюминий и магний неэффективно, поэтому используют другие, более дешевые способы:

1. Восстановление из оксида коксом в электрических печах:

SiO2 + 2C → Si + 2CO

Однако в таком процессе процессе образующийся кремний загрязнен примесями карбидов кремния, и для производства, например, микросхем уже не подходит.

2. Наиболее чистый кремний получают восстановлением тетрахлорида кремния водородом при 1200 °С:

SiCl4 +2H2 → Si + 4HCl

или цинком :

SiCl4 + 2Zn → Si + 2ZnCl2

3. Также чистый кремний получается при разложении силана :

Химические свойства

При нормальных условиях кремний существует в виде атомного кристалла, поэтому химическая активность кремния крайне невысокая.

1. Кремний проявляет свойства окислителя (при взаимодействии с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (при взаимодействии с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому кремний реагирует и с металлами , и с неметаллами .

1.1. При обычных условиях кремний реагирует с фтором с образованием фторида кремния (IV):

При нагревании кремний реагирует с хлором, бромом, йодом :

1.2. При сильном нагревании (около 2000 о С) кремний реагирует с углеродом с образованием бинарного соединения карбида кремния (карборунда):

C + Si → SiC

При температуре выше 600°С взаимодействует с серой:

Si + 2S → SiS2

1.3. Кремний не взаимодействует с водородом .

1.4. С азотом кремний реагирует в очень жестких условиях:

1.5. В реакциях с активными металлами кремний проявляет свойства окислителя. При этом образуются силициды:

2Ca + Si → Ca2Si

Si + 2Mg → Mg2Si

1.6. При нагревании выше 400°С кремний взаимодействует с кислородом :

2. Кремний взаимодействует со сложными веществами:

2.1. В водных растворах щелочей кремний растворяется с образованием солей кремниевой кислоты. При этом щелочь окисляет кремний.

2.2. Кремний не взаимодействует с водными растворами кислот , но аморфный кремний растворяется в плавиковой кислоте с образованием гексафторкремниевой кислоты :

При обработке кремния безводным фтороводородом комплекс не образуется:

С хлороводородом кремний реагирует при 300 °С, с бромоводородом – при 500 °С.

2.3. Кремний растворяется в смеси концентрированных азотной и плавиковой кислот :

3Si + 4HNO3 + 12HF → 3SiF4 + 4NO + 8H2O

Бинарные соединения кремния

Силициды металлов

Силициды – это бинарные соединения кремния с металлами, в которых кремний имеет степень окисления -4. Химическая связь в силицидах металлов — ионная.

Силициды, как правило, легко гидролизуются в воде или в кислой среде.

Например , силицид магния разлагается водой на гидроксид магния и силан:

Соляная кислота легко разлагает силицид магния:

Получают силициды сплавлением простых веществ или восстановлением смеси оксидов коксом в электропечах:

2Mg + Si → Mg 2 Si

2MgO + SiO2 + 4C → Mg2Si + 4CO

Силан

Силан – это бинарное соединение кремния с водородом SiH4, ядовитый бесцветный газ.

Если поместить порошок силицида магния в очень слабый раствор соляной кислоты, то на поверхности раствора образуются пузырьки газа. Они лопаются и загораются на воздухе. Это горит силан. Он образуется при взаимодействии кислоты с силицидом магния:

Видеоопыт получения силана из силицида магния можно посмотреть здесь.

На воздухе силан горит с образованием SiO2 и H2O:

Читайте также:
Алканы - свойства, гомологический ряд, применение, номенклатура

Видеоопыт сгорания силана можно посмотреть здесь.

Силан разлагается водой разлагается с выделением водорода:

Силан разлагается (окисляется) щелочами :

Силан при нагревании разлагается :

Карбид кремния

В соединениях кремния с неметаллами — ковалентная связь.

Рассмотрим карбид кремния – карборунд Si +4 C -4 . Это вещество с атомной кристаллической решеткой. Он имеет структуру, подобную структуре алмаза и характеризуется высокой твердостью и температурой плавления, а также высокой химической устойчивостью.

Карборунд окисляется кислородом при высокой температуре:

Карборунд окисляется кислородом в расплаве щелочи :

Галогениды кремния

Хлорид и фторид кремния – галогенангидриды кремниевой кислоты.
SiCl4.

Получают галогениды кремния действием хлора на сплав оксида кремния с углем :

Галогениды кремния разлагаются водой до кремниевой кислоты и хлороводорода:

Хлорид кремния (IV) восстанавливается водородом :

SiCl4 + 2H2 → Si + 4HCl

Оксид кремния (IV)

Физические свойства и нахождение в природе

Оксид кремния (IV) – это твердое вещество с атомной кристаллической решеткой. В природе встречается в виде кварца, речного песка, кремнезема и прочих модификаций:

Химические свойства

Оксид кремния (IV) – типичный кислотный оксид . За счет кремния со степенью окисления +4 проявляет слабые окислительные свойства.

1. Как кислотный оксид, диоксид кремния (IV) взаимодействует с растворами и расплавами щелочей и в расплаве с основными оксидами . При этом образуются силикаты.

Например , диоксид кремния взаимодействует с гидроксидом калия:

Еще пример : диоксид кремния взаимодействует с оксидом кальция.

SiO2 + CaO → CaSiO3

2. Оксид кремния (IV) не взаимодействует с водой , т.к. кремниевая кислота нерастворима .

3. Оксид кремния (IV) реагирует при сплавлении с карбонатами щелочных металлов . При этом работает правило: менее летучий оксид вытесняет более летучий оксид из солей при сплавлении.

Например , оксид кремния (IV) взаимодействует с карбонатом калия. При этом образуется силикат калия и углекислый газ:

4. Из кислот диоксид кремния реагирует только с плавиковой или с газообразным фтороводородом :

5. При температуре выше 1000 °С оксид кремния реагирует с активными металлами, при этом образуется кремний.

Например , оксид кремния взаимодействует с магнием с образованием кремния и оксида магния:

SiO2 + 2Mg → Si + 2MgO

Видеоопыт взаимодействия оксида кремния (IV) с магнием можно посмотреть здесь.

При избытке восстановителя образуются силициды:

SiO2 + 4Mg → Mg2Si + 2MgO

6. Оксид кремния (IV) взаимодействует с неметаллами.

Например , оксид кремния (IV) реагирует с водородом в жестких условиях. При этом оксид кремния проявляет окислительные свойства:

Еще пример : оксид кремния взаимодействует с углеродом. При этом образуется карборунд и угарный газ:

SiO2 + 3С → SiС + 2СО

При сплавлении оксид кремния взаимодействует с фосфатом кальция и углем:

Кремниевая кислота

Строение молекулы и физические свойства

Кремниевые кислоты — очень слабые, малорастворимые в воде соединения общей формулы nSiO2•mH2O. Образует коллоидный раствор в воде.

Метакремниевая H2SiO3 существует в растворе в виде полимера:

Способы получения

Кремниевая кислота образуется при действии сильных кисло т на растворимые силикаты (силикаты щелочных металлов).

Например , при действии соляной кислоты на силикат натрия:

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

Видеоопыт получения кремниевой кислоты из силиката натрия можно посмотреть здесь.

Даже слабая угольная кислота вытесняет кремниевую кислоту из солей:

Химические свойства

1. Кремниевая кислота — нерастворимая. Кислотные свойства выражены очень слабо, поэтому кислота реагирует только с сильными основаниями и их оксидами :

Например , кремниевая кислота реагирует с концентрированным гидроксидом калия:

2. При нагревании кремниевая кислота разлагается на оксид и воду :

Силикаты

Силикаты — это соли кремниевой кислоты. Большинство силикатов нерастворимо в воде, кроме силикатов натрия и калия, их называют «жидким стеклом».

Способы получения силикатов:

1 . Растворение кремния, кремниевой кислоты или оксида в щелочи:

2. Сплавление с основными оксидами:

СаО + SiO2 → CaSiO3

Читайте также:
Аллотропные модификации - формы, причины видоизменения

3. Взаимодействие растворимых силикатов с солями:

Оконное стекло (натриевое стекло) — силикат натрия и кальция: Na2O·CaO·6SiO2.

Стекло получают при сплавлении в специальных печах смеси соды Na2CO3, известняка CaCO3 и белого песка SiO2:

Для получения специального стекла вводят различные добавки, так стекло содержащее ионы Pb 2+ – хрусталь; Cr 3+ – имеет зеленую окраску, Fe 3+ – коричневое бутылочное стекло, Co 2+ – дает синий цвет, Mn 2+ – красновато-лиловый.

Валентность кремния — основные валентные возможности и степени окисления

Валентность кремния, возможности которой изучаются в химии, отличается в зависимости от соединений и модификаций. Это второй по распространенности элемент в коре Земли. Он имеет свойства как окислителя, так и восстановителя. Его ценность заключается в массовом использовании для электронной промышленности и проводниковых элементов.

Общие сведения

Вещество является элементом четырнадцатой группы третьего периода системы химических элементов, атомное число равно 14. Электронное строение, которое влияет на степень окисления кремния, отражается конфигурацией в виде подуровней 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 2 . На внешнем орбитальном уровне находятся 4 электрона. Соответственно, максимальная валентность кремния составляет 4. Проявляет следующие степени окисления:

  • Si+4e=Si^-4 проявляет свойства окислителя;
  • Si+2e=Si^+2 становится восстановителем;
  • Si-4e=Si 4 также имеет восстановительные свойства.

Элемент является типичным неметаллом. Силициум в зависимости от превращения может проявлять свойства как окислителя, так и восстановителя. Для SiO2 степень окисления также зависит от реакции, в которой он участвует.

Модификации и нахождение

Различают аморфный и кристаллический кремний. Первая аллотропная модификация представлена в виде бурого порошка. Структура разупорядоченная, напоминает алмаз. Обладает сильной способностью к реакции. Твердый силициум имеет темно-серый оттенок с металлическим блеском. Структура кубическая, по способности к реагированию проявляет минимальный эффект.

В свободной форме силициум и SiO3 (участие кислорода) не встречается, представлен только в виде соединений. Наиболее устойчив в состоянии оксида кремния или кремнезема. В природе встречается в виде песка и таких минералов, как кварц и горный хрусталь.

Важно отметить, что неметалл входит в состав как камней в виде аметиста и яшмы, так и минералов. Основными группами являются силикаты и алюмосиликаты — это полевые шпаты, глины, слюда и другие компоненты, какие можно встретить в природе.

Способы получения и свойства

Кремний используется для создания различных полупроводниковых элементов (включая солнечные батареи), сплавов, восстановления металлов. Способы получения высоких и низких вариантов кремния:

  • Лабораторный метод заключается в восстановлении кремнезема магнием или алюминием. Формула такого процесса: SiO2+2Mg = Si+2MgO и 3SiO2+4Al = 3Si+2Al2O3.
  • В промышленности используют кокс как материал восстановления: SiO2+2C=Si+2CO. Кремний в таком случае содержит примеси, так как он может взаимодействовать прямым образом с углеродом и определить карбид кремния.
  • Если необходимо получение чистого силициума, то используют восстановление водородом тетрахлорида кремния при 1200 градусах или термическое разложение силана.

    Кремний является темно-серым веществом. Он хрупкий и тугоплавкий, имеет полупроводниковые свойства. При взаимодействии с металлами образуются силициды вида Ca2Si или Mg2Si. Из-за высокой инертности неметалл взаимодействует только с фтором, проявляя свойства восстановителя. С хлором реакция идет только при нагревании от 400 до 600 градусов.

    Создание SiO возможно при нагревании. Когда температура будет равна 2000 °C, образуется карборунд, а если возбудить до 1000 °C, то можно получить нитрид кремния. Непосредственного контакта с водородом не имеется, получение силана возможно только косвенными путями.

    Что касается сложных веществ, то силициум очень устойчив к воздействию кислот, в такой среде он может занимать пространство пленкой оксида. Взаимодействие становится возможным только со смесью двух кислот — плавиковой и азотной. Со щелочами идет активная реакция, в которой проявляются слабокислые свойства. Галогеноводородные кислоты помогают образовать галогениды силициума.

    Это основные химические свойства, которые наблюдаются у силициума. Он проявляет разные степени валентности, в зависимости от степени окисления и соединений.

    Элемент активно используют в полупроводниковых элементах и других областях электроники. Можно добыть как в лабораторных, так и в промышленных условиях с применением высоких температур и катализаторов. Важно внимательно рассмотреть взаимодействие с металлами и кислотами, так как они влияют на степень окисления и валентные электроны.

    Читайте также:
    Дихромат калия - свойства, особенности получения и применения

    Валентность и степень окисления

    Валентность

    Валентность (лат. valere – иметь значение) – мера “соединительной способности” химического элемента, равная числу индивидуальных химических связей, которые может образовать один атом.

    Определяют валентность по числу связей, которые один атом образует с другими. Для примера рассмотрим две молекулы

    Для определения валентности нужно хорошо представлять графические формулы веществ. В этой статье вы увидите множество формул. Сообщаю вам также о химических элементах с постоянной валентностью, знать которые весьма полезно.

    В электронной теории считается, что валентность связи определяется числом неспаренных (валентных) электронов в основном или возбужденном состоянии. Мы касались с вами темы валентных электронов и возбужденного состояния атома. На примере фосфора объединим эти две темы для полного понимания.

    Подавляющее большинство химических элементов обладает непостоянным значением валентности. Переменная валентность характерна для меди, железа, фосфора, хрома, серы.

    Ниже вы увидите элементы с переменной валентностью и их соединения. Заметьте, определить их непостоянную валентность нам помогают другие элементы – с постоянной валентностью.

    Запомните, что у некоторых простых веществ валентность принимает значения: III – у азота, II – кислорода. Подведем итог полученным знаниям, написав графические формулы азота, кислорода, углекислого и угарного газов, карбоната натрия, фосфата лития, сульфата железа (II) и ацетата калия.

    Как вы заметили, валентности обозначаются римскими цифрами: I, II, III и т.д. На представленных формулах валентности веществ равны:

    • N – III
    • O – II
    • H, Na, K, Li – I
    • S – VI
    • C – II (в угарном газе CO), IV (в углекислом газе CO2 и карбонате натрия Na2CO3
    • Fe – II
    Степень окисления

    Степенью окисления (СО) называют условный показатель, который характеризует заряд атома в соединении и его поведение в ОВР (окислительно-восстановительной реакции). В простых веществах СО всегда равна нулю, в сложных – ее определяют исходя из постоянных степеней окисления у некоторых элементов.

    Численно степень окисления равна условному заряду, который можно приписать атому, руководствуясь предположением, что все электроны, образующие связи, перешли к более электроотрицательному элементу.

    Определяя степень окисления, одним элементам мы приписываем условный заряд “+”, а другим “-“. Это связано с электроотрицательностью – способностью атома притягивать к себе электроны. Знак “+” означает недостаток электронов, а “-” – их избыток. Повторюсь, СО – условное понятие.

    Сумма всех степеней окисления в молекуле равна нулю – это важно помнить для самопроверки.

    Зная изменения электроотрицательности в периодах и группах периодической таблицы Д.И. Менделеева, можно сделать вывод о том какой элемент принимает “+”, а какой минус. Помогают в этом вопросе и элементы с постоянной степенью окисления.

    Кто более электроотрицательный, тот сильнее притягивает к себе электроны и “уходит в минус”. Кто отдает свои электроны и испытывает их недостаток – получает знак “+”.

    Самостоятельно определите степени окисления атомов в следующих веществах: RbOH, NaCl, BaO, NaClO3, SO2Cl2, KMnO4, Li2SO3, O2, NaH2PO4. Ниже вы найдете решение этой задачи.

    Сравнивайте значение электроотрицательности по таблице Менделеева, и, конечно, пользуйтесь интуицией :) Однако по мере изучения химии, точное знание степеней окисления должно заменить даже самую развитую интуицию ;-)

    Особо хочу выделить тему ионов. Ион – атом, или группа атомов, которые за счет потери или приобретения одного или нескольких электронов приобрел(и) положительный или отрицательный заряд.

    Определяя СО атомов в ионе, не следует стремиться привести общий заряд иона к “0”, как в молекуле. Ионы даны в таблице растворимости, они имеют разные заряды – к такому заряду и нужно в сумме привести ион. Объясню на примере.

    Читайте также:
    Классификация химических реакций по веществам, тепловому эффекту

    © Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

    Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

    Блиц-опрос по теме Валентность и степень окисления

    Валентность химических элементов. Степень окисления химических элементов

    Валентность является сложным понятием. Этот термин претерпел значительную трансформацию одновременно с развитием теории химической связи. Первоначально валентностью называли способность атома присоединять или замещать определённое число других атомов или атомных групп с образованием химической связи.

    Количественной мерой валентности атома элемента считали число атомов водорода или кислорода (данные элементы считали соответственно одно- и двухвалентными), которые элемент присоединяет, образуя гидрид формулы ЭHx или оксид формулы ЭnOm.

    Так, валентность атома азота в молекуле аммиака NH3 равна трём, а атома серы в молекуле H2S равна двум, поскольку валентность атома водорода равна одному.

    В соединениях Na2O, BaO, Al2O3, SiO2 валентности натрия, бария и кремния соответственно равны 1, 2, 3 и 4.

    Понятие о валентности было введено в химию до того, как стало известно строение атома, а именно в 1853 году английским химиком Франклендом. В настоящее время установлено, что валентность элемента тесно связана с числом внешних электронов атомов, поскольку электроны внутренних оболочек атомов не участвуют в образовании химических связей.

    В электронной теории ковалентной связи считают, что валентность атома определяется числом его неспаренных электронов в основном или возбуждённом состоянии, участвующих в образовании общих электронных пар с электронами других атомов.

    Для некоторых элементов валентность является величиной постоянной. Так, натрий или калий во всех соединениях одновалентны, кальций, магний и цинк — двухвалентны, алюминий — трёхвалентен и т. д. Но большинство химических элементов проявляют переменную валентность, которая зависит от природы элемента — партнёра и условий протекания процесса. Так, железо может образовывать с хлором два соединения — FeCl2 и FeCl3, в которых валентность железа равна соответственно 2 и 3.

    Степень окисления — понятие, характеризующее состояние элемента в химическом соединении и его поведение в окислительно-восстановительных реакциях; численно степень окисления равна формальному заряду, который можно приписать элементу, исходя из предположения, что все электроны каждой его связи перешли к более электроотрицательному атому.

    Электроотрицательность — мера способности атома к приобретению отрицательного заряда при образовании химической связи или способность атома в молекуле притягивать к себе валентные электроны, участвующие в образовании химической связи. Электроотрицательность не является абсолютной величиной и рассчитывается различными методами. Поэтому приводимые в разных учебниках и справочниках значения электроотрицательности могут отличаться.

    В таблице 2 приведена электроотрицательность некоторых химических элементов по шкале Сандерсона, а в таблице 3 — электроотрицательность элементов по шкале Полинга.

    Значение электроотрицательности приведено под символом соответствующего элемента. Чем больше численное значение электроотрицательности атома, тем более электроотрицательным является элемент. Наиболее электроотрицательным является атом фтора, наименее электроотрицательным — атом рубидия. В молекуле, образованной атомами двух разных химических элементов, формальный отрицательный заряд будет у атома, численное значение электроотрицательности у которого будет выше. Так, в молекуле диоксида серы SO2 электроотрицательность атома серы равна 2,5, а значение электроотрицательности атома кислорода больше — 3,5. Следовательно, отрицательный заряд будет на атоме кислорода, а положительный — на атоме серы.

    В молекуле аммиака NH3 значение электроотрицательности атома азота равно 3,0, а водорода — 2,1. Поэтому отрицательный заряд будет у атома азота, а положительный — у атома водорода.

    Читайте также:
    Соединения железа - свойства железа и его соединений, как получить

    Следует чётко знать общие тенденции изменения электроотрицательности. Поскольку атом любого химического элемента стремится приобрести устойчивую конфигурацию внешнего электронного слоя — октетную оболочку инертного газа, то электроотрицательность элементов в периоде увеличивается, а в группе электроотрицательность в общем случае уменьшается с увеличением атомного номера элемента. Поэтому, например, сера более электроотрицательна по сравнению с фосфором и кремнием, а углерод более электроотрицателен по сравнению с кремнием.

    При составлении формул соединений, состоящих из двух неметаллов, более электроотрицательный из них всегда ставят правее: PCl3, NO2. Из этого правила есть некоторые исторически сложившиеся исключения, например NH3, PH3 и т.д.

    Степень окисления обычно обозначают арабской цифрой (со знаком перед цифрой), расположенной над символом элемента, например:

    Для определения степени окисления атомов в химических соединениях руководствуются следующими правилами:

    1. Степень окисления элементов в простых веществах равна нулю.
    2. Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле равна нулю.
    3. Кислород в соединениях проявляет главным образом степень окисления, равную –2 (во фториде кислорода OF2 + 2, в пероксидах металлов типа M2O2 –1).
    4. Водород в соединениях проявляет степень окисления + 1, за исключением гидридов активных металлов, например, щелочных или щёлочноземельных, в которых степень окисления водорода равна – 1.
    5. У одноатомных ионов степень окисления равна заряду иона, например: K + — +1, Ba 2+ — +2, Br – — –1, S 2– — –2 и т. д.
    6. В соединениях с ковалентной полярной связью степень окисления более электроотрицательного атома имеет знак минус, а менее электроотрицательного — знак плюс.
    7. В органических соединениях степень окисления водорода равна +1.

    Проиллюстрируем вышеприведённые правила несколькими примерами.

    Пример 1. Определить степень окисления элементов в оксидах калия K2O, селена SeO3 и железа Fe3O4.

    Оксид калия K2O. Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле равна нулю. Степень окисления кислорода в оксидах равна –2. Обозначим степень окисления калия в его оксиде за n, тогда 2n + (–2) = 0 или 2n = 2, отсюда n = +1, т. е. степень окисления калия равна +1.

    Оксид селена SeO3. Молекула SeO3 электронейтральна. Суммарный отрицательный заряд трёх атомов кислорода составляет –2 × 3 = –6. Следовательно, чтобы уравнять этот отрицательный заряд до ноля, степень окисления селена должна быть равна +6.

    Молекула Fe3O4 электронейтральна. Суммарный отрицательный заряд четырёх атомов кислорода составляет –2 × 4 = –8. Чтобы уравнять этот отрицательный заряд, суммарный положительный заряд на трёх атомах железа должен быть равен +8. Следовательно, на одном атоме железа должен быть заряд 8/3 = +8/3.

    Следует подчеркнуть, что степень окисления элемента в соединении может быть дробным числом. Такие дробные степени окисления не имеют смысла при объяснении связи в химическом соединении, но могут быть использованы для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.

    Пример 2. Определить степень окисления элементов в соединениях NaClO3, K2Cr2O7.

    Молекула NaClO3 электронейтральна. Степень окисления натрия равна +1, степень окисления кислорода равна –2. Обозначим степень окисления хлора за n, тогда +1 + n + 3 × (–2) = 0, или +1 + n – 6 = 0, или n – 5 = 0, отсюда n = +5. Таким образом, степень окисления хлора равна +5.

    Молекула K2Cr2O7 электронейтральна. Степень окисления калия равна +1, степень окисления кислорода равна –2. Обозначим степень окисления хрома за n, тогда 2 × 1 + 2n + 7 × (–2) = 0, или +2 + 2n – 14 = 0, или 2n – 12 = 0, 2n = 12, отсюда n = +6. Таким образом, степень окисления хрома равна +6.

    Пример 3. Определим степени окисления серы в сульфат-ионе SO4 2– . Ион SO4 2– имеет заряд –2. Степень окисления кислорода равна –2. Обозначим степень окисления серы за n, тогда n + 4 × (–2) = –2, или n – 8 = –2, или n = –2 – (–8), отсюда n = +6. Таким образом, степень окисления серы равна +6.

    Следует помнить, что степень окисления иногда не равна валентности данного элемента.

    Например, степени окисления атома азота в молекуле аммиака NH3 или в молекуле гидразина N2H4 равны –3 и –2 соответственно, тогда как валентность азота в этих соединениях равна трём.

    Читайте также:
    Алкины - определение, формула, свойства, получение и применение

    Максимальная положительная степень окисления для элементов главных подгрупп, как правило, равна номеру группы (исключения: кислород, фтор и некоторые другие элементы).

    Максимальная отрицательная степень окисления равна 8 — номер группы.

    Тренировочные задания

    1. В каком соединении степень окисления фосфора равна +5?

    2. В каком соединении степень окисления фосфора равна –3?

    3. В каком соединении степень окисления азота равна +4?

    4. В каком соединении степень окисления азота равна –2?

    5. В каком соединении степень окисления серы равна +2?

    6. В каком соединении степень окисления серы равна +6?

    7. В веществах, формулы которых CrBr2, K2Cr2O7, Na2CrO4, степень окисления хрома соответственно равна

    1) +2, +3, +6
    2) +3, +6, +6
    3) +2, +6, +5
    4) +2, +6, +6

    8. Минимальная отрицательная степень окисления химического элемента, как правило, равна

    1) номеру периода
    2) порядковому номеру химического элемента
    3) числу электронов, недостающих до завершения внешнего электронного слоя
    4) общему числу электронов в элементе

    9. Максимальная положительная степень окисления химических элементов, расположенных в главных подгруппах, как правило, равна

    1) номеру периода
    2) порядковому номеру химического элемента
    3) номеру группы
    4) общему числу электронов в элементе

    10. Фосфор проявляет максимальную положительную степень окисления в соединении

    11. Фосфор проявляет минимальную степень окисления в соединении

    12. Атомы азота в нитрите аммония, находящиеся в составе катиона и аниона, проявляют степени окисления соответственно

    13. Валентность и степень окисления кислорода в перекиси водорода соответственно равны

    1) II, –2
    2) II, –1
    3) I, +4
    4) III, –2

    14. Валентность и степень окисления серы в пирите FeS2 соответственно равны

    1) IV, +5
    2) II, –1
    3) II, +6
    4) III, +4

    15. Валентность и степень окисления атома азота в бромиде аммония соответственно равны

    1) IV, –3
    2) III, +3
    3) IV, –2
    4) III, +4

    16. Атом углерода проявляет отрицательную степень окисления в соединении с

    1) кислородом
    2) натрием
    3) фтором
    4) хлором

    17. Постоянную степень окисления в своих соединениях проявляет

    1) стронций
    2) железо
    3) сера
    4) хлор

    18. Степень окисления +3 в своих соединениях могут проявлять

    1) хлор и фтор
    2) фосфор и хлор
    3) углерод и сера
    4) кислород и водород

    19. Степень окисления +4 в своих соединениях могут проявлять

    1) углерод и водород
    2) углерод и фосфор
    3) углерод и кальций
    4) азот и сера

    20. Степень окисления, равную номеру группы, в своих соединениях проявляет

    1) хлор
    2) железо
    3) кислород
    4) фтор

    Кремний общая характеристика химического элемента

    Кремний – химический элемент таблицы Менделеева. Попробуем разобраться, что же такое кремний – металл или неметалл?

    Какова его природа, общая характеристика и свойства не только в физике, но и в химии? Как реагирует с другими веществами? Какие соединения образуют? Каковы области применения этого элемента?

    1. Общая характеристика
    2. Состав и структура кремния
    3. Физические свойства
    4. Химические свойства
    5. Восстановительные процессы
    6. Окислительные процессы
    7. Получение кремния
    8. В лаборатории
    9. В промышленности
    10. Области применения
    11. Плюсы и минусы кремния
    12. Заключение

    Общая характеристика

    Обозначение этого элемента в таблице Менделеева – Si (silicium – «силициум»). В таблице он стоит в четвертой группе третьего периода. Является неметаллом.

    Первое название этого элемента силиций. В середине 19 века его стали называть «кремнием».

    Основные особенности:

    1. Второй по распространенности элемент таблицы Менделеева.
    2. Аналог углерода – это элемент (а также его генетический ряд) со своими специфическими особенностями.

    Где можно взять кремний? В основном, в природе он находится в земле в виде оксидов и других структур горных пород (кварц, силикат и т. д.).

    Читайте также:
    Азотная кислота - формула, свойства, способы получения

    Состав и структура кремния

    Рассмотрим основные параметры этого элемента в таблице.

    Признак Характеристика
    Атомная масса 28,086 а. е. м.
    Молекулярная (молярная) масса 28,086 г/моль
    Размер атома / заряд ядра 14
    Валентность 2,4
    Степень окисления ±4, -2
    Плотность 2,33 г/см3
    Температура плавления 1688 К
    Химическая связь ковалентная неполярная
    Кристаллическая решетка атомная

    У кремния есть 3 изотопа: Si (28), Si (29), Si (30).

    Электронное строение атома кремния показано на картинке:

    Физические свойства

    Строение атома кремния, из которого состоит большинство материалов, позволяет доказать ученым наличие аллотропии у этого элемента.

    Выделяют 2 модификации:

    • аморфный,
    • кристаллический.

    Первый представляет собой порошок коричневого цвета, который плавится при температуре свыше 1400 градусов Цельсия.

    Второй – кристаллизованный кремний темно-серого оттенка с блестящей поверхностью.

    По сравнению с предыдущим, обладает высокими показателями тепло- и электропроводности.

    Химические свойства

    Поскольку он находится в четвертой группе главной подгруппе таблицы Менделеева, то может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

    Рассмотрим по отдельности каждый вид реакций.

    Восстановительные процессы

    С простыми веществами:

    Si + 2Br2 = SiBr4,

    Со сложными веществами:

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

    Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2.

    Окислительные процессы

    Он проявляет при взаимодействии с гидридами, металлами, солями, сильными концентрированными кислотами.

    Как правило, в качестве побочных продуктов в таких реакциях выступают окиси неметаллов, сульфаты, нитраты и другие соли, содержащие этот элемент.

    Получение кремния

    Различают два способа получения кремния: лабораторный и промышленный. Рассмотрим подробно оба.

    В лаборатории

    Его восстанавливают с помощью магния или алюминия при нагревании.

    В промышленности

    Получение этим способом требует больших усилий:

    1. В печах под действием кокса идет разложение диоксида кремния при температуре свыше 1790 градусов по Цельсию.
    2. Очищают полученный кремний от примесей. Как правило, получают соль, а затем обрабатывают кислотами.
    3. Очистку проводят до тех пор, пока массовая доля в образце не будет ниже 95%.

    Кроме того, в промышленности в последние годы популярным способом очистки стало хлорирование. Оно используется чаще, поскольку этот метод экономически выгоден и дает большую степень очистки.

    В России существует всего два завода по производству технического кремния: Каменск-Уральский и Усолье-Сибирский.

    Области применения

    Кремний имеет широкую область применения:

    1. Он является хорошим сырьем для получения его аллотропных модификаций и различных соединений на его основе.
    2. Это главный компонент при получении различных сплавов. Как правило, в металлургии это главный окислитель и модифицирующий элемент.
    3. Кремний часто используется для получения стекла и цемента.
    4. Он является незаменимым компонентом в производстве батарей.
    5. Кремний чаще всего используется как подручное средство для получения других простых веществ в лаборатории.

    Плюсы и минусы кремния

    Попробуем разобраться, в чем же заключаются преимущества и недостатки этого элемента? Как он вообще влияет на жизнь различных организмов?

    Кремний необходим растениям для питания и роста, некоторым простейшим организмам для правильного протекания процессов жизнедеятельности.

    В организмах высших существ он играет важную роль (является одним из незаменимых микроэлементов), но помимо этого может вредить им (вызывать силикоз – отравление солями этого неметалла).

    Незаменима его роль в промышленности и технике, металлургии. А вот медицинские показатели еще до конца не изучены, поэтому применять его для лечения различных заболеваний можно с осторожностью и только по рекомендациям врача.

    Заключение

    Кремний незаменим в химии и физике. Он играет важнейшую роль в биохимических реакциях организма человека. Правда избыток этого элемента может привести к хроническим болезням.

  • Рейтинг
    ( Пока оценок нет )
    Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
    Добавить комментарий

    ;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: