Si оксид кислотный: Оксид кремния(IV) — урок. Химия, 8–9 класс.

Оксид кремния(IV) — урок. Химия, 8–9 класс.

Оксид кремния(\(IV\)), или кремнезём SiO2 — твёрдое тугоплавкое вещество, нерастворимое в воде. В отличие от оксидов других неметаллов он имеет немолекулярное строение. Каждый атом кремния в его решётке соединён ковалентными связями с четырьмя атомами кислорода, а каждый атом кислорода — с двумя атомами кремния. Образуется кристаллическая решётка атомного типа. Молекул SiO2 не существует, а формула показывает простейшее соотношение числа атомов кремния и кислорода в этом веществе.

 

 

В природе оксид кремния(\(IV\)) встречается в виде песка, кремнезёма, кварца, горного хрусталя, аметиста и др.

 

 

В результате химических реакций получают пористый оксид кремния(\(IV\)) — силикагель.

 

Силикагель

 

По химическим свойствам оксид кремния(\(IV\)) — кислотный оксид. Он вступает в реакции с основными и амфотерными оксидами, со щелочами. При этом образуются соли кремниевой кислоты силикаты:

 

CaO+SiO2=tCaSiO3,

 

2NaOH+SiO2=Na2SiO3+h3O.

 

В отличие от других кислотных оксидов он не реагирует с водой.

 

При нагревании взаимодействует с карбонатами и вытесняет из них углекислый газ:

 

SiO2+K2CO3=tK2SiO3+CO2↑.

 

Ещё одна особенность оксида кремния(\(IV\)) — взаимодействие с плавиковой кислотой:

 

SiO2+4HF=SiF4↑+2h3O.

 

С помощью плавиковой кислоты можно наносить рисунки или надписи на стекло, так как его основу составляет оксид кремния(\(IV\)).

Оксид кремния(\(IV\)) используется:

• для производства оконного стекла и стеклянной посуды;

Оконное стекло

• для изготовления кварцевых ламп и термостойкой лабораторной посуды;

Лабораторная посуда из кварцевого стекла

• для приготовления бетона — смеси песка и цемента;

Бетонные плиты

• силикагель применяется в качестве адсорбента и для поглощения влаги.

Задачи 1-5,7-14 к § 26.1

1T. Электронное строение внешнего энергетического уровня атомов IVA группы

Ответ:
Б) ns²np².

2Т. Среди простых веществ, образованных элементами IVA группы, металлами являются А) углерод и кремний В) кремний и германий Б) олово и свинец Г) германий и олово

Ответ:
Б) олово и свинец.

3Т. Водный раствор углекислого газа — это А) слабая кислота В) слабое основание Б) сильная кислота Г) щелочь

Ответ:
А) углерод и кремний.
СО₂ + Н₂О ⇔ Н₂СО₃ ⇔ Н⁺ + HСО₃⁻.

4Т. При действии воды на кислотный оксид кислота не образуется, если это А) оксид углерода (IV) В) оксид серы (VI) Б) оксид кремния (IV) Г) оксид азота (V)

Ответ:
Б) оксид кремния (IV).

5Т. Прочность водородных соединений в ряду

А) повышается В) изменяется периодически Б) понижается Г) не изменяется

Ответ:
Б) понижается.
Прочность водородных соединений уменьшается вследст-
вие увеличения атомного радиуса элементов в ряду:
C − Si − Ge − Sn − Pb.

7Т. Формула силана А) SiH

₄ Б) H₂SiO₃ B)Mg₂Si r)SiO₂
Ответ:
А) SiH₄.

8Т. Из следующих утверждений неверно лишь то, что углекислый газ А) имеет запах В) бесцветен Б) тяжелее воздуха Г) реагирует с водой

Ответ:
А) имеет запах.

9Т. Высшую степень окисления углерод проявляет в соединении А) СО Б)Аl

₄С₃ В)СН₄ Г) СаСO₃
Ответ:
Г) СаСO₃.

10Т. Высшую степень окисления кремний проявляет в соединении А) SiO Б) SiO

₂ B)SiH₄ Г) Mg₂Si
Ответ:
Б) SiO₂.

11Т. Окислительные свойства углерод проявляет в реакции

Ответ:
В) 3C ⁰+ 4Al = Al₄C₃⁻¹.

12Т. Из следующих утверждений неверно лишь то, что реакция оксида углерода (II) с кислородом А) эндотермическая Б) экзотермическая В) сопровождается уменьшением объема Г) не идет при комнатной температуре

Ответ:
А) эндотермическая.

13Т. Сокращенное ионное уравнение

соответствует взаимодействию А) угольной кислоты и силиката кальция Б) угольной кислоты и силиката натрия В) соляной кислоты и силиката кальция Г) соляной кислоты и силиката натрия

Ответ:
Г) соляной кислоты и силиката натрия.

14Т. При кипячении воды, содержащей гидрокарбонат кальция, выпадает осадок. Сумма всех коэффициентов в соответствующем уравнении реакции равна А) 4 Б) 5 В) 6 Г) 7

Ответ:
А) 4.
Са(НСО₃) = Н ₂О + СаСО₃↓ + СО₂.

Урок №43. Кремний и его соединения. Стекло. Цемент

КРЕМНИЙ

Кремний открыл и получил в 1823 году шведский химик Йенс Якоб Берцелиус.

Второй по распространённости элемент в земной коре после кислорода (27,6% по массе). Встречается в соединениях.

Строение  атома кремния в основном состоянии   1s22s22p63s23p2

Строение атома кремния в возбуждённом  состоянии     1s22s22p63s13p3   Степени окисления: +4, -4.

Аллотропия кремния

Известен аморфный и кристаллический кремний.

Поликристаллический кремний

Кристаллический – тёмно-серое вещество с металлическим блеском, большая твёрдость, хрупок, полупроводник; ρ = 2,33 г/см³, t°пл. =1415°C; t°кип. = 2680°C.

Имеет алмазоподобную структуру и образует прочные ковалентные связи. Инертен.

Аморфный — бурый порошок, гигроскопичен, алмазоподобная структура, ρ = 2 г/см³, более реакционноспособен.

Получение кремния

1) Промышленность – нагревание угля с песком:

2C + SiO₂^t˚→ Si + 2CO

2) Лаборатория – нагревание песка с магнием:

2Mg + SiO₂ ^t˚→ Si + 2MgO    Опыт

Химические свойства

Типичный неметалл, инертен.

Как восстановитель:

1)     С кислородом

Si⁰ + O₂

  ^t˚→  Si⁺⁴O₂

2)     С фтором (без нагревания)

Si⁰ + 2F₂ →  SiF₄­

3)     С углеродом

Si⁰ + C  ^t˚→  Si⁺⁴C

(SiC — карборунд — твёрдый; используется для точки и шлифовки)

4)     С водородом не взаимодействует.

Силан (SiH₄) получают разложением силицидов металлов кислотой:

Mg₂Si + 2H₂SO₄ → SiH₄­ + 2MgSO₄

5)     С кислотами не реагирует (только с плавиковой кислотой Si+4HF=SiF₄+2H₂)

Растворяется только в смеси азотной и плавиковой кислот:

3Si + 4HNO₃ + 18HF →  3H₂[SiF₆] + 4NO­ + 8H₂O

6)     Со щелочами (при нагревании):

Si⁰ + 2NaOH + H₂O ^t˚→  Na₂Si⁺⁴O₃+ 2H₂­

Как окислитель:

7)     С металлами (образуются силициды):

Si⁰ + 2Mg  ^t˚→  Mg₂Si^-4

Применение кремния

Кремний широко используется в электронике как полупроводник. Добавки кремния к сплавам повышают их коррозионную стойкость. Силикаты, алюмосиликаты и кремнезем – основное сырье для производства стекла и керамики, а также для строительной промышленности.
Кремний в технике
 Применение кремния и его соединений

Силан  — SiH₄

Физические свойства: Бесцветный газ, ядовит, t°пл. = -185°C, t°кип. = -112°C.

Получение: Mg₂Si + 4HCl → 2MgCl₂ + SiH_4­↑

Химические свойства:

1)      Окисление: SiH₄ + 2O₂^t˚→   SiO₂ + 2H₂O

2)      Разложение: SiH₄ → Si + 2H_2­

 

Оксид кремния (IV) — (SiO₂)_n

 

SiO₂ — кварц, горный хрусталь, аметист, агат, яшма, опал, кремнезём (основная часть песка):

Кристаллическая решётка оксида кремния (IV) – атомная и имеет такое строение:

Al₂O₃ •2SiO₂ • 2H₂O — каолинит (основная часть глины)

 

K₂O • Al₂O₃ • 6SiO₂ — ортоклаз (полевой шпат)

 

Физические свойства: Твёрдое, кристаллическое, тугоплавкое вещество, t°пл.= 1728°C, t°кип.= 2590°C

Химические свойства: 

Кислотный оксид. При сплавлении взаимодействует с основными оксидами, щелочами, а также с карбонатами щелочных и щелочноземельных металлов:

Изучение свойств оксида кремния (IV)

1)     С основными оксидами:

SiO₂ + CaO ^t˚→    CaSiO₃

2)     Со щелочами:

SiO₂ + 2NaOH ^t˚→    Na₂SiO₃ + H₂O

3)     С водой не реагирует

4)     С солями:

SiO₂ + CaCO₃^t˚→    CaSiO₃ + CO₂­

SiO₂ + K₂CO₃^t˚→    K₂SiO₃ + CO₂­

5)     С плавиковой кислотой:

SiO₂ + 4HF ^t˚→     SiF₄­ + 2H₂O

SiO₂ + 6HF ^t˚→    H₂[SiF₆] (гексафторкремниевая кислота) + 2H₂O

 (реакции лежат в основе процесса травления стекла).

Применение:

1. Изготовление силикатного кирпича

2. Изготовление керамических изделий

3. Получение стекла

 

Кремниевые кислоты

x • SiO₂ • y H₂O

x = 1, y = 1     H₂SiO₃ — метакремниевая кислота

x = 1, y = 2     H₄SiO₄ — ортокремниевая кислота и т.д.

 

Физические свойства: H₂SiO₃ — очень слабая (слабее угольной), непрочная, в воде малорастворима (образует коллоидный раствор), не имеет кислого вкуса.

Получение:

Получение геля кремниевой кислоты

Получение кремниевой кислоты

 Действие сильных кислот на силикаты — Na₂SiO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂SiO₃↓

Химические свойства:

При нагревании разлагается: H

2SiO₃  ^t˚→ H₂O + SiO₂

Соли кремниевой кислоты — силикаты.

 1) с кислотами

Na₂SiO₃+H₂O+CO₂=Na₂CO₃+H₂SiO₃

2) с солями

Na₂SiO₃+CaCl₂=2NaCl+CaSiO₃↓

3) Силикаты, входящие в состав минералов, в природных условиях разрушаются под действием воды и оксида углерода (IV) — выветривание горных пород:

(K₂O • Al₂O₃ • 6SiO₂)(полевой шпат)  + CO₂ + 2H₂O → (Al₂O₃ • 2SiO₂ • 2H₂O)(каолинит (глина)) + 4SiO₂(кремнезём (песок)) + K₂CO₃

Применение соединений кремния

Природные соединения кремния — песок (SiO₂) и силикаты используются для производства керамики, стекла и цемента. 

Керамика
Фарфор = каолин+ глина + кварц + полевой шпат. Родина фарфора – Китай, где фарфор известен уже в 220г. В 1746 г – налажено производство фарфора в России	Фаянс — от названия итальянского города Фаэнца. Где в 14-15веках было развито керамическое ремесленничество. Фаянс – отличается от фарфора большим содержанием глины (85%), более низкой температурой обжига.

Стекло – хрупкий, прозрачный материал, способен размягчаться и при застывании принимает любую форму. Стекло получают варкой шихты (сырьевой смеси, состоящей из песка, соды и известняка) в специальных стекловаренных печах. 

Видео «Производство стекла»

Основные реакции, протекающие при плавке шихты:

Na₂CO₃ + SiO₂ → Na₂SiO₃ + CO₂↑

K₂CO₃ + SiO₂ → K₂SiO₃ + CO₂↑

CaCO₃ + SiO₂ → CaSiO₃ + CO₂↑

Получение оконного стекла: Na₂SiO₃ + CaSiO₃ + 4SiO₂ → Na₂O∙CaO ∙6SiO₂

Na₂O * CaO * 6SiO₂ — формула оконного стекла

При добавлении оксида свинца получают хрусталь.

Сравнение свойств кварцевого и обычного стекла

Цемент

Цемент – мелко измельчённый клинкер с минеральными добавками.

Клинкер — шарики тёмно-серого цвета получают спеканием глины и известняка в специальных вращающихся печах

 Видео «Производство бетона»

Задания для закрепления

Осуществите превращения по схеме:

1) Si → SiO₂ → Na₂SiO₃ → H₂SiO₃ →SiO₂

2) Si → Mg₂Si → SiH₄ → SiO₂

3) Si → Na₂SiO₃

Оксид кремния (IV)

Содержание:

Оксид кремния (IV)

• Кремнезем (IV） Повторяю!- Из главы VII§ 3 Структура кристалла lattice. To определяя структуру твердого оксида кремния (IV), необходимо вспомнить следующие закономерности: вещества с молекулярными решетками имеют низкую температуру плавления, а вещества с атомными решетками имеют высокую температуру плавления.

• Температура плавления монооксида углерода (IV) очень низкая (-56,6°C), а температура плавления оксида кремния(IV) очень высокая (кварц плавится при 1728 ° C).Из этого можно сделать вывод, что твердый оксид кремния (IV) должен иметь атомную решетку. Структура кристаллической решетки оксида кремния (IV) выглядит следующим образом: — O-Si-O-Si-O-Si-O— А. А. Я. — O-Si-O-Si-O-Si-O—

Это подтверждается многими исследованиями. Людмила Фирмаль

Поэтому, никакие индивидуальные молекулы SiO2.Весь кристалл представляет собой 1 макромолекулу (SiO2) n, но для облегчения записи состав оксида кремния (IV) представлен формулой Si02, что, конечно, неточно. Быть на природе. Оксид кремния (IV) встречается в природе в виде sand.

As как правило, песок загрязняется примесями (оксидом железа), он желтеет. Чистые кристаллы оксида кремния (IV) называются кварцем. Его кристаллы в виде включений находятся в граните Песок образуется за счет разрушения других пород. CaSiO,+ C () 2t Схема 32 показывает использование оксида кремния (IV) в виде песка. Схема 32 Ответьте на вопросы 25 и 26 (стр. 77).

Рисунок 114.Горный хрусталь. Людмила Фирмаль

Смотрите также:

Решение задач по химии

ЕГЭ. Химические свойства оксидов

Химические свойства оксидов

Взаимодействие оксидов с водой

Правило	Комментарий
Основный оксид + H2O → Щелочь	Реакция идет, если образуется растворимое основание, а также Ca(OH)2: Li2O + H2O → 2LiOH Na2O + H2O → 2NaOH K2O + H2O → 2KOH   CaO + H2O → Ca(OH)2 SrO + H2O → Sr(OH)2 BaO + H2O → Ba(OH)2   MgO + H2O → Реакция не идет, ак как Mg(OH)2 нерастворим* FeO + H2O → Реакция не идет, так как Fe(OH)2 нерастворим CrO + H2O → Реакция не идет, так как Cr(OH)2 нерастворим CuO + H2O → Реакция не идет, так как Cu(OH)2 нерастворим
Амфотерный оксид	Амфотерные оксиды, также как и амфотерные гидроксиды, с водой не взаимодействуют
Кислотный оксид + H2O → Кислота	Все реакции идут за исключением SiO2 (кварц, песок): SO3 + H2O → H2SO4 N2O5 + H2O → 2HNO3 P2O5 + 3H2O → 2H3PO4 и т.д. SiO2 + H2O → реакция не идет

* Источник: [2] «Я сдам ЕГЭ. Курс самоподготовки», стр. 143.

 

Взаимодействие оксидов друг с другом

1. Оксиды одного типа друг с другом не взаимодействуют:

Na₂O + CaO → реакция не идет
CO₂ + SO₃ → реакция не идет

 

2.  Как правило, оксиды разных типов взаимодействуют друг с другом (исключения: CO₂, SO₂, о них подробнее ниже):

Na₂O + SO₃ → Na₂SO₄
CaO + CO₂ → CaCO₃
Na₂O + ZnO → Na₂ZnO₂

 

Взаимодействие оксидов с кислотами

1. Как правило, основные и амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами:

Na₂O + HNO₃ → NaNO₃ + H₂O
ZnO + 2HCl → ZnCl₂ + H₂O
Al₂O₃ + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

 

Исключением является очень слабая нерастворимая (мета)кремниевая кислота H₂SiO₃. Она реагирует только с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов.  
CuO + H₂SiO₃ → реакция не идет.

 

2. Кислотные оксиды не вступают в реакции ионного обмена с кислотами, но возможны некоторые окислительно-восстановительные реакции:

SO₂ + 2H₂S → 3S + 2H₂O
SO₃ + H₂S → SO₂­ + H₂O

SiO₂ + 4HF(нед.) → SiF₄ + 2H₂O

 

С кислотами-окислителями (только если оксид можно окислить):
SO₂ + HNO₃ + H₂O → H₂SO₄ + NO

 

Взаимодействие оксидов с основаниями

1. Основные оксиды с щелочами и нерастворимыми основаниями НЕ взаимодействуют.

2. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями с образованием солей:

SiO₂ + 2NaOH → Na₂SiO₃ +H₂O
CO₂ + 2NaOH → Na₂CO₃ + H₂O
CO₂ + NaOH → NaHCO₃ (если CO₂ в избытке)

 

3. Амфотерные оксиды взаимодействуют с щелочами (т.е. только с растворимыми основаниями) с образованием солей или комплексных соединений:

а) Реакциях с растворами щелочей:

ZnO + 2NaOH + H₂O → Na₂[Zn(OH)₄] (тетрагидроксоцинкат натрия)
BeO + 2NaOH + H₂O → Na₂[Be(OH)₄] (тетрагидроксобериллат натрия)
Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄] (тетрагидроксоалюминат натрия)

 

б) Сплавление с твердыми щелочами:

ZnO + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂O (цинкат натрия)
(кислота: H₂ZnO₂)
BeO + 2NaOH → Na₂BeO₂ + H₂O (бериллат натрия)
(кислота: H₂BeO₂)
Al₂O₃ + 2NaOH → 2NaAlO₂ + H₂O (алюминат натрия)
(кислота: HAlO₂)

 

Взаимодействие оксидов с солями

1. Кислотные и амфотерные оксиды взаимодействуют с солями при условии выделения более летучего оксида, например, с карбонатами или сульфитами все реакции протекают при нагревании:

SiO₂ + CaCO₃ → CaSiO₃ + CO₂­
P₂O₅ + 3CaCO₃ → Ca₃(PO₄)₂ + 3CO₂­
Al₂O₃ + Na₂CO₃ → 2NaAlO₂ + CO₂
Cr₂O₃ + Na₂CO₃ → 2NaCrO₂ + CO₂
ZnO + 2KHCO₃ → K₂ZnO₂ + 2CO₂ + H₂O

SiO₂ + K₂SO₃ → K₂SiO₃ + SO₂­
ZnO + Na₂SO₃ → Na₂ZnO₂ + SO₂­

 

Если оба оксида являются газообразными, то выделяется тот, который соответствует более слабой кислоте:
K₂CO₃ + SO₂ → K₂SO₃ + CO₂­ (H₂CO₃ слабее и менее устойчива, чем H₂SO₃)

 

2. Растворенный в воде CO₂ растворяет нерастворимые в воде карбонаты (с образованием растворимых в воде гидрокарбонатов):
CO₂ + H₂O + CaCO₃ → Ca(HCO₃)₂
CO₂ + H₂O + MgCO₃ → Mg(HCO₃)₂

В тестовых заданиях такие реакции могут быть записаны как:
MgCO₃ + CO₂ (р-р), т.е. используется раствор с углекислым газом и, следовательно, в реакцию необходимо добавить воду.

Это один из способов получения кислых солей.

 

Восстановление слабых металлов и металлов средней активности из их оксидов возможно с помощью водорода, углерода, угарного газа или более активного металла (все реакции проводятся при нагревании):

1. Реакции с CO, C и H₂:

CuO + C →  Cu + CO­  
CuO + CO →  Cu + CO₂
CuO + H₂ →  Cu + H₂O­                     

 

ZnO + C →  Zn + CO­
ZnO + CO →  Zn + CO₂
ZnO + H₂ →  Zn + H₂O­

 

PbO + C →  Pb + CO
PbO + CО →  Pb + CO₂­
PbO + H₂ →  Pb + H₂O

 

FeO + C →  Fe + CO
FeO + CО →  Fe + CO₂­
FeO + H₂ →  Fe + H₂O

 

Fe₂O₃ + 3C →  2Fe + 3CO
Fe₂O₃ + 3CО →  2Fe + 3CO₂
Fe₂O₃ + 3H₂ →  2Fe + 3H₂O­

 

WO₃ + 3H₂ → W + 3H₂O

 

2. Восстановление активных металлов (до Al включительно) приводит к образованию карбидов, а не свободного металла:

CaO + 3C → CaC₂ + 3CO
2Al₂O₃ + 9C → Al₄C₃ + 6CO

 

3. Восстановление более активным металлом:

3FeO + 2Al →  3Fe + Al₂O₃
Cr₂O₃ + 2Al → 2Cr + Al₂O₃.

 

4. Некоторые оксиды неметаллов также возможно восстановить до свободного неметалла:

2P₂O₅ + 5C → 4P + 5CO₂
SO₂ + C → S + CO₂
2NO + C → N₂ + CO₂
2N₂O + C → 2N₂ + CO₂
SiO₂ + 2C → Si + 2CO

 

Только оксиды азота и углерода реагируют с водородом:

2NO + 2H₂ → N₂ + 2H₂O
N₂O + H₂ → N₂ + H₂O

 

SiO₂ + H₂ → реакция не идет.

 

В случае углерода восстановления до простого вещества не происходит:
CO + 2H₂ <=> CH₃OH (t, p, kt)

 

Особенности свойств оксидов CO

₂ и SO₂

1. Не реагируют с амфотерными гидроксидами:

CO₂ + Al(OH)₃ → реакция не идет

 

2. Реагируют с углеродом:

CO₂ + C → 2CO­
SO₂ + C → S + CO₂­

 

3. С сильными восстановителями SO₂ проявляет свойства окислителя:

SO₂ + 2H₂S → 3S + 2H₂O
SO₂ + 4HI → S + 2I₂ + 2H₂O
SO₂ + 2C → S + CO₂
SO₂ + 2CO → S + 2CO₂ (Al₂O₃, 500°C)

 

4. Сильные окислители окисляют SO₂:

SO₂ + Cl₂ <=> SO₂Cl₂
SO₂ + Br₂ <=> SO₂Br₂
SO₂ + NO₂ →  SO₃ + NO
SO₂ + H₂O₂ →  H₂SO₄

 

5SO₂ + 2KMnO₄ +2H₂O →  2MnSO₄ + K₂SO₄ + 2H₂SO₄
SO₂ + 2KMnO₄ + 4KOH →  2K₂MnO₄ +K₂SO₄ + 2H₂O

 

SO₂ + HNO₃ + H₂O → H₂SO₄ + NO

 

6. Оксид углерода (IV) CO₂ проявляет менее выраженные окислительные свойства, реагируя только с активными металлами, например:

CO₂ + 2Mg → 2MgO + C (t)

 

Особенности свойств оксидов азота (N

₂O₅, NO₂, NO, N₂O)

1. Необходимо помнить, что все оксиды азота являются сильными окислителями. Совсем необязательно помнить какие продукты образуются в подобных реакциях, так как подобные вопросы возникают только в тестах. Нужно лишь знать основные восстановители, такие как C, CO, H₂, HI и йодиды, H₂S и сульфиды, металлы (и т.д.) и знать, что оксиды азота их с большой вероятностью окислят.

 

2NO₂ + 4CO&nbsp → N₂ + 4CO₂
2NO₂ + 2S → N₂ + 2SO₂
2NO₂ + 4Cu → N₂ + 4CuO

 

N₂O₅ + 5Cu → N₂ + 5CuO
2N₂O₅ + 2KI → I₂ + 2NO₂ + 2KNO₃
N₂O₅ + H₂S → 2NO₂ + S + H₂O

 

2NO + 2H₂ → N₂ + 2H₂O
2NO + C → N₂ + CO₂
2NO + Cu → N₂ + 2Cu₂O
2NO + Zn → N₂ + ZnO
2NO + 2H₂S → N₂ + 2S + 2H₂O

 

N₂O + H₂ → N₂ + H₂O
2N₂O + C → 2N₂ + CO₂
N₂O + Mg → N₂ + MgO

 

2. Могут окисляться сильными окислителями (кроме N₂O₅, так как степень окисления уже максимальная):
2NO + 3KClO + 2KOH →  2KNO₃ + 3KCl + H₂O
8NO + 3HClO₄ + 4H₂O →  8HNO₃ + 3HCl
14NO + 6HBrO₄ + 4H₂O →  14HNO₃ + 3Br₂
NO + KMnO₄ + H₂SO₄ →  HNO₃ + K₂SO₄ + MnSO₄ + H₂O
5N₂O + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ →  10NO + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O.

 

3. Несолеобразующие оксиды N₂O и NO не реагируют ни с водой, ни с щелочами, ни с обычными кислотами (кислотами-неокислителями).

 

Химические свойства CO как сильного восстановителя

1. Реагирует с некоторыми неметаллами:

2CO + O₂ → 2CO₂
CO + 2H₂ <=> CH₃OH (t, p, kt)
CO + Cl₂ <=> COCl₂ (фосген)

 

2. Реагирует с некоторыми сложными соединениями:

CO + KOH → HCOOK
CO + Na₂O₂ → Na₂CO₃
CO + Mg → MgO + C (t)

3. Восстанавливает некоторые металлы (средней и малой активности) и неметаллы из их оксидов:

CO + CuO → Cu + CO₂
3CO + Fe₂O₃ → 2Fe + 3CO₂
3CO + Cr₂O₃ → 2Cr + 3CO₂

 

2CO + SO₂ → S + 2CO₂­ (Al₂O₃, 500°C)
5CO + I₂O₅ → I₂ + 5CO₂­
4CO + 2NO₂ → N₂ + 4CO₂

 

3. С обычными кислотами и водой CO (также как и другие несолеобразующие оксиды) не реагирует.

 

Химические свойства SiO

₂

1. Взаимодействует с активными металлами:

SiO₂ + 2Mg → 2MgO + Si
SiO₂ + 2Ca → 2CaO + Si
SiO₂ + 2Ba → 2BaO + Si

 

2. Взаимодействует с углеродом:

SiO₂ + 2C → Si + 2CO
(Согласно пособию «Курс самоподготовки» Каверина, SiO₂ + CO → реакция не идет)

 

3  С водородом SiO₂ не взаимодействует.

 

4. Реакции с растворами или расплавами щелочей, с оксидами и карбонатами активных металлов:

SiO₂ + 2NaOH → Na₂SiO₃ +H₂O
SiO₂ + CaO → CaSiO₃
SiO₂ + BaO → BaSiO₃
SiO₂ + Na₂CO₃ → Na₂SiO₃ + CO₂
SiO₂ + CaCO₃ → CaSiO₃ + CO₂

SiO₂ + Cu(OH)₂ → реакция не идет (из оснований оксид кремния реагирует только с щелочами).

 

5. Из кислот SiO₂ взаимодействует только с плавиковой кислотой:

SiO₂ + 4HF → SiF₄ + 2H₂O.

 

Свойства оксида P

₂O₅ как сильного водоотнимающего средства

HCOOH + P₂O₅ → CO + H₃PO₄
2HNO₃ + P₂O₅ → N₂O₅ + 2HPO₃
2HClO₄ + P₂O₅ → Cl₂O₇ + 2HPO₃.

 

Термическое разложение некоторых оксидов

В вариантах экзамена такое свойство оксидов не встречается, но рассмотрим его для полноты картины:
Основные:
4CuO → 2Cu₂O + O₂ (t)
2HgO → 2Hg + O₂ (t)

 

Кислотные:
2SO₃ → 2SO₂ + O₂ (t)
2N₂O → 2N₂ + O₂ (t)
2N₂O₅ → 4NO₂ + O₂ (t)

 

Амфотерные:
4MnO₂ → 2Mn₂O₃ + O₂ (t)
6Fe₂O₃ → 4Fe₃O₄ + O₂ (t).

 

Особенности оксидов NO

₂, ClO₂ и Fe₃O₄

1. Диспропорционирование: оксидам NO₂ и ClO₂ соответствуют две кислоты, поэтому при взаимодействии с щелочами или карбонатами щелочных металлов образуются две соли: нитрат и нитрит соответствующего металла в случае NO₂ и хлорат и хлорит в случае ClO₂:

2N⁺⁴O₂ + 2NaOH → NaN⁺³O₂ + NaN⁺⁵O₃ + H₂O

4NO₂ + 2Ba(OH)₂ → Ba(NO₂)₂ + Ba(NO₃)₂ + 2H₂O

2NO₂ + Na₂CO₃ →  NaNO₃ + NaNO₂ + CO₂

 

В аналогичных реакциях с кислородом образуются только соединения с N⁺⁵, так как он окисляет нитрит до нитрата:

4NO₂ + O₂ + 4NaOH → 4NaNO₃ + 2H₂O

4NO₂ + O₂ + 2H₂O → 4HNO₃              (растворение в избытке кислорода)

 

2Cl⁺⁴O₂ + H₂O → HCl⁺³O₂ + HCl⁺⁵O₃
2ClO2 + 2NaOH → NaClO₂ + NaClO₃ + H₂O 

 

2. Оксид железа (II,III) Fe₃O₄ (FeO·Fe₂O₃) содержит железо в двух степенях окисления: +2 и +3, поэтому в реакциях с кислотами образуются две соли:

Fe₃O₄ + 8HCl → FeCl₂ + 2FeCl₃ 4H₂O.

Урок для 9 класса. Кремний и его свойства.Соединения кремния

9 класс. Тема 3.урок № 3.: Кремний и его соединения.

«Кремний-основа

земной коры»

Академик

А. Е. Ферсман

Цели урока:

Обучающие:

• Рассмотреть строение атома кремния.

• Изучить физические и химические свойства, применение.

Развивающие:

• Развивать умения формулировать гипотезы и проводить их опытную проверку.

• Продолжить формирование умений обрабатывать и анализировать экспериментальные данные, делать выводы о свойствах вещества.

Воспитывающие:

• Формировать потребности в познавательной деятельности.

• Воспитать культуру общения учащихся через групповую работу.

• Воспитать у учащихся наблюдательность, внимание, пытливость, инициативу.

Оборудование: периодическая система Д. И. Менделеева, коллекция минералов,  презентация к уроку, реактивы: раствор соляной кислоты, раствор карбоната натрия, раствор силикатного клея; штативы с пробирками; образцы природных соединений кремния ( гранит, горный хрусталь, кварц и др.), образцы изделий из стекла, фаянса, фарфора, керамики

ХОД УРОКА

1. Организационный момент.

Согласно современным исследованиям биосферы нашей планеты, самыми распространенными в ней элементами являются кислород (47%), кремний (29%), алюминий (8%), железо (4,7%), кальций (2,96%), натрий и калий (по 2,5%), магний (1,9%). На долю остальных приходится менее 1%.

2. Актуализация знаний.

Сегодня на уроке мы с вами рассмотрим строение атома кремния, изучим его физические и химические свойства, применение.

3. Изучение нового материала

1. Характеристика элемента по его положение в ПСХЭ Д.И.Менделеева. Строение атома.

Ребята, перед вами периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева. Все элементы расположены в периодах и группах. Сейчас я вам предлагаю найти кремний и дать ему характеристику по положению в Периодической системе, а именно, вставить пропущенные слова в тексте (групповая работа).

• Кремний — элемент __________ группы, __________ подгруппы

• Заряд ядра атома кремния равен ______

• В ядре атома кремния __________ протонов.

• В ядре атома кремния _________ нейтронов.

• В атоме кремния ________ электронов.

• Атом кремния имеет _________ энергетических уровня.

• На внешнем уровне в атоме кремния _________ электронов.

• Максимальная степень окисления атома кремния в соединениях равна ________.

• Минимальная степень окисления атома кремния в соединениях равна ________.

• Простое вещество кремний является ____________.

• Оксид кремния имеет ___________________ характер.

Предполагаемые ответы:

• Кремний— элемент 4 группы, главной подгруппы

• Заряд ядра атома кремния равен 14

• В ядре атома кремния 14 протонов.

• В ядре атома кремния 14 нейтронов.

• В атоме кремния 14 электронов.

• Атом кремния имеет 3 энергетических уровня.

• На внешнем уровне в атоме кремния 4 электрона

• Максимальная степень окисления атома кремния в соединениях равна +4

• Минимальная степень окисления атома кремния в соединениях равна -4.

• Простое вещество кремний является неметаллом.

• Оксид кремния имеет __ кислотный _ характер.

Какой вывод мы можем сделать о положении кремния в ПС?

Предполагаемые ответы:

Кремний – химический элемент 4 группы главной подгруппы. Химический знак – Si, Порядковый номер – 14, Атомная масса – 28,086. Кремний находится в IV группе, гл. подгруппе, 3 период.

В ядре кремния 14 электронов, 14 протонов, 14 нейтронов. Все электроны расположены на 3 энергетических уровнях. На внешнем энергетическом уровне находится 4 электрона. Электронная формула: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

Максимальная степень окисления атома в соединениях равна +4. Минимальная степень окисления атома кремния в соединениях равна -4.

На последнем энергетическом уровне атома кремния находится 4 электрона, которые атом в ходе химической реакции может отдать, проявляя при этом положительную степень окисления +4 и являясь восстановителем. Или, наоборот, принять 4 электрона до полного заполнения 3 энергетического уровня, проявляя отрицательную степень окисления -4 и являясь при этом окислителем. Валентность химического элемента равна IV.

2. Открытие кремния 

Уже в глубокой древности люди широко использовали в своём быту соединения кремния. Вспомните древних людей. Из чего были изготовлены их орудия труда? Но сам кремний впервые был получен в 1824 г. Шведским химиком И.Я. Берцелиусом. Однако, за 12 лет до него кремний получили Ж. Гей-Люссак и Л. Тенар, но он был очень загрязнён примесями.

Латинское название «силициум» берёт своё начало от латинского «силекс» — камень. С греческого языка «кремнос» — утёс, скала.

Кремний – это один из распространенных в земле элементов (27,6% массы). Главная часть находится в соединениях кремния с кислородом и др. металлами – силикатных породах. Соединения, в состав которых входит оксид алюминия, называются алюмосиликатами. Таковы белая глина, слюда, полевой шпат. Значительная часть кремния представлена оксидом кремния (IV) – кремнезема. Окрашивание оксида кремния (IV) различными примесями образует драгоценные и полудрагоценные камни, например, изумруд, топаз, аквамарин и др.

— Земная кора на одну четверть состоит из соединений кремния. Наиболее распространённым является оксид кремния (IV) – кремнезём. В природе он образует минерал кварц и многие другие разновидности:горный хрусталь, аметист, агат, опал, яшма, халцедон, сердолик (полудрагоценные камни), а также обычный кварцевый песок 

Именно кремень положил начало каменному веку. Причин этому две: доступность и распространённость, а также способность образовывать на сколе острые режущие края.

Второй тип природных соединений кремния – силикаты. Самые распространённые алюмосиликаты: гранит, различные виды глин, слюды. 

Не содержащий алюминия силикат – асбест ( из него изготавливают огнестойкие ткани)

Оксид кремния (IV) необходим и растениям, и животным. Он придаёт прочность стеблям растений и покровам животных ( камыши твёрдо стоят, осока режет, как лезвие, чешуя рыб, панцири насекомых, крылья бабочек, перья птиц, шерсть животных содержат оксид кремния (IV). 

Кремний придаёт гладкость и прочность костям человека, входит в состав низших живых организмов – диатомовых водорослей и радиолярий (образует их скелеты) 

3. Физические свойства кремния

— Вы обратили внимание, что когда мы говорим о содержании в природных условиях элемента кремния, то упоминаем только его соединения, но не простое вещество.

Кремний в свободном виде в природе не встречается  в отличие от углерода (алмаз,  графит, аморфный С и т.д.)

Для кремния известны две аллотропные модификации. Наиболее устойчивая аллотропная модификация кремния имеет строение, подобное алмазу, т. е. атомное строение. Это тугоплавкое, твердое (7 баллов по шкале Мооса) , но хрупкое вещество, черно-серого цвета с металлическим блеском малореакционноспособный; полупроводник, (с повышением температуры электропроводность повышается).

Такие свойства обусловлены строением кристаллов, аналогичным структуре алмаза.

Физические константы: g = 2,33 г/см3;  t пл.= 1415 0С; t кип.= 3500 0С

Металлический кремний – тугоплавкое вещество (tпл.=1400°С) темно-серого цвета с металлическим блеском, хрупкое, плохо

проводит электрический ток.

Аморфный кремний — бурый порошок, не имеющий постоянной температуры. Аморфный кремний является более реакционноспособным, чем химически довольно инертный кристаллический кремний.

4. Химические свойства кремния.

На основе строения атома мы выяснили, что простое вещество кремний способен проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства

Si⁰

-4е +4е

Si⁺⁴ Si^-4

восстановитель окислитель

а) кремний — восстановитель

Все реакции протекают при нагревании!

Si + O₂ = SiO₂  (оксид кремния (IV))

Si + 2Cl₂ = SiCl₄  (хлорид кремния)

Si + 2S = SiS₂     (сульфидкремния)

      2000⁰C

Si + C =  Si⁺⁴C^-4  

(карбид кремния или карборунд, по твёрдости близок к алмазу)

Si + 2H₂O(пар) = SiO₂ + H₂

Si + 2NaOH(конц.) + H₂O = Na₂SiO₃ + 2H₂

б) кремний – окислитель

Si + 2Ca = Ca₂Si  (силицид кальция)

Вывод: свойства кремния и углерода похожи. Оба неметалла взаимодействуют с кислородом, галогенами, серой, металлами. Но в отличие от углерода кремний напрямую не соединяется с водородом.

5.Соединения кремния.

Оксиды являются основным элементом кристаллической решетки более 400 минералов. Соединения кремния находятся в песке, глине, почве. Земная кора более чем на четверть состоит из его соединений. Наиболее распространенным соединением кремния является его диоксид SiO₂, другое его название — кремнезем. В природе он образует минерал кварц и многие разновидности, такие, как горный хрусталь и его знаменитая лиловая форма — аметист, а также агат, опал, яшма, халцедон, сердолик, которые известны как поделочные и полудрагоценные камни (слайды № 3,4,5). Диоксид кремния — это также обычный и кварцевый песок.
Из разновидностей минералов на основе диоксида кремния — кремня, халцедона и других первобытные люди изготовляли орудия труда. Именно кремень, этот невзрачный и не очень прочный камень, положил начало каменному веку — веку кремневых орудий труда. Причин этому две: распространенность и доступность кремня, а также его способность образовывать при сколе острые режущие края.

Второй тип природных соединений кремния — это силикаты. Среди них наиболее распространены алюмосиликаты, эти силикаты содержат алюминий. К алюмосиликатам относятся гранит, различные виды глин, слюды. Силикатом, не содержащим алюминий, является, например, асбест.
Важнейшее соединение кремния — оксид SiO₂ необходим для жизни растений и животных. Он придает прочность стеблям растений и защитным покровам животных. Тростники, камыши и хвощи стоят крепко, как штыки, острые листья осоки режут, как ножи, стерня на скошенном поле колет, как иголки, а стебли злаков настолько крепки, что не позволяют ниве на полях ложиться от дождя и ветра. Чешуя рыб, панцири насекомых, крылья бабочек, перья птиц и шерсть животных прочны, так как содержат кремнезем. Кремний придает гладкость и прочность костям человека.
Кремний входит и в состав низших живых организмов — диатомовых водорослей и радиолярий, — нежнейших комочков живой материи, которые создают свои непревзойденные по красоте скелеты из кремнезема.

Одно из названных сегодня веществ – это оксид кремния SiO₂. Это кислотный оксид, а для таких оксидов характерно взаимодействие с водой, основным оксидом и щелочью, но

а) SiO₂ + H₂O не взаимодействует

б) SiO₂ + Na₂O = Na₂SiO₃

в) SiO₂+2NaOH = Na₂SiO₃+H₂О

Составление уравнений реакций учениками на доске и в тетради.

Если у кремния есть кислотный оксид, то есть и соответствующая оксиду кислота.

Жила в стране химии чудная дева.

В семействе кислот прослыла неумелой.

Была она, в общем, на студень похожа

Хоть кремний служил ей основою тоже.

Своими поступками всех удивляла,

В кислотном ряду исключением стала.

А при нагревании, вот чудеса,

Из неё получились: песок и вода!

Ближайший её сородич и брат,

Строитель известный, герой-силикат.

Узнали «красавицу»? Кто же она?

Конечно же ………………. (кремниевая кислота)

ЗАДАНИЕ: Запишите формулу кремниевой кислоты. Из каких химических элементов она состоит?

Получение. Кремниевая кислота единственная из неорганических кислот, которую нельзя получить реакцией оксида кремния с водой.

Лабораторный опыт: “Получение кремниевой кислоты” — работа в группах, составление уравнения хим. реакции.

Налейте в пробирку небольшое количество силиката натрия Na₂SiO₃, прилейте 1 мл раствора соляной кислоты. Что наблюдаете? Слейте жидкое содержимое в другую пробирку. Охарактеризуйте физические свойства кремниевой кислоты, проверьте по таблице растворимости. Составьте уравнение химической реакции в молекулярном и ионном виде.

Na₂SiO₃+2HCl = H₂SiO₃+2NaCl (Слайд 11)

Что можно сказать о её растворимости в воде? (Она не растворима).

Применение кремния и его соединений.

Выступления ребят с подготовленными заранее сообщениями о применения кремния.

6. Получение кремния  

— Способы получения кремния основаны в основном на восстановлении оксида кремния (IV) сильными восстановителями – активными металлами (Mg, Al) и углеродом

Лабораторный способ:    

SiO₂ + 2Mg = 2MgO + Si     

Промышленный способ:

               1900^oC      

SiO₂ + 2C  =  2CO + Si 

SiCi₄ + 2Zn = 2ZnCi₂ + Si

7. Применение соединений кремния в народном хозяйстве  

Кремний широко используется в электронике как полупроводник. Добавки кремния к сплавам повышают их коррозионную стойкость. Силикаты, алюмосиликаты и кремнезем – основное сырье для производства стекла и керамики, а также для строительной промышленности.

(Для получения полупроводников.Кислотоупорных сплавов.Стекло,  цемент, бетон,  железобетон, кирпич, фарфор, фаянс.)

Применение кремния. Кремний применяют для получения полупроводниковых материалов, а также кислотоупорных сплавов. При сплавлении кварцевого песка с углем при высоких температурах образуется карбид кремния SiC, который по твердости уступает только алмазу. Поэтому его используют для затачивания резцов металлорежущих станков и шлифовки драгоценных камней. Из расплавленного кварца изготавливают различную кварцевую химическую посуду, которая может выдерживать высокую температуру и не трескается при резком охлаждении.
Соединения кремния служат основой для производства стекла и цемента.
Открытие кремния. Хотя уже в глубокой древности люди широко использовали в своем быту соединения кремния, сам кремний в элементарном состоянии был впервые получен в 1825 г. шведским химиком Й. Я. Берцелиусом. Однако за 12 лет до него кремний получили Ж. Гей-Люссак и Л. Тенар, но он был очень загрязнен примесями.
Задания: Укажите сходство и различие оксида углерода(IV) и оксида кремния(IV) по строению и свойствам (взаимодействие с водой, щелочами, основными оксидами и магнием). Напишите уравнения реакций.

Почему углерод называют основным элементом живой природы, а кремний — основным элементом неживой природы?

IV.Рефлексия – выделить главные слова по группам Каждой группе необходимо выписать на листочек ключевые слова из каждой строки стихотворения

1.Силициум с латыни кремень означает

Берцелиус его открыл и так назвал

Ученый Гесс ввел русский термин — кремний

Слышна в нем мощь утесов, скал.

В земной коре второе место он прочно занимает,

Хотя в свободном виде в природе не встречают

Известен кремний стал лишь с 19 века,

Но неоценима его роль со времен древнего человека.

2.Без него не построить себе особняк,

Чашки кофе не выпить без фарфора никак

Звон хрустальный не слышать

И как о берег бьют волны

Не носить топ-моделям серьги, броши, кулоны.

3.Ну, а чистый кремний хоть имеет структуру алмаза

Полупроводниковыми свойствами владеет без отказа

Способностью мага он обладает

Энергией солнца вовсю управляет

Часам точный ход обеспечит кристалл.

4. Прочность сталей усилишь, введя кремний в сплав

Живой организм кремний тоже имеет

Из-за него человек силикозом болеет

Недостаток его скелет ослабляет

Если меньше 3-х грамм, то и взгляд не сияет.

Химической активностью кремний не блистает,

Но в щелочах и фтороводороде себя он окисляет.

Его оксид кислотный на редкость очень твердый

В воде не растворим,

Для получения разных стекол ничем не заменим.

1гр

Силициумс латыни кремень означает

Берцелиус его открыл и так назвал

Ученый Гесс ввел русский термин — кремний

Слышна в нем мощь утесов, скал.

В земной коре второе место он прочно занимает,

Хотя в свободном виде в природе не встречают

Известен кремний стал лишь с 19 века,

Но неоценима его роль со времен древнего человека.

2 гр

Без него не построить себе особняк,

Чашки кофе не выпить без фарфора никак

Звон хрустальный не слышать

И как о берег бьют волны

Не носить топ-моделям серьги, броши, кулоны.

3гр

Ну, а чистый кремний хоть имеет структуру алмаза

Полупроводниковыми свойствами владеет без отказа

Способностью мага он обладает

Энергией солнцавовсю управляет

Часам точный ход обеспечит кристалл.

4гр

Прочность сталей усилишь, введя кремний в сплав

Живой организм кремний тоже имеет

Из-за него человек силикозом болеет

Недостаток его скелет ослабляет

Если меньше 3-х грамм, то и взгляд не сияет.

Химической активностью кремний не блистает,

Но в щелочах и фтороводороде себя он окисляет.

Его оксид кислотный на редкость очень твердый

В воде не растворим,

Для получения разных стекол ничем не заменим.

V. Домашнее задание: §

Кремний, подготовка к ЕГЭ по химии

Кремний — неметаллический элемент IVa группы периодической таблицы Д.И. Менделеева. Второй после кислород элемент по распространенности в земной коре.

В чистом виде в природе практически отсутствует. Чаще всего встречается в виде кремнезема — SiO₂ — песок, песчаник, кварц, глина.

Кремниевая (силиконовая) долина

Регион в штате Калифорния (США), отличающийся большой плотностью высоко технологичных компаний, связанных с производством компьютеров и микропроцессоров.

Кремний является природным полупроводником, используется как основной материал для производства микросхем. Кремний ближе, чем вы думаете: внутри гаджета, которым вы пользуетесь 😉

Основное и возбужденное состояние кремния

При возбуждении атома кремния электроны на s-подуровне распариваются и один из них переходит на p-подуровень.

Природные соединения

В природе кремний встречается в виде следующих соединений:

• SiO₂ — кварц, кремнезем, гранит, песчаник, песок, глина
• SiO₂ с примесью Fe³⁺ — цитрин
• SiO₂ с примесью Fe²⁺ и Fe³⁺ — аметист

Получение

В промышленности кремний получают путем восстановления кремнезема в электрических печах, алюминотермией.

SiO₂ + C → (t) Si + CO₂↑

SiO₂ + Al → (t) Si+ Al₂O₃

В лабораторных условиях мелкий белый песок прокаливают с магнием:

SiO₂ + Mg → (t) MgO + Si

Химические свойства

• Реакции с неметаллами

При обычных условиях без нагревания кремний реагирует только со фтором.

Si + F₂ → SiF₄

При нагревании кремний вступает в реакции с остальными галогенами (Cl, Br, I), углеродом, кислородом. При очень высоких температурах (1200 °C) кремний с кислородом образует оксид кремния II — несолеобразующий оксид.

Si + Cl₂ → (t) SiCl₄

Si + C → (t) SiC

Si + O₂ → (t) SiO₂

Si + O₂ → (t = 1200 °C) SiO

• Реакции с металлами

В подобных реакциях кремния проявляет свои окислительные способности.

Ca + Si → Ca₂Si (силицид кальция)

• Реакция с щелочами

С целью травления (удаления поверхностного слоя материала) кремниевые изделия можно погружать в раствор щелочи.

KOH + Si → K₂SiO₃ + H₂↑

Оксид кремния IV — SiO

₂

Оксид кремния IV имеет атомное строение, обладает высокой прочностью и твердостью. Плавится при температуре +1730 °C градусов.

Получение

В промышленности оксид кремния IV получают нагреванием кремния в атмосфере кислорода.

Si + O₂ → SiO₂

В лабораторных условиях проводят реакция силиката натрия с уксусной кислотой. Кремниевая кислота сразу же распадается на SiO₂, который выпадает в осадок, и воду.

Na₂SiO₃ + CH₃COOH → CH₃COONa + H₂SiO₃↓

H₂SiO₃ → SiO₂ + H₂O

Химические свойства

• Реакции с кислотами

Химически SiO₂ устойчив к действию кислот, однако вступает в реакцию с газообразным фтороводородом (газом) и плавиковой кислотой (жидкостью).

SiO₂ + HF → SiF₄ + H₂O

• Реакции с основными оксидами и щелочами

SiO₂ является кислотным оксидом, соответствует кремниевой кислоте. Вступая в реакции с основными оксидами и щелочами, образует соли данной кислоты — силикаты.

MgO + SiO₂ → MgSiO₃

NaOH + SiO₂ → Na₂SiO₃ + H₂O

• С карбонатами

Так как чаще всего кислотные оксиды с солями не реагируют, тем более необычной кажется реакция оксида кремния IV с карбонатами.

K₂CO₃ + SiO₂ → K₂SiO₃ + CO₂↑

Кремниевая кислота

Слабая, малорастворимая в воде кислота. Ее соли носят название — силикаты.

Получение

Поскольку кремниевая кислота малорастворима, то банальной реакцией SiO₂ с водой ее не получить. Эту задачу решают в две стадии через ее соли — силикаты.

LiOH + SiO₂ → Li₂SiO₃ + H₂O

Li₂SiO₃ + HCl → LiCl + H₂SiO₃↓

Химические свойства

Кремниевая кислота слабая, нестойкая, легко распадается на воду и оксид кремния IV.

H₂SiO₃ → H₂O + SiO₂

© 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.

Оксиды углерода, кремния, германия, олова и свинца

Оксиды элементов в верхней части группы 4 являются кислыми, но кислотность оксидов падает по мере того, как вы спускаетесь по группе. Ближе к нижней части группы оксиды становятся более основными, хотя при этом полностью не теряют своих кислотных свойств.

Оксид, который может проявлять как кислотные, так и основные свойства, называется амфотерным .

Таким образом, наблюдается тенденция от кислых оксидов в верхней части группы к амфотерным в нижней части.

Оксиды углерода и кремния

Окись углерода

С монооксидом углерода обычно обращаются как с нейтральным оксидом, но на самом деле он очень и очень слабокислый. Он не реагирует с водой, но он будет реагировать с горячим концентрированным раствором гидроксида натрия с образованием раствора метаноата натрия.

Тот факт, что окись углерода реагирует с основным гидроксид-ионом, показывает, что он должен быть кислым.

Диоксиды углерода и кремния

Оба они слабокислые.

С водой

Диоксид кремния не реагирует с водой из-за сложности разрушения гигантской ковалентной структуры.

Двуокись углерода в некоторой степени реагирует с водой с образованием ионов водорода (строго говоря, ионов гидроксония) и ионов гидрокарбоната.

Всего эта реакция:

Раствор углекислого газа в воде иногда называют угольной кислотой, но на самом деле только около 0.Фактически прореагировал 1% углекислого газа. Положение равновесия находится намного левее.

С основаниями

Двуокись углерода реагирует с раствором гидроксида натрия на холоде с образованием карбоната натрия или раствора гидрокарбоната натрия — в зависимости от соотношения реагирующих веществ.

Диоксид кремния также вступает в реакцию с раствором гидроксида натрия, но только если он горячий и концентрированный. Образуется раствор силиката натрия.

Вы также можете быть знакомы с одной из реакций, происходящих при извлечении железа в доменной печи — в которой оксид кальция (из известняка, который является одним из сырьевых материалов) реагирует с диоксидом кремния с образованием жидкого шлака, силиката кальция. Это также пример реакции кислого диоксида кремния с основанием.

Оксиды германия, олова и свинца

Окиси

Все эти оксиды амфотерные — они проявляют как основные, так и кислотные свойства.

Основная природа оксидов

Все эти оксиды реагируют с кислотами с образованием солей.

Например, все они реагируют с концентрированной соляной кислотой. Это можно резюмировать как:

. . . где X может быть Ge и Sn, но, к сожалению, требует небольшой модификации для свинца.

Хлорид свинца (II) практически нерастворим в воде, и вместо получения раствора он образовал бы нерастворимый слой над оксидом свинца (II), если бы вы использовали разбавленную соляную кислоту , что остановило бы реакцию.

Однако в этом примере мы говорим об использовании концентрированной соляной кислоты .

Большой избыток хлорид-ионов в концентрированной кислоте реагирует с хлоридом свинца (II) с образованием растворимых комплексов, таких как PbCl ₄ ^2- . Эти ионные комплексы растворимы в воде, и проблема исчезает.

К сожалению, это означает, что вам нужно больше помнить!

Неорганическая химия — Что такое «кислый» оксид?

неорганическая химия — Что такое «кислый» оксид? — Обмен химического стека

Сеть обмена стеков

Сеть Stack Exchange состоит из 176 сообществ вопросов и ответов, включая Stack Overflow, крупнейшее и пользующееся наибольшим доверием онлайн-сообщество, где разработчики могут учиться, делиться своими знаниями и строить свою карьеру.

Посетить Stack Exchange

2. 0
3. +0
6. Авторизоваться Зарегистрироваться

Chemistry Stack Exchange — это сайт вопросов и ответов для ученых, преподавателей, преподавателей и студентов, изучающих химию.Регистрация займет всего минуту.

Зарегистрируйтесь, чтобы присоединиться к этому сообществу

Кто угодно может задать вопрос

Кто угодно может ответить

Лучшие ответы голосуются и поднимаются наверх

Спросил 5 лет, 5 месяцев назад

Просмотрено 3к раз

$ \ begingroup $

В моей книге сказано, что:

Оксиды в более высоких степенях окисления элементов группы 14 обычно более кислые, чем оксиды в более низких степенях окисления.Диоксиды $ \ ce {CO2} $, $ \ ce {SiO2} $ и $ \ ce {GeO2} $ являются кислотными, тогда как $ \ ce {SnO2} $ и $ \ ce {PbO2} $ имеют амфотерную природу. Среди монооксидов $ \ ce {CO} $ нейтрален, $ \ ce {GeO} $ явно кислый, тогда как $ \ ce {SnO} $ и $ \ ce {PbO} $ амфотерные.

1. Прежде всего:
   Как оксид может быть кислым? Это из-за их реакции с другими соединениями? Я знаю о кислотах и ​​основаниях Аррениуса, Льюиса и Бренстеда, но до сих пор не могу соединиться!

2. Во-вторых, почему в книге говорится: «Оксиды в более высоких степенях окисления элементов группы 14 обычно более кислые, чем оксиды в более низких степенях окисления»? Есть ли за этим логическая причина?

3. Прослеживается ли тенденция, упомянутая во втором вопросе, для всех групп периодической таблицы, а не только для группы 14?

   Под «всеми группами» я имею в виду блочные элементы s и p.Я не очень разбираюсь в химии элементов блока d и f — я изучу их через несколько недель, но я считаю, что они также должны следовать этой тенденции.

Создан 13 ноя.

Каран СингхКаран Сингх

3,39977 золотых знаков2929 серебряных знаков4848 бронзовых знаков

$ \ endgroup $ 4 $ \ begingroup $

1. Оксиды бывают кислыми или основными в зависимости от их реакции с основанием или кислотой.Здесь в элементах группы 14 $ \ ce {CO2} $ является кислотным, т.е. реагирует с основанием. Когда оксиды являются амфотерными, они реагируют как с кислотами, так и с основаниями.
   
2. Оксиды с более высокой степенью окисления более кислые из-за более высокого положительного заряда. При понижении группы способность привлекать электроны уменьшается, а электроположительный характер возрастает. Таким образом, элемент становится менее кислотным и более основным в группе. Я не понял вашего последнего вопроса, но каждый период имеет тенденцию к кислотной и основной природе оксидов.

Создан 23 ноя.

$ \ endgroup $ Chemistry Stack Exchange лучше всего работает с включенным JavaScript

Ваша конфиденциальность

Нажимая «Принять все файлы cookie», вы соглашаетесь с тем, что Stack Exchange может хранить файлы cookie на вашем устройстве и раскрывать информацию в соответствии с нашей Политикой использования файлов cookie.

Принимать все файлы cookie Настроить параметры

Оксид металла — обзор

1968	«Аноды со стабильными размерами» с оксидным покрытием для хлорщелочной промышленности: H.Пиво, Бельг. Пат. 710551 (1968), US 362492 (1972), US 4052271 (1977)
	A. Martinsons et al., US 3562008 (1971)
	V. Hock et al., US 5055169 (1991)
1972	US 3634736, Standard Oil Co . Огайо . (США): пастовые электроды из активированного угля или карбидов или боридов металлов (например, BC, WC)
	US 3652902, IBM (США), пластины из активированного угля, разделенные пористой инертной прокладкой, пропитанной КОН или H 2 SO 4
1983	EP 0078404, CD 1196683 (1985): электроды с керамическим оксидным покрытием и псевдоемкость
1986	US 4633372, . Standard Oil Co . Огайо . (США): полиоксометаллат, адсорбированный на активированном угле, например, H 5 (PV 2 Mo 10 O 40 ), (NH 4 ) 6 (P 2 Mo 18 O 62 )
1988	Нитрид молибдена, полученный реакцией химического осаждения из паровой фазы между MoCl 5 и NH 3 при 500… 800 ° C или реактивным пиролизом распылением MoO 3
	США 4766522, Hughes Aircraft Co .(США): оксиды Pt и Ir в твердом электролите
1990	JP 2085387, Japan Gore Tex Inc . (Япония): углеродный порошок, поддерживающий металл семейства Pt, или порошок RuO 2 , IrO 2 или PbO 2 , связанный ПТФЭ или ионообменной смолой, например, сополимер тетрафторэтиленсульфонилфторида и винилового эфира
1992	US 5079674, Motorola (США): оксиды, хлориды, нитриды и другие соли Ru, Ta, Rh, Zr, Co, Ni, Mo, W, V, нанесенные на пористый углерод и связанные в матрице из фторполимер
	US 5136474, Giner Inc. (США): Порошки RuO 2 на связке PTFE на Nafion 117
	US 5151848, ВВС США : Титан, покрытый RuO 2 и пропитанный твердым полимерным электролитом персульфоновой кислотой при давлении 1000 бар
1994	WO 9407272, Pinnacle Research Institute (США): биполярный RuO 2 / Ti-электроды; см. текст
	DE 4313474, EP 0622815, Dornier (Daimler Group, Германия): гидрат оксида рутения термическими методами и методами осаждения на никелевой и углеродной бумажной основе
	JP 6345441, Japan Energy Corp .: Гидрат оксида рутения RuO 2 · x H 2 O с однородным размером частиц за счет восстановления предшественника рутения (V или более) в водном растворе
	US 551164, Институт Фронцевича (Киев, Украина) ): Халькогениды висмута, например, Bi 2 Te 3 , Bi 2 Se 3
1995	US 5429893, Motorola (США): электроды из оксида металла и активированного угля в водной и неводный раствор
	US 5392191, Motorola (США): оксиды V, Zr, Hf, Ti, Nb, Sc со связанным хлором (MO 1.68 Cl 0,68 ), смешанный с углеродом и полимером
	US 5388025, Motorola (США): металлоцен, металл-порфирин, ацетилацетонат металла, металлоорганический полимер, бипиридин металла, например, ацетилацетонат марганца 902, никелин
1996	JP 8268722, Sumitomo Metal Mining Co . (Япония): порошок RuO 2 для толстопленочных резисторов. Водный раствор частиц RuO 2 в КОН или NaOH выпаривают, а оставшиеся частицы RuO 2 , покрытые гидроксидом, обжигают при 200–1000 ° C, промывают и сушат
	Pinnacle Research (США ): Исследование нитридов молибдена, титана и железа
1997	US 5600535, US Army : RuO 2 , образованных на титановой подложке пиролизом растворов алкоголята металлов
WO 9815961: Dornier & amp; ZSW (Германия): Перовскиты для суперконденсаторов
2000	US 6025020: Углеродный порошок или углеродные волокна в целлюлозной матрице в качестве темплата для высокодисперсного аморфного гидрата RuO 2 (нагреванием источника рутения в паровая атмосфера при & lt; 500 ° C)
2002	WO 0235635, Kim Kwang Bum (Корея): Производство тонкопленочного электрода из гидрата RuO 2
	DE 10053276, Dornier (Германия): Наноструктурированный пленочный электрод из игольчатых элементов (напр.g., Al 2 O 3 ) закрепленный на поверхности
	US 6496357, Ness Capacitor Co . (Корея): аморфный диоксид марганца. Токоприемник: никель, медь или алюминий. Электролит: соли лития и аммония в пропиленкарбонате или ацетонитриле, например, LiBF 4 , LiClO 4 , LiPF 6 , Et 4 NBF 4 , Et 4 NPF 4 , NClO 4 , MeEt 3 NBF 4

Реакции элементов периода 3 и их оксидов

Третий период в периодической таблице представляет интересную химию в форме элементов и их оксидов, которые претерпевают множество реакций.

Период 3 Периодической таблицы

Стол — 1

	Группа 1	Группа 2	Группа 3-12	Группа 13	Группа 14	Группа 15	Группа 16	Группа 17	Группа 18
Период 3	11 Na 22.99	12 мг 24,31		13 Al 26,98	14 Si 28.09	15 -П 30,97	16 S 32,07	17 Класс 35,45	18 Ар 39,95
Электроотрицательность:	0,9	1,2		1.5	1,8	2,1	2,5	3,0	/
Разница в электроотрицательности	2,6	2,3		2,0	1,7	1,4	1,0	0,5	/

Тенденция электроотрицательности низкая → → → → высокая

Электроотрицательность — это химическое свойство, количественная мера того, насколько сильно атом удерживает свои электроны.Тип связи в оксидах может быть определен путем оценки разницы в электроотрицательности между кислородом и элементом. Электроотрицательность кислорода 3,5. Электроотрицательность элементов периода 3 (с использованием шкалы электроотрицательности атомов Полинга) и различия в электроотрицательности каждого элемента и кислорода показаны в таблице 1.

За период, когда мы переходим от левой стороны к правой, то есть от Na к Ar, электроотрицательность увеличивается из-за увеличения количества зарядов на ядре.

В оксидах кислород притягивает электроны к себе в гораздо большей степени, чем металлы (Na, Mg и Al), поэтому атом кислорода оттягивает электроны от атома металла, что приводит к образованию двух ионов: аниона кислорода, O ^2- ; катион металла, Na ⁺ , Mg ²⁺ , Al ³⁺ и ионные связи. Это твердые оксиды, а силы электростатического притяжения удерживают ионы кислорода и металлов в упорядоченных трехмерных структурах, решетках.

Оксиды металлов состоят из гигантских структур с сильным притяжением между ионами.Для разрушения этих аттракционов требуется много тепловой энергии, поэтому эти оксиды твердые и имеют высокие температуры плавления.

Другие элементы периода 3: Si, P, S и Cl больше похожи на кислород по электроотрицательности, поэтому электроны, составляющие связь между атомами, больше разделяются, чем притягиваются одним из них. Таким образом, эти элементы образуют ковалентную связь в своих оксидах.

SiO ₂ образует твердую трехмерную сетку, называемую кремнеземом, аналогичную структуре алмаза.Кремнезем очень твердое вещество при комнатной температуре с высокой температурой плавления.

Оксиды фосфора P ₄ O ₁₀ а сера SO ₂ и SO ₃ и хлор — все маленькие дискретные ковалентные молекулы. Некоторые из этих молекул индивидуальны, а некоторые — полимеры. Между этими молекулами действуют межмолекулярные силы типа дисперсионных сил Ван-дер-Ваальса или диполь-дипольных взаимодействий, и они определяют низкую температуру плавления этого типа оксидов, намного более низкую, чем у оксидов металлов.

При взаимодействии элементов с кислородом образуются продукты — оксиды.

Оксиды всех элементов периода 3, кроме Cl и Ar, могут быть получены одним и тем же методом: сжиганием элемента в воздухе в реакции горения, когда элемент вступает в реакцию с кислородом воздуха с образованием оксида элемента. Ar является благородным газом и не образует оксидов, а Cl не образует оксидов (Cl ₂ O, ClO ₂ , Cl ₂ O ₇ ), которые нестабильны и не могут быть получены этим способом.

Наблюдая период 3 Периодической таблицы слева направо, мы можем прийти к некоторым выводам:

1. Природа связи в оксидах элементов периода 3 меняется с ионной на ковалентную.
2. Оксиды образуют ионную решетку с ковалентной сеткой ковалентных молекул.
3. Оксиды элементов периода 3 от основных до амфотерных до кислых.

Вода, хотя и очень слабый окислитель, но очень легко и быстро окисляет натрий.Полученный раствор является сильно щелочным и имеет pH 14:

.

2Na _(т) + 2H ₂ O → 2Na ⁺ + 2OH ^— + H _{2 (г)}

Магний медленно реагирует с холодной водой, но очень экзотермически с горячей водой и паром и дает оксид:

Mg _(т) + H ₂ O _(г) → MgO _(т) + H _{2 (г)}

Реакции окисления:

1. Натрий 4Na + O ₂ → 2Na ₂ O
2. Магний 2Mg + O ₂ → 2MgO
3. Алюминий 2Al + 3O ₂ → 2Al ₂ O ₃
4. Кремний Si + O ₂ → S _i O ₂
5. Фосфор 4P + 5O ₂ → 2P ₂ O ₅ и 4P + 5O ₂ → P ₄ O ₁₀
6. Сера S + O ₂ → SO ₂ и 2S + 3O ₂ → 2SO ₃

Реакция трех периодических оксидов с водой будет следующей:

1. Na ₂ O _(с) + H ₂ O _(л) → 2Na ⁺ _(водн.) + 2OH ^— _(водн.)
2. 2MgO _(т) + H ₂ O _(л) → 2Mg ²⁺ _(водн.) + 2OH ^— _(водн.)

Гидроксиды этого металла: NaOH и Mg (OH) ₂ оба являются основаниями.

3. Al ₂ O ₃ не реагирует с H ₂ O, сила ионных связей, удерживающих решетку, слишком велика.
4. SiO ₂ не реагирует с H ₂ Ковалентные связи, удерживающие атомы кремния и кислорода вместе в трехмерной решетке, слишком прочные, чтобы их могли разорвать молекулы воды.
5. Оксиды неметаллов реагируют с водой с образованием оксикислот (кислоты, в которой кислород присоединен к неметаллу).

P ₄ O _{10 (с)} + 6 H ₂ O _(л) → 4H ₃ PO4 _(л)

6. Триоксид серы бурно реагирует с водой с образованием серной кислоты.

SO _{2 (г)} + H ₂ O _(л) → H ₂ SO _{3 (л)}

SO _{3 (с)} + H ₂ O _(л) → H ₂ SO _{4 (л)}

Итак, растворы оксидов металлов в воде проявляют свойства оснований, в то время как водные растворы оксидов неметаллов проявляют свойства кислот.

Реакция оксидов периода 3 с кислотами и основаниями и их основной, амфотерный и кислотный характер

Общая тенденция изменения кислотности оксидов элементов 3-го периода при переходе от левого края (группа 1) к правому (группа 17):

основных оксидов (Группа 1, 2) → амфотерный оксид (Al ₂ O ₃ ) → кислые оксиды (оксикислоты)

Такой же тренд можно увидеть в каждом периоде Периодической таблицы, и мы имеем:

Основания реагируют с кислотами, например HCl:

1. Оксид натрия реагирует с разбавленной соляной кислотой с образованием соли и воды:

Na ₂ O _(с) + 2HCl _(водн.) → 2NaCl _(водн.) + H ₂ O _(л)

2. Оксид магния реагирует с теплой разбавленной HCl с образованием соли и воды.

MgO _(т.) + 2HCl _(водн.) → MgCl _{2 (водн.)} + H ₂ O _(л)

3. Реакция взаимодействия оксида алюминия и разбавленной горячей соляной кислоты с образованием хлорида алюминия и воды.

Al ₂ O ₃ + 6HCl _(вод.) → 2AlCl ₃ + 3H ₂ O _(л)

Оксид алюминия также реагирует с основаниями. При добавлении концентрированного раствора гидроксида натрия к оксиду алюминия образуются комплексные ионы, такие как ион тетрагидроксоалюмината:

Al ₂ O _{3 (с)} + 2NaOH (вод.) + 3H ₂ O _(л) → 2NaAl (OH) _{4 (вод.)}

В этой реакции Al ₂ O ₃ действует как кислота.

Вывод: Al ₂ O ₃ имеет амфотерный характер.

4. Диоксид кремния, оксид металлоида, химически очень инертен и слабокислый. Он реагирует с горячим концентрированным гидроксидом натрия с образованием силиката натрия и воды.

SiO _{2 (т)} + 2NaOH _(л) → Na ₂ SiO _{3 (л)} + H ₂ O _(г)

Поскольку все неметаллические оксиды Периода 3 являются кислотными, они реагируют с основаниями e.грамм. водный раствор гидроксида натрия в качестве основания. Оксиды фосфора реагируют с водой с образованием кислот, как мы видели, и эти кислоты могут реагировать с гидроксидом натрия в реакции нейтрализации.

5. Тогда имеем:

H ₃ PO _{3 (водн.)} + 3NaOH _(водн.) → Na ₃ PO _{3 (водн.)} + 3H ₂ O _(л)

H ₃ PO _{4 (водн.)} + 3NaOH _(водн.) → Na ₃ PO4 _(водн.) + 3H ₂ O _(l)

6. Диоксид серы реагирует с водным раствором гидроксида натрия с образованием соли (натрия

сульфит) и вода.Триоксид серы бурно реагирует с водой с образованием серной кислоты, которая вступает в реакцию с гидроксидом натрия с образованием соли.

SO _{2 (г)} + 2NaOH _(водн.) → Na ₂ SO _{3 (водн.)} + H ₂ O _(л)

H ₂ SO _{4 (водн.)} + 2NaOH _(водн.) → Na ₂ SO4 _(водн.) + H ₂ O _(л)

Ссылка:

1. https: //en.wikibooks.org / wiki / A-level_Chemistry / AQA / Module_5 / Periodicity
2. https://chem.libretexts.org/Core/Inorganic_Chemistry/Descriptive_Chemistry/
   Elements_Organized_by_Period / Period_3_Elements / Reactions_of_Period_3_Elements

Окисление Si азотной кислотой с образованием ультратонких слоев диоксида кремния с низкой плотностью тока утечки

Аннотация

Ультратонкие слои диоксида кремния (SiO ₂ ) _{с превосходными электрическими характеристиками могут быть сформированы с использованием способа окисления Si азотной кислотой (NAOS), т.е.е. погружением Si в растворы азотной кислоты (HNO 3 ). Слой SiO 2 , сформированный с 61 мас.% HNO 3 при температуре кипения 113 ° C, имеет толщину 1,3 нм со значительно высокой плотностью тока утечки. Когда слой SiO 2 сформирован в 68 мас.% HNO 3 (т.е. азеотропная смесь с водой), с другой стороны, плотность тока утечки (например, 1,5 А / см ² при прямом смещении затвора) , V G , 1 В) становится такой же низкой, как у термически выращенных слоев SiO 2 , несмотря на почти идентичную толщину SiO2} , равную 1.4 нм. Из-за относительно низкой плотности тока утечки оксидного слоя NAOS кривые емкости-напряжения (C-V) могут быть измерены, несмотря на сверхтонкую толщину оксида. Однако на кривой C-V присутствует горб, указывающий на наличие интерфейсных состояний с высокой плотностью. Измерения поглощения инфракрасного излучения с преобразованием Фурье показывают, что атомная плотность слоев SiO ₂ увеличивается на 7% с увеличением концентрации HNO ₃ с 61 до 68 мас.%. Измерения спектров валентной зоны показывают, что это увеличение концентрации вызывает усиление неоднородности валентной зоны на границе Si / SiO ₂ по сравнению с 4.От 1 до 4,3 эВ. Когда обработка постметаллизационным отжигом (PMA) выполняется при 400 ° C в водороде на диодах <алюминий (Al) / химический SiO ₂ / Si (100)> металл-оксид-полупроводник, плотность тока утечки заметно увеличивается, и это увеличение объясняется реакцией между алюминиевым электродом и химическим слоем SiO ₂ , что приводит к уменьшению толщины SiO ₂ . С другой стороны, при ПМА при 200 ° C в водороде толщина SiO ₂ уменьшается лишь незначительно до 1.3 нм. В этом случае плотность тока утечки сильно уменьшается (например, 0,4 А / см ² при V _G = 1 В и 5 × 10 ^-3 А / см ² при V _G = -1 V), и, следовательно, он становится 1 / 3-1 / 10 от такового для термически выращенных слоев SiO ₂ с той же толщиной. Горб на кривых C-V исчезает после PMA при 200 ° C, что указывает на устранение интерфейсных состояний, а пассивация интерфейсных состояний приписывается одной из причин уменьшения плотности тока утечки.Измерения спектров валентной зоны показывают, что другой причиной уменьшения плотности тока утечки из-за PMA является увеличение неоднородности полосы на границе Si / SiO ₂ и устранение щелевых состояний SiO ₂ .

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности. Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.

---

Настройка вашего браузера для приема файлов cookie

Существует множество причин, по которым cookie не может быть установлен правильно.Ниже приведены наиболее частые причины:

• В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки своего браузера, чтобы он принимал файлы cookie, или чтобы спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
• Ваш браузер спрашивает вас, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались. Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, используйте кнопку «Назад» и примите файлы cookie.
• Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Если вы подозреваете это, попробуйте другой браузер.
• Дата на вашем компьютере в прошлом.Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы исправить это, установите правильное время и дату на своем компьютере.
• Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie. Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

---

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу.Чтобы предоставить доступ без файлов cookie потребует, чтобы сайт создавал новый сеанс для каждой посещаемой страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.

---

Что сохраняется в файле cookie?

Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в cookie; никакая другая информация не фиксируется.

Как правило, в файле cookie может храниться только информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта.Например, сайт не может определить ваше имя электронной почты, пока вы не введете его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступа к остальной части вашего компьютера, и только сайт, который создал файл cookie, может его прочитать.

Химическая реактивность | Группа Грандинетти

Водород

В отличие от остальных элементов Группы 1А, которые существуют в виде металлов, элементарный водород существует в виде газообразных молекул H ₂ . Соединения, образующиеся между водородом и неметаллами, являются скорее молекулярными, чем ионными.(, т.е. , водород образует ковалентные связи с неметаллами). Например, водород реагирует с галогенами (группа VIIA) согласно:

. где X может быть любым галогеном, таким как F, Cl, Br или I. Водород в этих соединениях имеет степень окисления +1, а галогены — -1. Точно так же водород предсказуемо реагирует на другие элементарные неметаллы:

2 H _{2 (г)} + O _{2 (г)} → 2 H ₂ O _(г)

8 H _{2 (г)} + S _{8 (с)} → 8 H ₂ S _(г)

3 H _{2 (г)} + N _{2 (г)} → 2 NH _{3 (г)}

Водород может также образовывать соединения с более активными металлами с образованием ионных гидридов .Например, гидрид лития образуется в соответствии с:

2 Li _(т) + H _{2 (г)} → 2 LiH _(т)

Металл (в данном случае Li) теряет электрон, чтобы стать катионом, а H приобретает электрон, чтобы стать H ^— (гидрид-анион), который имеет заряд -1. Вот еще один пример:

Mg _(т) + H _{2 (г)} → MgH _{2 (т)}

Получая электрон, ион гидрида получает стабильную электронную конфигурацию замкнутой n = 1 оболочки, то есть конфигурацию благородного газа He.

Кислород

Кислород — это элемент группы 6А. Элементарный кислород присутствует в двух формах: газообразный кислород (O ₂ ) и газообразный озон (O ₃ ). Различные формы элемента в одном и том же состоянии называются Аллотропами .

Реакции кислорода с металлами

Когда кислород вступает в реакцию с большинством металлов, образуется оксид металла, где кислород имеет степень окисления -2. Например, оксид цинка образуется, когда металлический цинк реагирует с газообразным кислородом:

2 Zn _(т) + O _{2 (г)} → 2 ZnO _(т)

и оксид алюминия образуется, когда металлический алюминий реагирует с газообразным кислородом:

4 Al _(т) + 3 O _{2 (г)} → 2 Al ₂ O _{3 (с)}

Однако есть некоторые исключения, которые мы рассмотрим далее.

Металлы группы IA — щелочные металлы

Поскольку щелочные металлы настолько активны, продукт их реакции с газообразным кислородом — это не то, чего можно было ожидать. В то время как металлический литий реагирует с газообразным кислородом с образованием оксида лития, как и следовало ожидать:

4 Li _(т) + O _{2 (г)} → 2 Li ₂ O _(т) ,

когда металлический натрий реагирует с газообразным кислородом в тех же условиях, он образует пероксид натрия:

2 Na _(т) + O _{2 (г)} → Na ₂ O _{2 (с)}

а очень активные щелочные металлы, калий, рубидий и цезий, реагируют с газообразным кислородом с образованием супероксидов:

Металлы группы IIA — щелочноземельные металлы

Кислород реагирует с большинством щелочноземельных металлов с образованием оксида металла:

2 млн _(т) + O _{2 (г)} → 2 МО _(т)

Например,

Однако кислород соединяется с металлическим барием, наиболее активным из этой группы, с образованием пероксида:

Ba _(т) + O _{2 (г)} → BaO _{2 (т)}

Реакции кислорода с неметаллами (кроме групп 7A и 8A)

Когда кислород соединяется с неметаллами в их элементарной форме, продукт представляет собой оксид неметалла.Например, кислород реагирует с твердым углеродом с образованием моноксида углерода или диоксида углерода соответственно, как показано ниже (реакция не сбалансирована):

C _(т) + O _{2 (г)} → CO _(г) или же CO _{2 (г)}

Аналогичным образом кислород реагирует с твердым фосфором с образованием гептоксида тетрафорфора или декоксида тетрафорфора соответственно, как показано ниже (реакция не сбалансирована):

П _{4 (т)} + O _{2 (г)} → P ₄ O _{6 (г)} или же P ₄ O _{10 (г)}

При взаимодействии с твердой серой кислород образует газообразный диоксид серы:

S _{8 (т)} + 8 O _{2 (г)} → 8 SO _{2 (г)}

Оксидные реакции

Реакции с неметаллическими оксидами

Оксиды неметаллов кислые.Если оксид неметалла растворяется в воде, он образует кислоту.

Оксид неметалла + Воды → Кислота

Например,

SO _{3 (г)} + H ₂ O _(л) → H ₂ SO _{4 (водн.)}

N ₂ O _{3 (г)} + H ₂ O _(л) → HNO _{2 (водн.)}

Оксиды неметаллов могут быть нейтрализованы основанием с образованием соли и воды.

Оксид неметалла + База → Соль + Воды

Например,

SO _{3 (г)} + Ba (OH) _{2 (водн.)} → BaSO _{4 (водн.)} + H ₂ O _(л)

П ₄ О _{10 (т)} + 12 NaOH _(водн.) → 4 Na ₃ PO _{4 (водн.)} + 6 H ₂ O _(л)

Реакции оксидов металлов

Оксиды металлов основные.Если оксид металла растворяется в воде, он образует гидроксид металла.

Оксид металла + Воды → Гидроксид металла

Например,

BaO _(т) + H ₂ O _(л) → Ba (OH) _{2 (водн.)}

К ₂ О _(т) + H ₂ O _(л) → 2 КОН _(водн.)

Как и любое основание, эти основания можно нейтрализовать кислотой с образованием соли и воды.

Оксид металла + Кислота → Соль + Воды

Примеры:

CuO _(т) + 2 HNO _{3 (водн.)} → Cu (NO ₃ ) _{2 (водн.)} + H ₂ O _(л)

Al ₂ O _{3 (с)} + 6 HCl _(водн.) → 2 AlCl _{3 (водн.)} + 3 H ₂ O _(л)

Как правило, чем более металлический характер имеет элемент, тем более основным будет его оксид.Точно так же, чем более неметаллический характер имеет элемент, тем более кислым будет его оксид. Металлический характер элемента можно определить по его положению в таблице Менделеева:

Наконец, отметим, что соль также может образовываться в результате прямой реакции металла и неметалла.