Углекислый газ и угольная кислота

Муниципальное общеобразовательное учреждение «Химический лицей»

Соболев А. Д.

43

Курс лекций по общей и неорганической химии

3 том

Тула 2011 год

 

 

Соболев А. Д. Курс лекций по общей и неорганической химии для учащихся Химического лицея. Т3. Издание 5-е исправленное и дополненное.

ОГЛАВЛЕНИЕ

Глава 7.10. Четвертая группа периодической системы

§ 7.10.1. Общая характеристика элементов IV группы................... 5

§ 7.10.2. Углерод.................................................................................. 7

§ 7.10.3. Углекислый газ и угольная кислота................................. 13

§ 7.10.4. Кремний............................................................................... 19

§ 7.10.5. Олово................................................................................... 24

§ 7.10.6. Свинец................................................................................. 28

Глава 7.11. Пятая группа периодической системы

§ 7.11.1. Общая характеристика элементов V группы.................. 32

§ 7.11.2. Азот...................................................................................... 34

§ 7.11.3. Азотный ангидрид и азотная кислота.............................. 41

§ 7.11.4. Фосфор................................................................................. 47

§ 7.11.5. Фосфорный ангидрид и фосфорные кислоты................. 51

Глава 7.12. Шестая группа периодической системы

§ 7.12.1. Общая характеристика элементов VI группы................. 56

§ 7.12.2. Сера...................................................................................... 58

§ 7.12.3. Серный ангидрид и серная кислота................................. 65

§ 7.12.4. Хром..................................................................................... 74

Глава 7.13. Седьмая группа периодической системы

§ 7.13.1. Общая характеристика элементов VII группы............... 79

§ 7.13.2. Фтор..................................................................................... 81

§ 7.13.3. Хлор..................................................................................... 83

§ 7.13.4. Кислородные соединения хлора....................................... 89

§ 7.13.5. Бром...................................................................................... 92

§ 7.13.6. Иод....................................................................................... 96

§ 7.13.7. Марганец............................................................................. 98

Глава 7.14. Восьмая группа периодической системы

§ 7.14.1. Общая характеристика элементов VIII группы............ 104

§ 7.14.2. Железо................................................................................ 107

§ 7.14.3. Производство чугуна и стали.......................................... 110

Глава 7.15. Металлы

§ 7.15.1. Общие свойства металлов............................................... 117

Глава 7.10. ЧЕТВЕРТАЯ ГРУППА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ ЭЛЕМЕНТОВ

§ 7.10.1. Общая характеристика элементов IV группы

IV группа состоит из двух подгрупп: подгруппа А или главная подгруппа включает углерод, кремний и подгруппу германия: германий, олово и свинец, и подгруппа Б или побочная подгруппа титана: титан, цирконий и гафний.

На внешнем электронном уровне у элементов главной подгруппы находится четыре электрона (s²р²), поэтому они могут присоединять по четыре электрона и образовывать восьмиэлектронную оболочку или за счет перехода s-электрона на р-орбиталь образовывать четыре неспаренных электрона. По этой причине для углерода и кремния наиболее характерными степенями окисления является +4 или -4. Для германия более характерны и более устойчивы соединения со степенью окисления +4, а для свинца — со степенью окисления +2. Олово занимает промежуточное положение.

У элементов подгруппы титана заполняется d-уровень, поэтому они называются переходными или d-элементами. На внешнем электронном уровне их атомов также находится по четыре электрона (d²s²). Однако атомы титана, циркония и гафния не могут присоединять электроны и поэтому не образуют соединений с отрицательной степенью окисления. Как и в побочной подгруппе V группы (подгруппе ванадия), в подгруппе титана наблюдается увеличение устойчивости соединений с максимальной степенью окисления: титан образует соединения со степенью окисления +3, а для циркония и гафния такие соединения не известны.

Элементы подгруппы германия по свойствам отличаются от первых двух элементов IV группы — углерода и кремния: углерод и кремний — типичные неметаллы, а в подгруппе германия при переходе от германия к свинцу наблюдается нарастание металлических свойств.

Германий был открыт немецким химиком К. Винклером в 1886 г. Содержание его в земной коре составляет 1,4∙10^-3%. Длительное время он не находил практического применения, сейчас он является одним из основных полупроводников. Электропроводность германия сильно зависит от температуры и чистоты вещества. В качестве полупроводника может быть использован только германий в котором сумма примесей не превышает 10^-6%.

Олово и свинец широко применяются в промышленности.

Титан был открыт У. Грегором в 1791 г. Содержание его в земной коре составляет 0,45%. Титан используют в основном для получения сталей. Его добавка увеличивает прочность и ковкость стали, а также прочность медных сплавов. Титан завоевывает все большее признание как заменитель сталей. Раньше титан считали хрупким металлом, но хрупкость ему придают примеси оксида и нитрида титана, образующиеся при его переплавке на воздухе. Титан, переплавленный в вакууме, очень пластичен и по прочности не уступает некоторым сортам стали. Легкий (почти в 1,5 раза легче стали) и стойкий к действию кислорода воздуха (благодаря защитной оксидной пленке) титан может конкурировать со сталью в таких отраслях промышленности, как самолето-, судо- и моторостроение. Титан применяется также в оптике; стекло, покрытое тонким слоем металла, отличается большим коэффициентом светопреломления. Диоксид титана находит применение в производстве минеральных красок (титановые белила), а также глазурей в фарфоровой и фаянсовой промышленности. Соли титана(III) применяются в лабораторной практике в качестве восстановителей.

Металлический цирконий впервые был получен Й. Я. Берцелиусом в 1824 г. (диоксид циркония открыл М. Г. Клапрот в 1789 г.). Содержание его в земной коре составляет 0,017%. Применяется в металлургии добавка циркония увеличивает твердость и пластичность стали, делает более устойчивым к действию морской воды алюминий. Металлический цирконий применяется также в качестве конструкционного материала в ядерной технике. Диоксид циркония отличается очень высокой температурой плавления и устойчивостью к агрессивным средам при высоких температурах. Поэтому он применяется для изготовления огнеупоров. Карбид циркония очень тверд и используется для резания стекла и изготовлении шлифовальных порошков.

Гафний был открыт Д. Хевеши и Д. Костером в 1922 г. Содержание его в земной коре составляет 10^-4%. Гафний является постоянным спутником циркония и отделить его от последнего весьма трудно. Гафний применяют в рентгеноспектрографии для изготовления телескопов.

§ 7.10.2. Углерод

Углерод относится к числу элементов, известных человечеству с давних времен.

Нахождение в природе. Углерод находится в природе как в свободном состоянии, так и в соединениях. Содержание его в земной коре 0,02%. В свободном кристаллическом состоянии углерод встречается в виде двух аллотропных видоизменений: алмаза и графита. Алмаз встречается очень редко в виде отдельных кристаллов. Графит образует мощные залежи.

Термическим разложением органических соединений можно получить различные формы черного углерода. Раньше его считали особой аморфной модификацией, но теперь доказано, что он имеет кристаллическую решетку такого же типа, как графит. Искусственно получены — карбин, молекулы которого имеют линейное строение и фуллерены, объемные структуры напоминающие мячи.

В связанном состоянии углерод встречается в карбонатах, основными минералами которых являются кальцит   СаСО_3, входящий в состав известняка, мела и мрамора, магнезит МgСО₃, доломит СаСО₃∙МgСО_3, железный шпат или сидерит FеСО₃ и малахит СuСО₃∙Cu(ОН)₂. Кроме того, углерод — основная составная часть каменных и других углей, нефти, горючих природных газов и всех живых организмов.

Физические свойства. Аллотропические видоизменения углерода резко отличаются друг от друга.

Алмаз — прозрачное вещество, самое твердое из всех природных веществ. Он служит эталоном твердости, которая оценивается по десятибалльной системе числом 10, такая твердость алмаза обусловлена особой структурой его кристаллической решетки. Алмаз плохо проводит тепло и не проводит электричество. При нагревании без доступа воздуха он превращается в графит. В настоящее время найдены условия получения алмазов искусственным способом из графита (нагревание графита при 3000 °С и давлении 70-100 тыс. атм.). Синтетические алмазы широко применяются в технике.

Графит — темно-серое вещество с металлическим блеском. Он имеет слоистую структуру и поэтому сравнительно мягок (оставляет след на бумаге). Графит хорошо проводит электричество (но хуже, чем металлы), очень тугоплавок.

Черный (аморфный) углерод представляет собой пористое вещество черного цвета. Характерные представители этой модификации углерода — сажа, кокс, древесный уголь. Они не встречаются в чистом виде, а обычно содержат различные примеси.

Химические свойства. Наиболее реакционноспособным является черный углерод, за ним идут графит и алмаз. При обычной температуре углерод довольно инертен, но при нагревании реагирует со многими веществами: кислородом, серой, оксидами металлов и неметаллами. При взаимодействии кислорода с углеродом в зависимости от количества кислорода образуется монооксид или диоксид углерода и выделяется большое количество теплоты:

2 С + O₂ 2 СО,

С + O₂ = СО₂.

Углерод — сильный восстановитель, отнимая кислород у многих оксидов, он восстанавливает вещества до свободного состояния:

ZnO + C = Zn + CO,

SiO₂ + 2 С = Si + 2 СО.

Углерод взаимодействует с металлами с образованием карбидов:

4 Al + 3 С = Аl₄С₃ (карбид алюминия),

Ca + 2 С = СаС₂ (карбид кальция).

При взаимодействии карбидов с водой или кислотой выделяется либо метан, либо ацетилен:

Аl₄C₃ + 12 HCl = 4 АlСl₃ + 3 СН₄­,

СаС₂ + 2 Н₂О = Ca(ОН)₂ + С₂Н₂­.

Ряд карбидов имеет состав, который не подчиняется общепринятым представлениям о валентности, например Fе₃С. Карбиды металлов образуются также при реакции углерода с оксидами металлов:

CaO + 3 С = СаС₂ + СО.

При взаимодействии избытка углерода с диоксидом кремния (песком или кварцем) кроме кремния образуется карбид кремния (карборунд), который отличается очень большой твердостью:

SiO₂ + 3 С = SiС + 2 СО.

С галогенами углерод непосредственно не взаимодействует. Соединения углерода с галогенами получают из других его соединений, например углеводородов.

Получение. Раньше графит получали только из его природных залежей. В настоящее время его получают из кокса. Через массу кокса, смешанного со смолой и песком, пропускают переменный ток большой силы. В такой электрической дуге через 24-36 ч кокс превращается в графит. Полученный графит по качеству и чистоте превосходит природный.

Сажу получают термическим разложением углеводородов:

С₃Н₈ = 3 С + 4 Н₂.

Применение. Алмазы применяются при изготовлении наконечников буров, резании стекла, протягивании тонкой проволоки, для получения специальных шлифовальных порошков, а также в ювелирном деле. Хорошо отшлифованные прозрачные кристаллы — бриллианты — являются драгоценными камнями.

Графит широко применяется в электротехнике для изготовления электродов, которые во многих электроустановках заменяют платиновые. Графит идет также на изготовление тиглей для переплавки металлов, специальных термостойких смазок, карандашей.

Сажу используют при вулканизации каучука, а также для изготовления красок, туши и сапожного крема. Каменный уголь, кокс применяются как восстановители в металлургических процессах. Древесный уголь используют как поглотитель (адсорбент).

Адсорбция. Некоторые вещества способны поглощать молекулы других веществ из газов, паров и растворов и удерживать их на своей поверхности. Поглощение газов, паров и растворенных веществ поверхностью других веществ называется адсорбцией. Вещества, которые поглощают, называются адсорбентами. Процесс адсорбции протекает тем интенсивнее, чем больше поверхность адсорбента. Для увеличения поверхности адсорбент измельчают или делают пористым.

Одним из лучших адсорбентов является древесный уголь. Он хорошо адсорбирует различные газы, пары и растворенные вещества. Если водный раствор красителя прокипятить с древесным углем и профильтровать, то фильтрат окажется бесцветным (весь краситель поглотится углем). Высокая адсорбционная способность древесного угля обусловлена его большой пористостью, а следовательно, и большой поверхностью. Улучшить адсорбционные качества угля можно обработкой его перегретым паром, который удаляет из пор все загрязняющие вещества, увеличивая общую поверхность угля. Такой уголь называется активированным. Его применяют для очистки спирта от сивушных масел, сахарного сиропа — от окрашенных веществ, для улавливания бензина из природных газов, а также для очистки воздуха от отравляющих веществ (последнее было использовано в фильтрующем противогазе, предложенном Н. Д. Зелинским в период первой мировой войны 1914-1918 гг.). Активированный уголь в виде таблеток применяют при отравлениях и желудочных заболеваниях для удаления вредных веществ из организма. Его применяют также как катализатор.

Хорошими адсорбентами являются также силикагель и алюмогель (частично обезвоженные кремниевая кислота и гидроксид алюминия) и различные синтетические смолы.

Монооксид углерода СО. При неполном сгорании углерода или продуктов, содержащих углерод, образуется монооксид углерода, или угарный газ, СО. Монооксид углерода — ядовитый газ без цвета и запаха. При температуре -192 °С, он сжижается, а при -205 °С затвердевает. Растворимость монооксида углерода в воде низкая. Отравляющее действие его состоит в том, что он необратимо взаимодействует с гемоглобином крови, который после этого теряет способность переносить кислород от легких к тканям.

По химическим свойствам монооксид углерода — восстановитель. Он хорошо горит, выделяя большое количество теплоты:

2 СО + O₂ = 2 СО₂.

Монооксид углерода может отнимать кислород от оксидов металлов, что используется в металлургических процессах:

FeO + СО = Fe + СО₂.

В присутствии активированного угля, играющего роль катализатора монооксид углерода присоединяет хлор, образуя фосген, который применялся как боевое отравляющее вещество:

СО + Сl₂ = СОСl₂.

При высокой температуре (400 °С) и давлении 300 атм. монооксид углерода реагирует с водородом, образуя метиловый спирт:

СО + 2 Н₂  СH₃ОН.

При повышенной температуре монооксид углерода взаимодействует со щелочами, образуя соли муравьиной кислоты (формиаты):

СО + NaOH = HCOONa.

При взаимодействии монооксида углерода с аммиаком образуется очень ядовитое вещество — синильная кислота:

СО + NН₃ = НСN + Н₂О.

В лабораторных условиях монооксид углерода можно получить действием концентрированной серной кислоты на муравьиную или щавелевую кислоту при нагревании:

НСООН Н₂О + СО,

Н₂С₂О₄ Н₂О + СО₂ + СО.

Серная кислота здесь играет роль водоотнимающего агента.

В промышленности монооксид углерода получают газификацией твердого топлива. Монооксид углерода чаще всего образуется при пропускании диоксида углерода (углекислого газа) над раскаленным углем:

СО₂ + С = 2 СО + 171,5 кДж.

Монооксид углерода находит широкое применение. Он входит в состав искусственного газообразного топлива, а также используется в органическом синтезе.

Углекислый газ и угольная кислота

Углекислый газ, или диоксид углерода, СО₂ — бесцветное газообразное вещество. Он в 1,5 раза тяжелее воздуха, поэтому его можно переливать из сосуда в сосуд.

Под давлением 69 атм. при комнатной температуре углекислый газ сжижается. Если жидкий диоксид углерода быстро вылить из баллона, значительная часть его испаряется, так как на испарение расходуется большое количество теплоты, жидкая углекислота охлаждается и часть ее затвердевает, превращаясь в снегообразное вещество — сухой лед.

Углекислый газ не поддерживает горения и дыхания. Зажженная лучинка гаснет в нем, а человек и животные при большой концентрации СО₂ задыхаются (при 3%-ной концентрации его в воздухе у человека наблюдается учащенное дыхание, при 10%-ной наступает потеря сознания и смерть, а 20%-ная концентрация вызывает мгновенный паралич). В атмосфере СО₂ могут гореть некоторые вещества, образующие с кислородом связь, более прочную чем углерод (например, магний):

2 Mg + СО₂ = 2 MgO + С.

Углекислый газ является ангидридом угольной кислоты и обладает всеми свойствами кислотного оксида.

В лабораторных условиях углекислый газ получают, действуя соляной кислотой на СаСО₃:

СаСО₃ + 2 HCl = СаСl₂ + СО₂­ + Н₂О.

Эту реакцию проводят в аппарате Киппа. Серная кислота для этой цели непригодна. Промышленный способ получения углекислого газа — термическое разложение известняка, или мела, реже — магнезита или доломита:

СаСО₃ = CaO + СО₂.

Большое количество углекислого газа получают при сжигании угля, торфа, древесины, нефтепродуктов и др.

Углекислый газ широко применяется в промышленности для получения соды, синтеза органических кислот, изготовления безалкогольных напитков. Сухой лед используется в качестве холодильного агента. Углекислотная атмосфера предохраняет от гниения пищевые продукты.

Огромное значение имеет СО₂ для растений. Они поглощают углекислый газ, он под действием природных катализаторов — ферментов — и солнечного света реагирует с водой, образуя формальдегид, а затем полисахарид (происходит фотосинтез):

СО₂ + Н₂О = СН₂О + O₂,

6n СН₂О (С₆Н₁₀О₅)_n + n H₂О.

При растворении углекислого газа в воде образуется угольная кислота:

СО₂ + Н₂О  Н₂СО₃.

Она является очень слабой и малоустойчивой и может существовать только в разбавленных растворах. При нагревании угольная кислота частично, а при кипячении полностью разлагается. Она двухосновна и при взаимодействии со щелочами образует кислые и средние соли (из-за неустойчивости угольной кислоты реакции грамотней писать с CO₂), которые называются соответственно гидрокарбонатами и карбонатами:

СО₂ + КОН = КНСО₃,

СО₂ + 2 КОН = К₂СО₃ + H₂О.

Угольную кислоту можно получить растворением углекислого газа в воде или действием на ее соли более сильной кислоты:

СаСО₃ + 2 HCl = СаСl₂ + Н₂O + СО₂­.

Из средних солей угольной кислоты в воде растворяются только соли щелочных металлов и аммония, а кислые соли многих металлов довольно хорошо растворимы. Если через водную суспензию, содержащую карбонат кальция или магния, пропускать углекислый газ, то осадок растворится — образуется кислая соль:

СаСО₃ + СО₂ + Н₂О  Ca(НСО₃)₂.

Если же раствор, содержащий гидрокарбонат кальция, прокипятить, то выпадет осадок карбоната кальция, т. е. реакция пойдет в обратном направлении.

Большое промышленное значение имеет карбонат натрия или сода. Она применяется в стекольной, целлюлозно-бумажной, нефтяной, мыловаренной, текстильной и других отраслях промышленности, служит исходным веществом для получения едкого натра NaOH. Кислая соль — гидрокарбонат натрия, питьевая сода или натрий двууглекислый (NаНСО₃) — применяется в пищевой промышленности и медицине.

Промышленный (аммиачный) способ получения соды заключается в том, что концентрированный раствор хлорида натрия насыщают вначале аммиаком, а затем углекислым газом:

NaCl + NН₃ + СО₂ + Н₂О = NаНСО₃ + NН₄Сl.

Гидрокарбонат натрия малорастворим в воде и выпадает в осадок. Его отфильтровывают и прокаливают. При нагревании гидрокарбоната натрия образуется карбонат натрия, или кальцинированная сода, а сам процесс называется кальцинацией:

2 NаНСО₃ = Nа₂СО₃ + СО₂ + Н₂О.

Одновременно при нагревании разлагаются примеси — гидрокарбонат и хлорид аммония:

NН₄НСО₃ = NН₃ + СО₂ + Н₂О,

NН₄Сl = NН₃ + HCl.

Для получения чистой питьевой соды NаНСО₃ очищенный раствор карбоната натрия насыщают углекислым газом:

Nа₂СО₃ + СО₂ + Н₂О = 2 NaНСО₃.

Природные карбонаты кальция, магния и других металлов используются для получения углекислого газа и оксидов металлов. Карбонаты кальция и магния применяют в больших количествах в силикатной промышленности (производство стекла, цемента, извести, кирпича и других огнеупорных и строительных материалов) и металлургии (флюсы для получения шлаков нужного состава).

Твердое, жидкое и газообразное топливо. Вещества, выделяющие при сгорании большое количество теплоты, используются в качестве топлива. Топливо бывает твердым, жидким и газообразным. Различают также естественное и искусственное топливо. Естественное топливо используется в том виде, в каком его находят в природе (дрова, торф, каменный и бурый угли, сланцы, нефть, природные газы).

Искусственное топливо получают из естественного путем переработки (древесный уголь, кокс, нефтепродукты — бензин, керосин, мазут, получаемые из твердого топлива газы — генераторный, водяной и др.).

В настоящее время применяются такие виды топлива: твердое — антрацит, каменный и бурый угли, древесный уголь, торф и горючие сланцы, жидкое — нефть и нефтепродукты, газообразное — природный, генераторный, водяной, смешанный, коксовый и доменный газы. Главной составной частью перечисленных видов топлива является углерод. Кроме углерода в них могут содержаться горючие и негорючие (балластные) вещества. Некоторые виды топлива содержат также очень ценные вещества, которые могут использоваться как сырье для химической промышленности. Например, при сухой перегонке каменного угля образуются кокс и каменноугольная смола — очень сложная смесь веществ (из нее удалось выделить более 200 различных соединений). Поэтому уголь используется не только как ценнейшее топливо — источник энергии, но и как важнейший источник сырья для промышленных и химических предприятий. Широкое применение в химической промышленности находят также нефть и газ.

При сжигании твердого топлива требуется избыток кислорода. В противном случае происходит неполное сгорание топлива. Значительные количества теплоты расходуются на нагрев избытка воздуха, а это снижает тепловой эффект реакции горения. Сжигая жидкое топливо, его обычно разбрызгивают при помощи форсунки. Хорошо смешанное с воздухом жидкое топливо полностью сгорает, потери теплоты при этом невелики, а температура пламени выше, чем при сжигании твердого топлива.

Горение газов протекает наиболее энергично, легко регулируется и позволяет получить максимальную температуру пламени. Поэтому экономически выгодно превращать твердое топливо в газообразное.

Этот процесс называется газификацией. Особенно целесообразно газифицировать низкосортное твердое топливо: торф, сланцы и др. Процесс газификации твердого топлива проводят в специальных печах — газогенераторах. Печь загружают твердым топливом и продувают через нее воздух. Реакция: С + О₂ = СО₂ протекает с выделением большого количества теплоты, твердое топливо раскаляется. Образовавшийся углекислый газ реагирует с раскаленным углем, образуя монооксид углерода: СО₂ + С = 2 СО. Монооксид углерода является основной горючей составной частью образовавшегося газа, который называют генераторным. Кроме монооксида углерода, в состав генераторного газа входят азот и небольшое количество углекислого газа. Чтобы избежать сильного перегрева газогенераторов, в воздух вводят небольшое количество водяного пара, при продувании которого через разогретый газогенератор образуется газ, состоящий из водорода и монооксида углерода:

С + Н₂О = СО + Н₂.

Такой газ называется воздушно-водяным. Если через газогенератор продувают вместе с водяным паром кислород, то получают кислородно-водяной газ, а если только водяной пар, то получают водяной газ. Так как эта реакция эндотермическая, то реактор затухает и для разогрева его быстро продувают воздухом, но газы в это время выбрасывают в атмосферу как дымовые. Примерный состав воздушно-водяного газа: СО — 28%, Н₂ — 9%, СО₂ — 4%, N₂ — 59%. Теплотворная способность такого газа равна 4680 кДж/м³ .

§ 7.10.4. Кремний

Кремний впервые был получен французскими учеными Ж. Гей-Люссаком и Л Тенаром в 1811 г., хотя его природные соединения известны очень давно.

Нахождение в природе. По распространенности кремний занимает второе место после кислорода. Его масса составляет 29,5% массы земной коры. В свободном состоянии кремний в природе не встречается. Основными природными соединениями его являются диоксид кремния SiО₂, и соли кремниевых кислот, входящих в состав важнейших силикатных и алюмосиликатных минералов, таких, как каолин Аl₂O₃∙2SiO₂∙2Н₂О, гранит, слюда, и различные силикатные и алюмосиликатные минералы: ортоклаз К₂О∙Аl₂O₃∙6SiO₂, альбит Nа₂О∙Аl₂O₃∙6SiO₂, анортит CaO∙Аl₂O₃∙2SiO₂, серпентин 3МgО∙2SiO₂∙2Н₂О, тальк 3 MgO∙4SiO₂∙Н₂О и др.

Физические свойства. Кремний — твердое вещество с характерным блеском. Он существует в кристаллическом и аморфном состоянии. Кристаллический кремний при 1420 °С плавится, а при 2620 °С кипит. Кристаллический кремний обладает электропроводностью, которая при комнатной температуре в 1000 раз меньше электропроводности ртути. С повышением температуры электропроводность кремния увеличивается.

Химические свойства. На внешнем электронном уровне атома кремния находится четыре электрона. Поэтому он может отдавать или присоединять четыре электрона, переходя в состояние со степенью окисления +4 или -4. Более характерны для кремния соединения в которых он имеет степень окисления +4.

Аморфный кремний более реакционноспособен, чем кристаллический. При комнатной температуре кремний довольно инертен, но при нагревании легко взаимодействует с кислородом, хлором и бромом:

Si + O₂ = SiО₂ (диоксид кремния),

Si + 2 Сl₂ = SiСl₄ (тетрахлорид кремния),

Si + 2 Вr_­2 = SiВr₄ (тетрабромид кремния).

Соединения кремния с галогенами легко подвергаются гидролизу с образованием диоксида кремния или кремниевой и галогеноводородной кислот:

SiCl₄ + 2 Н₂О = SiО₂ + 4 HCl.

Поэтому галогениды кремния называют галогенагидридами кремневой кислоты. На воздухе они дымят, поэтому их хранят в запаянных ампулах.

Кремний взаимодействует также с серой, углеродом и металлами. При взаимодействии с металлами кремний образует силициды:

2 Ca + Si = Са₂Si (силицид кальция).

Силициды металлов под действием кислот легко разлагаются, выделяя соединение кремния с водородом — силан:

Са₂Si + 4 HCl = 2 СаСl₂ + SiН₄.

Силан — газообразное вещество, на воздухе самовоспламеняется:

SiН₄ + 2 O₂ = SiО₂ + 2 Н₂О.

Кислоты, не являющиеся окислителями, не действуют на кремний. В щелочах же он растворяется довольно энергично:

Si + 2 КОН + Н₂О = К₂SiO₃ + 2 Н₂.

Так как образовавшаяся соль легко подвергается гидролизу с образованием кремниевой кислоты и щелочи, для прохождения такой реакции достаточно очень небольшого количества щелочи, растворенной в воде.

Получение. Кремний получают восстановлением его диоксида такими сильными восстановителями, как алюминий, магний и углерод:

3 SiО₂ + 4 Al = 2 Аl₂О₃ + 3 Si, SiО₂ + 2 Mg = 2 MgO + Si,

SiО₂ + 2 С = Si + 2 СО.

Обрабатывая реакционную смесь плавиковой кислотой НF, удаляют избыток диоксида кремния. Полученный аморфный порошок перекристаллизовывают из расплавленного цинка.

В последних двух реакциях образуются также силицид магния и карбид кремния (карборунд) SiС соответственно. При восстановлении углем смеси песка с железной рудой образуется сплав кремния и железа (ферросилиций).

Применение. Чистый кремний применяют как полупроводник в электронике. Из него изготовляют солнечные батареи, которые превращают солнечную энергию в электрическую и служат для питания радио- и телеаппаратуры космических кораблей. Ферросилиций применяют в металлургии для получения кислотоупорных сталей: сталь, содержащая 15% кремния, разлагается только соляной кислотой, на высококремнистую (50% Si) сталь не действует ни одна кислота.