Содержание

Введение

Глава 1. Кремний и углерод - химические элементы

1.1 Общие сведения об углероде и кремнии

1.2 Получение, химические свойства и применение простых веществ

Глава 2. Химические соединения углерода

2.1 Кислородные производные углерода

2.1.1 Степень окисления +2

2.1.2 Степень окисления +4

2.2 Азотсодержащие производные углерода

2.3 Карбиды металлов

2.3.1 Карбиды, растворимые в воде и разбавленных кислотах

2.3.2 Карбиды, нерастворимые в воде и в разбавленных кислотах

Глава 3. Соединения кремния

3.1 Кислородные соединения кремния

Выводы

Список литературы

Введение

Химия - одна из отраслей естествознания, предметом изучения которой являются химические элементы (атомы), образуемые ими простые и сложные вещества (молекулы), их превращения и законы, которым подчиняются эти превращения.

По определению Д.И. Менделеева (1871), "химию в современном ее состоянии можно... назвать учением об элементах".

Происхождение слова "химия" выяснено не окончательно. Многие исследователи полагают, что оно происходит от старинного наименования Египта - Хемиа (греческое Chemia, встречается у Плутарха), которое производится от "хем" или "хаmе" - черный и означает "наука черной земли" (Египта), "египетская наука" [1, 279-280].

Современная химия тесно связана, как с другими естественными науками, так и со всеми отраслями народного хозяйства.

Качественная особенность химической формы движения материи, и ее переходов в другие формы движения обуславливает разносторонность химической науки и ее связи с областями знания, изучающими и более низшие, и более высшие формы движения. Познание химической формы движения материи обогащает общее учение о развитии природы, эволюции вещества во Вселенной, содействует становлению целостной материалистической картины мира. Соприкосновение химии с другими науками порождает специфические области взаимного их проникновения. Так, области перехода между химией и физикой представлены физической химией и химической физикой. Между химией и биологией, химией и геологией возникли особые пограничные области - геохимия, биохимия, биогеохимия, молекулярная биология. Важнейшие законы химии формулируются на математическом языке, и теоретическая химия не может развиваться без математики. Химия оказывала и оказывает влияние на развитие философии, и сама испытывала и испытывает её влияние.

Исторически сложились два основных раздела химии: неорганическая химия, изучающая в первую очередь химические элементы и образуемые ими простые и сложные вещества (кроме соединений углерода), и органическая химия, предметом изучения которой являются соединения углерода с др. элементами (органические вещества).

До конца 18 века термины "неорганическая химия" и "органическая химия" указывали лишь на то, из какого "царства" природы (минерального, растительного или животного) получались те или иные соединения. Начиная с 19 в. эти термины стали указывать на присутствие или отсутствие углерода в данном веществе. Затем они приобрели новое, более широкое значение. Неорганическая химия соприкасается прежде всего с геохимией и далее с минералогией и геологией, т.е. с науками о неорганической природе. Органическая химия представляет отрасль химии, которая изучает разнообразные соединения углерода вплоть до сложнейших биополимерных веществ. Через органическую и биоорганическую химию химия граничит с биохимией и далее с биологией, т.е. с совокупностью наук о живой природе. На стыке между неорганической и органической химией находится область элементоорганических соединений.

В химии постепенно сформировались представления о структурных уровнях организации вещества. Усложнение вещества, начиная от низшего, атомарного, проходит ступени молекулярных, макромолекулярных, или высокомолекулярных, соединений (полимер), затем межмолекулярных (комплекс, клатрат, катенан), наконец, многообразных макроструктур (кристалл, мицелла) вплоть до неопределённых нестехиометрических образований. Постепенно сложились и обособились соответствующие дисциплины: химия комплексных соединений, полимеров, кристаллохимия, учения о дисперсных системах и поверхностных явлениях, сплавах и др.

Изучение химических объектов и явлений физическими методами, установление закономерностей химических превращений, исходя из общих принципов физики, лежит в основе физической химии. К этой области химии относится ряд в значительной мере самостоятельных дисциплин: термодинамика химическая, кинетика химическая, электрохимия, коллоидная химия, квантовая химия и учение о строении и свойствах молекул, ионов, радикалов, радиационная химия, фотохимия, учения о катализе, химических равновесиях, растворах и др. Самостоятельный характер приобрела аналитическая химия, методы которой широко применяются во всех областях химии и химической промышленности. В областях практического приложения химии возникли такие науки и научные дисциплины, как химическая технология с множеством её отраслей, металлургия, агрохимия, медицинская химия, судебная химия и др.

Как уже было сказано выше, химия рассматривает химические элементы и образуемые ими вещества, а также законы, которым подчиняются эти превращения. Один из этих аспектов (а именно, химические соединения на основе кремния и углерода) и будет рассмотрен мной в данной работе.

Глава 1. Кремний и углерод - химические элементы

1.1 Общие сведения об углероде и кремнии

Углерод (С) и кремний (Si) входят в группу IVA.

Углерод не принадлежит к числу очень распространенных элементов. Несмотря на это, значение его огромно. Углерод-основа жизни на земле. Он входит в состав весьма распространенных в природе карбонатов (Са, Zn, Mg, Fe и др.), в атмосфере существует в виде СО₂, встречается в виде природных углей (аморфного графита), нефти и природного газа, а также простых веществ (алмаза, графита).

Кремний по распространенности в земной коре занимает второе место (после кислорода). Если углерод - основа жизни, то кремний-основа земной коры. Он встречается в громадном многообразии силикатов (рис 4) и алюмосиликатов, песка.

Аморфный кремний - порошок бурого цвета. Последний легко получить в кристаллическом состоянии в виде серых твердых, но довольно хрупких крис таллов. Кристаллический кремний - полупроводник. [4,453-454]

Таблица 1. Общие химические данные об углероде и кремнии.

	С	Sі
Электронная конфигурация	2s22p2	3s23р2
Ковалентный радиус, нм	0,077	0,118
Ионный радиус, нм	0,016	0,040
	(+4)	(+4)
Энергия ионизации, эВ	11,26	8,15
Сродство к электрону, эВ	1,27	1,36
Тпл, К	4023	1693
Ткип, К	4473	3573
Плотность, г/см3	2,26	2,33
Твердость по шкале Мооса	10	7
Электроотрицательность	2,50	1,74
Степень окисления	- 2, 2, 4	- 4, 2, 4
Содержание в земной коре, масс %	9.10-2	16,7

Устойчивая при обычной температуре модификация углерода - графит - представляет собой непрозрачную, серую жирную массу. Алмаз - самое твердое вещество на земле - бесцветен и прозрачен. Кристаллические структуры графита и алмаза приведены на рис.1.

Рисунок 1. Структура алмаза (а); структура графита (б)

Углерод и кремний имеют свои определенные производные.

Таблица 2. Наиболее характерные производные углерода и кремния

Гидриды

Оксиды

Сульфиды

Хлориды

Комплексные соединения

СН4	СО, СО2	cs, cs.,	CCl4
SiH,	SiOa, (SiО	SiS, SiS2	SiCl4	H2 [SiF6], K2 [SiF6],
	в парах)			MІ 4Si (Мо3О10),]

1.2 Получение, химические свойства и применение простых веществ

Кремний получают восстановлением оксидов углеродом; для получения в особо чистом состояний после восстановления вещество переводят в тетрахлорид и снова восстанавливают (водородом). Затем сплавляют в слитки и подвергают очистке методом зонной плавки. Слиток металла нагревают с одного конца так, чтобы в нем образовалась зона расплавленного металла. При перемещении зоны к другому концу слитка примесь, растворяясь в расплавленном металле лучше, чем в твердом, выводится, и тем самым металл очищается.

Углерод инертен, но при очень высокой, температуре (в аморфном состоянии) взаимодействует с большинством металлов с образованием твердых растворов или карбидов (СаС₂, Fе₃С и т.д.), а также со многими металлоидами, например:

2С+ Са = СaC_2,С + 3Fe = Fe₃C,

Кремний более реакционно способен. С фтором он реагирует уже при обычной температуре: Si+2F₂=SiF₄

У кремния очень большое сродство также и к кислороду:

Реакция с хлором и серой протекает около 500 К. При очень высокой температуре кремний взаимодействует с азотом и углеродом:

С водородом кремний непосредственно не взаимодействует. Кремний растворяется в щелочах:

Si+2NaOH+H₂0=Na₂Si0₃+2H₂.

Кислоты, кроме плавиковой, на него не действуют. С HF идет реакция

Si+6HF=H₂ [SiF₆] +2H₂.

Углерод в составе различных углей, нефти, природных (в основном СН4), а также искусственно полученных газов - важнейшая топливная база нашей планеты [4,17]

Графит широко используется для изготовления тиглей. Стержни из графита применяются как электроды. Много графита идет на производство карандашей. Углерод и кремний применяются для производства различных сортов чугуна. В металлургии углерод используется как восстановитель, а кремний из-за большого сродства к кислороду-как раскислитель. Кристаллический кремний в особо чистом состоянии (не более 10^-9 ат.% примеси) используется как полупроводник в различных устройствах и приборах, в том числе в качестве транзисторов и термисторов (приборов для очень тонких измерений температур), а также в фотоэлементах, работа которых основана на способности полупроводника при освещении проводить ток.

Глава 2. Химические соединения углерода

Для углерода характерны прочные ковалентные связи между собственными атомами (С-С) и с атомом водорода (С-Н), что нашло отражение в обилии органических соединений (несколько сот миллионов). Кроме прочных связей С-Н, С-С в различных классах органических и неорганических соединений, широко представлены связи углерода с азотом, серой, кислородом, галогенами, металлами (см. табл.5). Столь высокие возможности образования связей обусловлены малыми размерами атома углерода, позволяющими его валентным орбиталям 2s², 2p² максимально перекрываться. Важнейшие неорганические соединения описаны в таблице 3.

Среди неорганических соединений углерода уникальными по составу и строению являются азотсодержащие производные.

В неорганической химии широко представлены производные уксусной СНзСООН и щавелевой H₂C₂О₄ кислот - ацетаты (типа М'СНзСОО) и оксалаты (типа M^I₂C₂О₄).

Таблица 3. Важнейшие неорганические соединения углерода.

2.1 Кислородные производные углерода

2.1.1 Степень окисления +2

Оксид углерода СО (угарный газ): по строению молекулярных орбиталей (табл.4).

СО аналогичен молекуле N₂. Подобно азоту СО обладает высокой энергией диссоциации (1069 кДж/ моль), имеет низкую Т_пл (69 К) и Т_кип (81,5 К), плохо растворим в воде, инертен в химическом отношении. В реакции СО вступает лишь при высоких температурах, в том числе:

СО+Сl₂=СОСl₂ (фосген),

СО+Вг₂=СОВг_2,Сг+6СО=Сг (СО) ₆-карбонил хрома,

Ni+4CO=Ni (CO) ₄ - карбонил никеля

СО+Н₂0_пар=НСООН (муравьиная кислота).

Вместе с тем молекула СО имеет большое сродство к кислороду:

СО +1/202 =С0₂+282 кДж/моль.

Из-за большого сродства к кислороду оксид углерода (II) используется как восстановитель оксидов многих тяжелых металлов (Fe, Co, Pb и др.). В лаборатории оксид СО получают обезвоживанием муравьиной кислоты

В технике оксид углерода (II) получают восстановлением С0₂ углем (С+С0₂=2СО) или окислением метана (2СН₄+ЗО₂= =4Н₂0+2СО).

Среди производных СО представляют большой теоретический и определенный практический интерес карбонилы металлов (для получения чистых металлов). [3,289]

Химические связи в карбонилах образуются в основном по донорно-акцепторному механизму за счет свободных орбиталей d-элемента и электронной пары молекулы СО, имеет место также л-перекрывание по дативному механизму (металл СО). Все карбонилы металлов - диамагнитные вещества, характеризующиеся невысокой прочностью. Как и оксид углерода (II), карбонилы металлов токсичны.

Таблица 4. Распределение электронов по орбиталям молекулы СО

2.1.2 Степень окисления +4

Диоксид углерода С0₂ (углекислый газ). Молекула С0₂ линейна. Энергетическая схема образования орбиталей молекулы С0₂ приведена на рис.2. Оксид углерода (IV) может взаимодействовать с аммиаком по реакции.

При нагревании этой соли получают ценное удобрение - карбамид СО (МН₂) ₂:

Мочевина разлагается водой

CO (NH₂) ₂+2HaO= (МН₄) 2СОз.

Рисунок 2. Энфгетическая диаграмма образования молекулярных орбиталей С0_2.

В технике оксид СО₂ получают разложением карбоната кальция или гидрокарбоната натрия:

В лабораторных условиях его обычно получают по реакции (в аппарате Киппа)

СаСОз+2НС1=СаС12+С02+Н20.

Важнейшими производными С0₂ являются слабая угольная кислота Н₂СО_з и ее соли: M^I₂СОз и M^IНСОз (карбонаты и гидрокарбонаты соответственно).

Большинство карбонатов нерастворимо в воде. Растворимые в воде карбонаты подвергаются значительному гидролизу:

COз^2-+H₂0 COз-+OH - (I ступень).

Из-за полного гидролиза из водных растворов нельзя выделить карбонаты Cr³⁺, ai³+, Ti⁴⁺, Zr⁴⁺ и др.

Практически важными являются Ка₂СОз (сода), К₂СОз (поташ) и СаСОз (мел, мрамор, известняк). Гидрокарбонаты в отличие от карбонатов растворимы в воде. Из гидрокарбонатов практическое применение находит NaHCО₃ (питьевая сода). Важными основными карбонатами являются 2СиСОз-Си (ОН) ₂, РЬСО₃ Х ХРЬ (ОН) ₂.

Свойства галогенидов углерода приведены в табл.6. Из галогенидов углерода самое большое значение имеет-бесцветная, достаточно токсичная жидкость. В обычных условиях ССІ₄химически инертен. Его применяют как невоспламеняющийся и негорючий растворитель смол, лаков, жиров, а также для получения фреона CF₂CІ₂ (Т_кип= 303 К):

Другой используемый в практике органический растворитель - сероуглерод CSa (бесцветная, летучая жидкость с Ткип=319 К) – реакционно способное вещество:

CS₂+30₂=C0₂+2S0₂+258 ккал/моль,

CS₂+3Cl₂=CCl₄-S₂Cl_2,CS₂+2H₂ 0==C0₂+2H₂S, CS₂+K₂S=K₂CS₃ (соль тиоугольной кислоты Н₂СSз).

Пары сероуглерода ядовиты. [8,463-464]

2.2 Азотсодержащие производные углерода

Циановодородная (синильная) кислота HCN (H-C = N) - бесцветная легко подвижная жидкость, кипящая при 299,5 К. При 283 К она затвердевает. HCN и ее производные чрезвычайно ядовиты. HCN можно получить по реакции

В воде синильная кислота растворяется; при этом она слабо диссоциирует

HCN=H++CN-, К=6,2.10-¹⁰.

Соли синильной кислоты (цианиды) в некоторых реакциях напоминают хлориды. Например СН^---ион с ионами Ag+ дает плохо растворимый в минеральных кислотах белый осадок цианида серебра AgCN. Цианиды щелочных и щелочноземельных металлов растворимы в воде. Из-за гидролиза их растворы пахнут синильной кислотой (запах горького миндаля). Цианиды тяжелых металлов плохо растворимы в воде. CN^--сильный лиганд, важнейшими комплексными соединениями являются K₄ [Fe (CN) ₆] и Кз [Ре (СN) ₆].

Цианиды - непрочные соединения, при длительном воздействии содержащегося в воздухе СO₂ цианиды разлагаются

2KCN+C0₂+H₂0=K₂C0₃+2HCN.

(CN) ₂ - дициан (N=C-C=N) –

бесцветный ядовитый газ; с водой взаимодействует с образованием циановой (HOCN) и синильной (HCN) кислот:

(HCN) кислот:

(CN) ₂+H₂0==HOCN+HCN.

В этой, как и в реакции, приведенной ниже, (CN) ₂ похож на галоген:

СО+ (CN) ₂=CO (CN) ₂ (аналог фосгена).

Циановая кислота известна в двух таутомерных формах:

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

Изомером является кислота H-0=N=C (гремучая кислота). Соли HONC взрывают (используются как детонаторы). Родановодородная кислота HSCN - бесцветная, маслянистая, летучая, легко затвердевающая (Тпл=278 К) жидкость. В чистом состоянии очень неустойчива, при ее разложении выделяется HCN. В отличие от синильной кислоты HSCN достаточно сильная кислота (К=0,14). Для HSCN характерно таутомерное равновесие:

H-N = С = S=H-S-C =N.

SCN ^- ион кроваво-красного цвета (реактив на ион Fe³⁺). Производные от HSCN соли-роданиды - легко получить из цианидов путем присоединения серы:

KCN+S=KSCN.

Большинство роданидов растворимо в воде. Нерастворимы в воде соли Hg, Au, Ag, Си. Ион SCN-, как и CN-, склонен давать комплексы типа Мз¹ M" (SCN) ₆, где M''Cu, Mg и некоторые другие. Диродан (SCN) ₂-светло-желтые кристаллы, плавящиеся - 271 К. Получают (SCN) ₂ по реакции

2AgSCN+Br₂==2AgBr+ (SCN) ₂.

Из других азотсодержащих соединений следует указать цианамид

и его производное - цианамид кальция CaCN₂ (Ca=N-C=N), который используется в качестве удобрения [4,464].

2.3 Карбиды металлов

Карбидами называют продукты взаимодействия углерода с металлами, кремнием и бором. Карбиды по растворимости разделяются на два класса: карбиды, растворимые в воде (или в разбавленных кислотах), и карбиды, нерастворимые в воде (или в разбавленных кислотах).

2.3.1 Карбиды, растворимые в воде и разбавленных кислотах

А. Карбиды, при растворении образующие C₂H₂ К этой группе относятся карбиды металлов первых двух главных групп; близки к ним и карбиды Zn, Cd, La, Се, Th состава MC₂ (LaC₂, CeC₂, ТhC₂.)

CaC₂+2H₂0=Ca (OH) ₂+C₂H_2,ThC₂+4H₂0=Th (OH) ₄+H₂C₂+H₂.

Б. Карбиды, при растворении образующие СН₄, например:

АНСз+ 12Н₂0=4Аl (ОН) з+ЗСН_4,Ве₂С+4Н₂0=2Ве (ОН) ₂+СН₄. По свойствам к ним близок Мn_зС:

Мn_зС+6Н₂0=ЗМn (ОН) ₂+СН₄+Н₂.

В. Карбиды, при растворении образующие смесь углеводородов и водород. К ним относятся большинство карбидов редкоземельных металлов.

2.3.2 Карбиды, нерастворимые в воде и в разбавленных кислотах

К этой группе относится большинство карбидов переходных металлов (W, Мо, Та и др.), а также SiC, B₄C.

Они растворяются в окислительных средах, например:

VC + 3HN0₃ + 6HF = HVF₆ + СO₂ + 3NO + 4Н₂0, SiC+4KOH+2C0₂=K₂Si0₃+K₂C0₃+2H₂0.

Рисунок 3. Икосаэдр B₁₂

Практически важными являются карбиды переходных металлов, а также карбиды кремния SiC и бора B₄C. SiC - карборунд - бесцветные кристаллы с решеткой алмаза, по твердости приближающийся к алмазу (технический SiC за счет примесей имеет темную окраску). SiC очень огнеупорен, теплопроводен и при высокой температуре электропроводен, химически чрезвычайно инертен; его можно разрушить только при сплавлении на воздухе со щелочами.

B₄C - полимер. Решетка карбида бора построена из линейно расположенных трех атомов углерода и групп, содержащих 12 атомов В, расположенных в форме икосаэдра (рис.3); твердость B4C превышает твердость SiC.

Глава 3. Соединения кремния

Отличие химии кремния от углерода в основном обусловлено большими размерами его атома и возможностью использования свободных Зй-орбиталей. Из-за дополнительного связывания (по донорно-акцепторному механизму) связи кремния с кислородом Si-О-Si и фтором Si-F (табл.17.23) более прочны, чем у углерода, а из-за большего размера атома Si по сравнению с атомом С связи Si-Н и Si-Si менее прочны, чем у углерода. Атомы кремния практически не способны давать цепи. Аналогичный углеводородам гомологический ряд кремневодородов SinH2n+2 (си-ланы) получен лишь до состава Si4Hio. Из-за большего размера у атома Si слабо выражена и способность к л-перекрыванию, поэтому не только тройные, но и двойные связи для него малохарактерны.

При взаимодействии кремния с металлами образуются силициды (Ca₂Si, Mg₂Si, BaSi₂, Cr₃Si, CrSi₂ и др.), похожие во многом на карбиды. Силициды не характерны для элементов I группы (кроме Li). Галогениды кремния (табл.5) более прочные соединения, чем галогениды углерода; вместе с тем водой они разлагаются.

Таблица 5. Прочность некоторых связей углерода и кремния

Связь	Энергия связи, кДж/моль	Связь	Энергия связи, к Д ж/моль
С-С	348	Si-Si	222
С-Н	414	Si-H	319
С-О	359	Si-О	445
C-F	487	Si-F	567
С-Сl	340	Si-Cl	382
С-Вг	285	Si-Br	310
С-I	214	Si-I	235
C-N	206	Si-N	330-350

Наиболее прочным галогенидом кремния является SiF₄ (разлагается только под действием электрического разряда), но так же, как и другие галогениды, подвергается гидролизу. При взаимодействии SiF₄ с HF образуется гексафторокремниевая кислота:

SiF₄+2HF=H₂ [SiF₆].

H₂SiF₆ по силе близка к H₂S0₄. Производные этой кислоты - фторосиликаты, как правило, растворимы в воде. Плохо растворимы фторосиликаты щелочных металлов (кроме Li и NH₄). Фторосиликаты используются как ядохимикаты (инсектициды).

Практически важным галогенидом является SiCO₄. Он используется для получения кремнийорганических соединений. Так, SiCL₄ легко взаимодействует со спиртами с образованием эфиров кремниевой кислоты HaSiO₃:

SiCl₄+4C₂H₅OH=Si (OC₂H₅) ₄+4HCl ₄

Таблица 6. Галогениды углерода и кремния

Эфиры кремниевой кислоты, гидролизуясь, образуют силиконы - полимерные вещества цепочечного строения:

(R-органический радикал), которые нашли применение для получения каучуков, масел и смазок.

Сульфид кремния (SiS₂) n-полимерное вещество; при обычной температуре устойчив; разлагается водой:

SiS₂+ ЗН₂О = 2H₂S + H₂SiO₃.

3.1 Кислородные соединения кремния

Важнейшим кислородным соединением кремния является диоксид кремния SiO₂ (кремнезем), имеющий несколько кристаллических модификаций.

Низкотемпературная модификация (до 1143 К) называется кварцем. Кварц обладает пьезоэлектрическими свойствами. Природные разновидности кварца: горный хрусталь, топаз, аметист. Разновидностями кремнезема являются халцедон, опал, агат,. яшма, песок. [5, 322]

Кремнезем химически стоек; на него действуют лишь фтор, плавиковая кислота и растворы щелочей. Он легко переходит в стеклообразное состояние (кварцевое стекло). Кварцевое стекло хрупко, химически и термически весьма стойко. Отвечающая SiO₂ кремниевая кислота не имеет определенного состава. Обычно кремниевую кислоту записывают в виде xH₂O-ySiO₂. Выделены кремниевые кислоты: H₂SiO₃ (H₂O-SiO₂) - метакремниевая (три-оксокремниевая), H₄Si0₄ (2H₂0-Si0₂) - ортокремниевая (тетра-оксокремниевая), H₂Si2O₅ (H₂O * SiO₂) - диметакремниевая.

Кремниевые кислоты - плохо растворимые вещества. В соответствии с менее металлоидным характером кремния по сравнению с углеродом H₂SiO₃ как электролит слабее Н₂СОз. [4,467 - 468]

Отвечающие кремниевым кислотам соли-силикаты-в воде нерастворимы (кроме силикатов щелочных металлов). Растворимые силикаты гидролизуются по уравнению

2SiOз²-+H₂0=Si₂O₅²-+20H-.

Концентрированные растворы растворимых силикатов называют жидким стеклом. Обычное оконное стекло-силикат натрия и кальция-имеет состав Na₂0-CaO-6Si0₂. Его получают по реакции

Известно большое разнообразие силикатов (точнее, оксосиликатов). В строении оксосиликатов наблюдается определенная закономерность: все состоят из тетраэдров Si0₄, которые через атом кислорода соединены друг с другом. Наиболее распространенными сочетаниями тетраэдров являются (Si₂O₇^6-), (Si₃O₉) ^6-, (Si₄0_l2) ^8-, (Si₆O₁₈^12-), которые как структурные единицы могут объединяться в цепочки, ленты, сетки и каркасы (рис 4).

Важнейшими природными силикатами являются, например, тальк (3MgO * H₂0-4Si0₂) и асбест (SmgO*H₂O*SiO₂). Как и для SiO₂, для силикатов характерно стеклообразное (аморфное) состояние. При управляемой кристаллизации стекла можно получить мелкокристаллическое состояние (ситаллы). Ситаллы характеризуются повышенной прочностью.

Кроме силикатов в природе широко распространены алюмосиликаты. Алюмосиликаты - каркасные оксосиликаты, в которых часть атомов кремния заменена на трехвалентный Аl; например Na₁₂ [ (Si, Al) 0₄] ₁₂.

Для кремниевой кислоты характерно коллоидное состояние при воздействии на ее соли кислот H₂SiO₃ выпадает не сразу. Коллоидные растворы кремниевой кислоты (золи) при определенных условиях (например, при нагревании) можно перевести в прозрачную, однородную студнеобразную массу-гель кремниевой кислоты. Гели - высокомолекулярные соединения с пространственной, весьма рыхлой структурой, образованной молекулами Si0₂, пустоты которой заполнены молекулами H₂O. При обезвоживании гелей кремниевой кислоты получают силикагель - пористый продукт, обладающий высокой адсорбционной способностью.

Рисунок 4. Строение силикатов.

Выводы

Рассмотрев в своей работе химические соединения на основе кремния и углерода, я пришла к выводу, что углерод, являясь не очень распространённым количественно элементом есть важнейшим составляющим земной жизни, существуют его соединения в воздухе, нефти а также в таких простых веществах как алмаз и графит. Одной из важнейших характеристик углерода есть прочные ковалентные связи между атомами, а также атомом водорода. Важнейшими неорганическими соединениями углерода являются: оксиды, кислоты, соли, галогениды, азотосодержащие производные, сульфиды, карбиды.

Говоря о кремнии необходимо отметить большие количества его запасов на земле, он является основой земной коры и встречается в огромном многообразии силикатов, песка и т.д. В настоящее время использование кремния из-за его качеств полупроводника возврастает. Он используется в электронике при производстве компьютерных процессоров, микросхем и чипов. Соединения кремния с металлами образуют силициды, важнейшим кислородным соединением кремния есть оксид кремния SiO_{2 (}кремнезем) В природе есть большое разнообразие силикатов - это тальк, асбест, также распространены алюмосиликаты.

Список литературы

1. Большая советская энциклопедия. Третье издание. Т.28. - М.: Советская энциклопедия, 1970.

2. Жиряков В.Г. Органическая химия.4-е изд. - М., "Химия", 1971.

3. Краткая химическая энциклопедия. - М. "Советская энциклопедия", 1967.

4. Общая химия / Под ред. Е.М. Соколовской, Л.С. Гузея.3-е изд. - М.: Изд-во Моск. ун-та, 1989.

5. Мир неживой природы. - М., "Наука", 1983.

6. Потапов В.М., Татаринчик С.Н. Органическая химия. Учебник.4-е изд. - М.: "Химия", 1989.