Хімічні властивості силіцію

Порівняно інертний, реагує з сильними окисниками або відновниками при високих температурах.

Як відновник:

2F₂ + Si = SiF₄↑ (при кімнатній температурі)

Si + O₂ SiO₂

2CI + Si → SiCI₄ (400 – 600 ^oC)

2NaOH + H₂O Na₂SiO₃ + 2H₂↑

C + Si (карборунд) 2N₂ + 3Si → Si₃N₄

_4e-

2Fe + Si → 2Fe + SiO₂

_12e-

2Fe₂O₃ + 3Si → 4Fe + 3SiO₂

Як окисник:

_4e-

2Са + Si = Ca₂Si^-4 (кальцій силіцид);

 

_4e-

2Mg + Si = Mg₂Si^-4 (магній силіцид).

 

Оксиди карбону і силіцію

2+ Оксид карбону (ІІ) CO чадний газ С = О Безбарвний газ, без запаху, отруйний, зв’язує гемоглобін крові. Погано розчинний у воді. Хімічні властивості Відновник Горить, виділяючи багато тепла: 2СО + О2 = 2СО2 ∆Н = -572 кДж 2. Відновлює метали з оксидів (при нагріванні): Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2↑ Несолетворний оксид. Застосовується як відновник.

4+ Оксид карбону (ІV) CO2 вуглекислий газ О = С = О – діоксиду карбону Не має кольору і запаху, важчий за повітря, розчинний у воді. Сублімує при -76 оС, використовують як «сухий лід». Хімічні властивості 1. Взаємодіє з водою: Н2О + СО2 ↔ Н2СО3 2. Взаємодіє з основами і основними оксидами: 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O Na2CO3 + H2O = 2NaHCO3 Na2O + CO2 = Na2CO3 3.Проявляє окисні властивості за високих температур з активними металами. 2Mg + CO2 = 2MgO + C Кислотний оксид. Застосування: виробництво соди, цукру, газування води, гасіння пожеж.

4+ Оксид силіцію (ІV) SiO2 (кремнезем) Має атомні кристалічні гратки, тверда речовина, Тпл = 1723 оС. Найпоширеніша речовина земної кори. Основний мінерал – кварц (пісок, яшма, агат, гірський кришталь). Інертний. З кислотами не реагує. Хімічні властивості 1.Кислотний оксид: 2NaOH+ SiO2Na2SiO3 + + H2O Na2CO3 + SiO2Na2SiO3 + CO2↑ 2.Взаємодія з флуороводневою кислотою: 4HF + SiO2= SiF2↑+ 2H2O (травлення скла) 3.Слабкий окисник (реагує з сильними відновниками за високих температур): 2Mg + SiO2 = 2MgO + Si 3C + SiO2 = SiC + 2CO↑ Застосування: у будівництві, для виробництва скла,кераміки, цегли, цементу, у радіотехніці.