Silicij je nemetalni element skupine IVa D.I. Mendeljejev. Drugi najrasprostranjeniji element nakon kisika u zemljinoj kori.

Praktički je nema u svom čistom obliku u prirodi. Najčešće se nalazi u obliku silicijevog dioksida - SiO₂ - pijesak, pješčenjak, kvarc, glina.

Silicijska (silicijska) dolina

Regija u državi Kalifornija (SAD) s velikom gustoćom visokotehnoloških tvrtki povezanih s proizvodnjom računala i mikroprocesora.

Silicij je prirodni poluvodič koji se koristi kao glavni materijal za proizvodnju mikrovezja. Silicij je bliži nego što mislite: unutar uređaja koji koristite;)

Uzemljeno i uzbuđeno stanje silicija

Kad se pobudi atom silicija, elektroni na s-podrazini se upariju i jedan od njih prelazi na p-podnivo.

Prirodni spojevi

Silicij se prirodno pojavljuje u obliku sljedećih spojeva:

• SiO₂ - kvarc, silicijev dioksid, granit, pješčenjak, pijesak, glina
• SiO₂ s primjesom Fe 3+ - citrin
• SiO₂ s primjesom Fe 2+ i Fe 3+ - ametista

Primanje

U industriji se silicij dobiva redukcijom silicijevog dioksida u električnim pećima, aluminotermijom.

U laboratorijskim uvjetima sitni bijeli pijesak kalcinira se magnezijem:

SiO₂ + Mg → (t) MgO + Si

Kemijska svojstva

• Reakcije s nemetalima

U normalnim uvjetima, bez zagrijavanja, silicij reagira samo s fluorom.

Pri zagrijavanju silicij reagira s ostatkom halogena (Cl, Br, I), ugljikom i kisikom. Na vrlo visokim temperaturama (1200 ° C) silicij s kisikom stvara silicijev oksid II - oksid koji ne stvara sol.

Si + O₂ → (t = 1200 ° C) SiO

U takvim reakcijama silicij pokazuje svoju oksidacijsku sposobnost..

Ca + Si → Ca₂Si (kalcijev silicid)

Reakcija s lužinama

U svrhu nagrizanja (uklanjanja površinskog sloja materijala) silicijski proizvodi mogu se potopiti u lužnu otopinu.

Silicijev oksid IV - SiO₂

Silicijev oksid IV ima atomsku strukturu, visoku čvrstoću i tvrdoću. Topi se na temperaturi od +1730 ° C stupnjeva.

U industriji se silicijev oksid IV dobiva zagrijavanjem silicija u atmosferi kisika.

U laboratorijskim uvjetima provodi se reakcija natrijevog silikata s octenom kiselinom. Silicijeva kiselina se odmah razgrađuje na SiO₂, koja se taloži i zalijeva.

Reakcije s kiselinama

Kemijski SiO₂ otporan na kiseline, ali reagira s plinovitim vodikovim fluoridom (plin) i fluorovodoničnom kiselinom (tekućina).

Reakcije s osnovnim oksidima i lužinama

SiO₂ je kiseli oksid, odgovara silicijevoj kiselini. Reagira s osnovnim oksidima i lužinama, stvara soli ove kiseline - silikate.

Budući da najčešće kiseli oksidi ne reagiraju sa solima, čini se da je reakcija silicijevog oksida IV s karbonatima utoliko neobičnija..

Silicijeva kiselina

Slaba kiselina, slabo topljiva u vodi. Njegove soli nazivaju se silikatima.

Budući da je silicijeva kiselina slabo topljiva, banalna reakcija SiO₂ ne možete ga dobiti vodom. Ovaj se zadatak rješava u dvije faze kroz njegove soli - silikate.

Silicijeva kiselina je slaba, nestabilna, lako se razgrađuje u vodu i silicijev oksid IV.

© Bellevich Yuri Sergeevich 2018-2020

Ovaj je članak napisao Yuri Sergeevich Bellevich i njegovo je intelektualno vlasništvo. Kopiranje, distribucija (uključujući kopiranje na druge web stranice i resurse na Internetu) ili bilo koja druga uporaba podataka i predmeta bez prethodnog pristanka nositelja autorskih prava kažnjiva je zakonom. Da biste dobili materijale iz članka i dozvolu za njihovu upotrebu, pogledajte Bellevich Yuri.

Kemija silicija

Silicij

Položaj u periodnom sustavu kemijskih elemenata

Silicij se nalazi u glavnoj podskupini skupine IV (ili u skupini 14 u modernom obliku PSCE) i u trećem razdoblju periodičnog sustava kemijskih elemenata D.I. Mendeljejev.

Elektronička struktura silicija

Elektronička konfiguracija silicija u osnovnom stanju:

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

Elektronička konfiguracija silicija u pobuđenom stanju:

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

Atom silicija na vanjskoj energetskoj razini sadrži 2 nesparena elektrona i 1 usamljeni elektronski par u osnovnom energetskom stanju i 4 nesparena elektrona u pobuđenom energetskom stanju.

Stanje oksidacije atoma silicija je od -4 do +4. Tipična stanja oksidacije -4, 0, +2, +4.

Fizička svojstva, metode proizvodnje i pojavljivanje u prirodi silicija

Silicij je drugi najrasprostranjeniji element na Zemlji nakon kisika. Javlja se samo u obliku spojeva. Silicijev oksid SiO₂ tvori veliku količinu prirodnih tvari - kameni kristal, kvarc, silicijev dioksid.

Jednostavna tvar silicij je atomski kristal tamno sive boje s metalnim sjajem, prilično krhak. Točka topljenja 1415 ° C, gustoća 2,33 g / cm3. Poluvodič.

Kvalitativne reakcije

Kvalitativna reakcija na silikatne ione SiO₃ 2- - interakcija silikatnih soli s jakim kiselinama. Silicijeva kiselina je slaba. Lako se oslobađa iz otopina soli silicijeve kiseline kada je izložen jačim kiselinama.

Na primjer, ako se otopini natrijevog silikata doda jako razrijeđena otopina klorovodične kiseline, tada se silicijeva kiselina ne oslobađa u obliku taloga, već u obliku gela. Otopina se zamuti i "stvrdne".

Na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃ + 2 NaCl

Video iskustvo interakcije natrijevog silikata s klorovodičnom kiselinom (dobivanje silicijeve kiseline) možete pogledati ovdje.

Silicijevi spojevi

Osnovna oksidacijska stanja silicija +4, 0 i -4.

Najtipičniji silicijevi spojevi:

Metode proizvodnje silicija

U slobodnom stanju silicij je Berzelius dobio 1822. Njegov latinski naziv "silicium" potječe od latinske riječi "sile x", što znači "kremen". Amorfni silicij u laboratoriju može se dobiti kalciniranjem smjese metalnog magnezija sa silicijevim dioksidom. Za eksperiment, silicijev dioksid treba temeljito samljeti. Kada se smjesa zagrije, započinje burna reakcija. Jedan od produkata ove reakcije je amorfni silicij.

SiO₂ + 2Mg → Si + 2MgO

Video iskustvo interakcije silicij (IV) oksida s magnezijem možete pogledati ovdje.

Drugi način za dobivanje silicija u laboratoriju je redukcija iz aluminijevog oksida:

U industriji je neučinkovita upotreba skupih aluminija i magnezija, pa se koriste druge, jeftinije metode:

1. Redukcija oksida koksom u električnim pećima:

SiO₂ + 2C → Si + 2CO

Međutim, u takvom je procesu stvoreni silicij onečišćen nečistoćama silicijevog karbida i više nije prikladan za proizvodnju, na primjer, mikrovezja..

2. Najčišći silicij dobiva se redukcijom silicijevog tetraklorida s vodikom na 1200 ° C:

SiCl₄ +2H₂ → Si + 4HCl

ili cink:

SiCl₄ + 2Zn → Si + 2ZnCl₂

3. Čisti silicij također se dobiva razgradnjom silana:

Kemijska svojstva

U normalnim uvjetima silicij postoji u obliku atomskog kristala, stoga je kemijska aktivnost silicija izuzetno niska.

1. Silicij pokazuje svojstva oksidirajućeg agensa (u interakciji s elementima smještenim ispod i slijeva u Periodnom sustavu) i svojstva redukcijskog sredstva (u interakciji s elementima koji se nalaze iznad i s desne strane). Stoga silicij reagira i s metalima i s nemetalima.

1.1. U normalnim uvjetima silicij reagira s fluorom stvarajući silicijev (IV) fluorid:

Kada se zagrije, silicij reagira s klorom, bromom, jodom:

1.2. Jakim zagrijavanjem (oko 2000 ° C) silicij reagira s ugljikom da bi stvorio binarni spoj silicijevog karbida (karborundum):

C + Si → SiC

Na temperaturama iznad 600 ° C u interakciji je sa sumporom:

Si + 2S → SiS₂

1.3. Silicij ne stupa u interakciju s vodikom.

1.4. Silicij reagira s dušikom u vrlo teškim uvjetima:

1.5. U reakcijama s aktivnim metalima silicij pokazuje oksidacijska svojstva. U tom slučaju nastaju silicidi:

2Ca + Si → Ca₂Si

Si + 2Mg → Mg₂Si

1.6. Kada se zagrije iznad 400 ° C, silicij stupa u interakciju s kisikom:

2. Silicij stupa u interakciju sa složenim tvarima:

2.1. U vodenim otopinama lužina, silicij se otapa stvaranjem soli silicijeve kiseline. U ovom slučaju, lužina oksidira silicij.

2.2. Silicij ne stupa u interakciju s vodenim otopinama kiselina, ali amorfni silicij otapa se u fluorovodoničnoj kiselini dajući heksafluorosilicnu kiselinu:

Kada se silicij obrađuje bezvodnim vodikovim fluoridom, kompleks ne nastaje:

Silicij reagira s klorovodikom na 300 ° C, s vodikovim bromidom - na 500 ° C..

2.3. Silicij se otapa u smjesi koncentrirane dušične i fluorovodične kiseline:

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

Binarni silicijevi spojevi

Metalni silicidi

Silicidi su binarni spojevi silicija s metalima u kojima silicij ima oksidacijsko stanje -4. Kemijska veza u metalnim silicidima je ionska.

Silicidi se obično lako hidroliziraju u vodi ili kiselom okruženju.

Na primjer, magnezijev silicid se vodom razgrađuje u magnezijev hidroksid i silan:

Klorovodična kiselina lako razgrađuje magnezijev silicid:

Silicidi se dobivaju stapanjem jednostavnih tvari ili redukcijom smjese oksida s koksom u električnim pećima:

2Mg + Si → Mg ₂ Si

2MgO + SiO₂ + 4C → Mg₂Si + 4CO

Silane

Silane je binarni spoj silicija s vodikom SiH₄, otrovni bezbojni plin.

Ako magnezij-silicid u prahu stavite u vrlo slabu otopinu klorovodične kiseline, tada se na površini otopine stvaraju mjehurići plina. Pucaju i pale se u zraku. Ovo je sagorijevanje silana. Nastaje interakcijom kiseline s magnezijevim silicidom:

Video iskustvo dobivanja silana iz magnezijevog silicida možete pogledati ovdje.

Silane gori u zraku da bi stvorio SiO₂ i H₂O:

Video iskustvo sagorijevanja silana možete pogledati ovdje.

Silane se razgrađuje vodom, razgrađuje se evolucijom vodika:

Silane se razgrađuje (oksidira) s lužinama:

Silane se razgrađuje zagrijavanjem:

Silicijev karbid

U spojevima silicija s nemetalima - kovalentna veza.

Razmotrimo silicijev karbid - karborundum Si +4 C -4. To je tvar s atomskom kristalnom rešetkom. Ima strukturu sličnu dijamantskoj i odlikuje se velikom tvrdoćom i talištem, kao i velikom kemijskom otpornošću..

Karborundum se pri visokim temperaturama oksidira kisikom:

Karborund se oksidira kisikom u lužarskoj talini:

Silikonski halogenidi

Silicijev klorid i fluorid - halogenidi silicijeve kiseline.
SiCl₄.

Silicijevi halogenidi se dobivaju djelovanjem klora na leguru silicijevog oksida s ugljenom:

Silicijevi halogenidi se vodom razlažu u silicijevu kiselinu i klorovodik:

Silicij (IV) klorid se reducira vodikom:

SiCl₄ + 2H₂ → Si + 4HCl

Silicijev (IV) oksid

Fizička svojstva i boravak u prirodi

Silicijev (IV) oksid je krutina s atomskom kristalnom rešetkom. U prirodi se javlja u obliku kvarca, riječnog pijeska, silicijevog dioksida i drugih modifikacija:

Kemijska svojstva

Silicijev (IV) oksid je tipični kiseli oksid. Zbog silicija s oksidacijskim stupnjem od +4, pokazuje slaba oksidacijska svojstva.

1. Kao kiseli oksid, silicijev dioksid (IV) stupa u interakciju s otopinama i talinama lužina, a u talini s osnovnim oksidima. Tako nastaju silikati.

Na primjer, silicijev dioksid stupa u interakciju s kalijevim hidroksidom:

Drugi primjer: silicijev dioksid ulazi u interakciju s kalcijevim oksidom.

SiO₂ + CaO → CaSiO₃

2. Silicijev (IV) oksid ne stupa u interakciju s vodom, jer netopiva kremena kiselina.

3. Silicijev (IV) oksid reagira fuzijom s karbonatima alkalijskih metala. U ovom slučaju vrijedi pravilo: manje hlapivi oksid istiskuje hlapljiviji oksid iz soli tijekom fuzije.

Na primjer, silicijev oksid (IV) stupa u interakciju s kalijevim karbonatom. Tako nastaju kalijev silikat i ugljični dioksid:

4. Od kiselina, silicijev dioksid reagira samo s fluorovodoničnom kiselinom ili s plinovitim vodikovim fluoridom:

5. Na temperaturama iznad 1000 ° C, silicijev oksid reagira s aktivnim metalima, stvarajući tako silicij.

Na primjer, silicijev oksid reagira s magnezijem stvarajući silicij i magnezijev oksid:

SiO₂ + 2Mg → Si + 2MgO

Video iskustvo interakcije silicij (IV) oksida s magnezijem možete pogledati ovdje.

S viškom redukcijskog sredstva stvaraju se silicidi:

SiO₂ + 4Mg → Mg₂Si + 2MgO

6. Silicijev (IV) oksid stupa u interakciju s nemetalima.

Na primjer, silicijev oksid (IV) reagira s vodikom u teškim uvjetima. U ovom slučaju silicijev oksid pokazuje oksidacijska svojstva:

Drugi primjer: silicijev oksid stupa u interakciju s ugljikom. Tako nastaju karborundum i ugljični monoksid:

SiO₂ + 3S → SiS + 2SO

Kada se fuzionira, silicijev oksid stupa u interakciju s kalcijevim fosfatom i ugljikom:

Silicijeva kiselina

Molekularna struktura i fizikalna svojstva

Silicijeve kiseline su vrlo slabi, slabo topivi spojevi opće formule nSiO₂• mH₂O. Tvori koloidnu otopinu u vodi.

Metasilicij H₂SiO₃ postoji u otopini kao polimer:

Metode dobivanja

Silicijeva kiselina nastaje djelovanjem jakih kiselina na topive silikate (silikati alkalijskih metala).

Na primjer, kada klorovodična kiselina djeluje na natrijev silikat:

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

Video iskustvo dobivanja silicijeve kiseline iz natrijevog silikata možete pogledati ovdje.

Čak i slaba karbonska kiselina istiskuje silicijevu kiselinu iz soli:

Kemijska svojstva

1. Silicijeva kiselina - netopiva. Kisela svojstva su vrlo slaba, pa kiselina reagira samo s jakim bazama i njihovim oksidima:

Na primjer, silicijeva kiselina reagira s koncentriranim kalijevim hidroksidom:

2. Zagrijavanjem, silicijeva kiselina se razlaže na oksid i vodu:

Silikati

Silikati su soli silicijeve kiseline. Većina silikata je netopiva u vodi, osim natrijevih i kalijevih silikata, nazivaju se "tekućim staklom".

Metode dobivanja silikata:

1. Otapanje silicija, silicijeve kiseline ili oksida u lužinama:

2. Fuzija s osnovnim oksidima:

CaO + SiO₂ → CaSiO₃

3. Interakcija topljivih silikata sa solima:

Prozorsko staklo (soda staklo) - natrij i kalcijev silikat: Na₂O CaO 6SiO₂.

Staklo se dobiva stapanjem u posebnim pećima smjese sode Na₂CO₃, vapnenac CaCO₃ i bijeli pijesak SiO₂:

Za dobivanje posebnog stakla uvode se različiti aditivi, na primjer staklo koje sadrži ione Pb 2+ - kristal; Cr 3+ - ima zelenu boju, Fe 3+ - smeđe staklo za boce, Co 2+ - daje plavu boju, Mn 2+ - crvenkasto-ljubičastu.

SiO2 + S = SiS + SO2 - Balanser kemijske jednadžbe

Riješene kemijske jednadžbe

Informacije o reakciji

Vrsta reakcije

Reagens

• silicijev dioksid - SiO₂

Proizvodi

• Silicijev (II) sulfid - SiS

Upute

Da biste izjednačili kemijsku reakciju, unesite jednadžbu reakcije i kliknite gumb Izjednači. Riješena jednadžba pojavit će se na vrhu.

• Upotrijebite velika slova za početni znak elementa i mala slova za drugi znak. Primjeri: Fe, Au, Co, Br, C, O, N, F.
• Jonski naboji još nisu podržani i neće se uzeti u obzir.
• Premještajte nepromjenjive grupe u veze kako biste izbjegli dvosmislenost. Na primjer, C6H5C2H5 + O2 = C6H5OH + CO2 + H2O se neće izjednačiti, ali će se izjednačiti XC2H5 + O2 = XOH + CO2 + H2O.
• Srednje udaljenosti [poput (s) (aq) ili (g)] nisu potrebne.
• Možete koristiti zagrade () i uglate zagrade [].

Kako uravnotežiti kemijsku reakciju

Pročitajte naš članak o izjednačavanju jednadžbi ili zatražite pomoć u našem chatu.

Silicij plus sumpor

Silicijev sulfid tvori bijele ili sive kristale rombičnog sustava, svemirske skupine I bam, parametri stanice a = 0,560 nm, b = 0,955 nm, c = 0,553 nm, Z = 4.

Struktura se sastoji od jednodimenzionalnih lanaca. Si (S)₂Si (S)₂Si..

Lako se hidrolizira vodom, oksidira atmosferskim kisikom.

Kemijska svojstva

• Zagrijavanjem na 850 ° C u vakuumu, on se reverzibilno pretvara u silicijev monosulfid:

• Hidrolizirano vodom:

• Oksidirano koncentriranom dušičnom kiselinom:

• Reagira s lužinama:

• Oksidiran atmosferskim kisikom:

• Zagrijavanjem s amonijakom stvara silicijev nitrid:

• Tvori tiokomplekse sa sulfidima alkalijskih metala:

Književnost

• Kemijska enciklopedija / Urednički odbor: I.L.Kununyants i drugi.. - M.: Sovjetska enciklopedija, 1990. - T. 2. - 671 str. - ISBN 5-82270-035-5
• Priručnik za kemičare / Urednički odbor: B.P. Nikolsky. i drugi.. - 2. izd., rev. - M.-L.: Kemija, 1966. - T. 1. - 1072 str..
• Priručnik za kemičare / Urednički odbor: B.P. Nikolsky. i drugi.. - 3. izd., rev. - L.: Kemija, 1971. - T. 2. - 1168 s.
• Lidin R.A. i druga kemijska svojstva anorganskih tvari: Udžbenik. priručnik za sveučilišta. - 3. izd. Vlč. - M.: Kemija, 2000. - 480 str. - ISBN 5-7245-1163-0

Zaklada Wikimedia. 2010.

• Kobalt (III) sulfid
• Lantan (III) sulfid

Pogledajte što je "silicijev sulfid" u drugim rječnicima:

silicij (IV) sulfid - silicio (IV) sulfidas statusas T sritis chemija formulė SiS₂ atitikmenys: angl. silicijev disulfid; silicijev (IV) sulfid rus. silicijev disulfid; silicijev disulfid; silicij (IV) sulfid ryšiai: sinonimas - silicio disulfidas... Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

silicij (II) sulfid - silicio (II) sulfidas statusas T sritis chemija formulė SiS atitikmenys: angl. silicijev sulfid rus. jednosulfurni silicij; silicijev (II) sulfid... Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

silicijev disulfid - silicij (IV) sulfidas statusas T sritis chemija formulė SiS₂ atitikmenys: angl. silicijev disulfid; silicijev (IV) sulfid rus. silicijev disulfid; silicijev disulfid; silicij (IV) sulfid ryšiai: sinonimas - silicio disulfidas... Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

Silikonski kloridi - Silikonski kloridi (klorosilani) su bezbojni spojevi oštrog mirisa. Kemijska formula SiXCl4 n gdje je X H, Br, I, F, n = 0,1,2,3. Poznati su i homochain SinCl2n + 2 i ciklični klorolizilani SinCl2n, Si oksokloridi... Wikipedia

Silicijev karbid - Silicijev karbid... Wikipedia

Silicijev nitrid - Silicijev nitrid... Wikipedia

Silicijev (IV) oksid - Kvarc... Wikipedia

Silicijev tetrabromid - Silicijev tetrabromid... Wikipedia

Silicijev oksid (II) - (silicijev monoksid) SiO je smolasta amorfna tvar, u normalnim uvjetima otporna je na kisik. Odnosi se na okside koji ne stvaraju sol. SiO se ne nalazi u prirodi (na Zemlji). Plinoviti silicijev monoksid pronađen u...... Wikipediji

Silicijev tetrafluorid - Silicijev tetrafluorid... Wikipedia

Silicij plus sumpor

Sumpor je kemijski element sa simbolom S i atomskim brojem 16.

• Rasprostranjena je, polivalentna i nemetalna..

• Elementarni sumpor je svijetložuta kristalna krutina na sobnoj temperaturi.

U normalnim uvjetima atomi sumpora tvore ciklične oktatomske molekule kemijske formule S8.

Fizička svojstva sumpora

Sumpor tvori preko 30 čvrstih alotropa, više nego bilo koji drugi element.

- rombični (α - sumpor) - netopivi kristali limunsko-žute boje, kemijski postojani, to je ono što se javlja u prirodi;

- monokliničke (β - sumpor) - bijele kristalne ploče;

- plastika - gumena, nestabilna, smeđa - zelena.

Sumpor sadrži 23 poznata izotopa, od kojih su četiri stabilna:

Minerali prirodnog sumpora:

- piriti (FeS₂ - željezni pirit (pirit), FeCuS₂ - bakarni pirit (halkopirit)

- sulfidi (ZnS - mješavina cinka, PbS - sjaj olova, CuS - bakreni sjaj (halkocit)).

Sumpor je deseti masni element u svemiru i peti na Zemlji..

Iako se sumpor ponekad može naći u svom najčišćem prirodnom obliku, na Zemlji ga se često nalazi kao sulfidne i sulfatne minerale..

Sumpora u obilju u prirodnom obliku bilo je poznato u davnim vremenima, a spominjalo se u drevnoj Indiji, drevnoj Grčkoj, Kini i Egiptu. Biblija govori o sumporu kao o "kamenu koji gori".

Danas se gotovo sav elementarni sumpor proizvodi kao nusproizvod uklanjanja sumpornih onečišćenja iz prirodnog plina i nafte..

• Najveća komercijalna upotreba ovog elementa je u proizvodnji sumporne kiseline za sulfatna i fosfatna gnojiva i drugim kemijskim procesima..

Elementarni sumpor koristi se u šibicama, insekticidima i fungicidima.

Kako miriše sumpor??

Mnogi sumporni spojevi imaju mirisnu aromu, a miris organskih plinova, specifičan neugodan miris u skunku, grejpu i češnjaku posljedica je sumpornih sumpornih spojeva.

• Vodikov sulfid daje karakterističan miris trulim jajima i drugim biološkim procesima.

Sumpor u svemiru

32S nastaje unutar masivnih zvijezda na dubinama gdje temperature prelaze 2,5 × 109 K, kao rezultat fuzije jedne silicijske jezgre s jednom jezgrom helija.

• Budući da je ova nuklearna reakcija dio alfa procesa koji proizvodi elemente u izobilju, sumpor je 10. najrasprostranjeniji element u svemiru..

Prepoznatljive boje Jupiterovog vulkanskog mjeseca Io pripisuju se raznim oblicima rastaljenog, čvrstog i plinovitog sumpora..

Sumpor na Zemlji

Sumpor je peti najzastupljeniji masni element na Zemlji..

Elementarni sumpor može se naći u blizini vrućih izvora i vulkanskih regija u mnogim dijelovima svijeta, posebno duž Tihog vatrenog prstena; takva se vulkanska ležišta trenutno kopaju u Indoneziji, Čileu i Japanu.

Izvorni sumpor sintetiziraju anaerobne bakterije koje djeluju na sulfatne minerale poput gipsa u slanim kupolama.

Sumpor i geologija

Izvorni sumpor može se dobiti samo kao rezultat geoloških procesa.

Uobičajeni spojevi sumpora u prirodi uključuju

• sulfidni minerali kao što su pirit (željezni sulfid), cinobar (živin sulfid), galena (olovni sulfid), sfalerit (cinkov sulfid), stibnit (antimonov sulfid);

• i sulfatni minerali kao što su gips (kalcijev sulfat), alunit (kalijev aluminij sulfat), barit (barijev sulfat).

Sumpor i njegovi spojevi

Poznati su brojni sumporni oksidi - sumpor monoksid, sumpor monoksid, sumpor dioksidi i viši oksidi koji sadrže perokso skupine.

Neke od glavnih klasa organskih spojeva koji sadrže sumpor uključuju sljedeće:

• Tioli ili merkaptani (tzv. Zato što hvataju živu kao helatori) analogni su sumporu u alkoholima; obrada tiola bazom daje tiolatne ione.

• Tioetri su sumporni analozi etera.

• Sulfonijevi ioni imaju tri skupine povezane s kationskim sumpornim središtem; dimetilsulfonopropionat (DMSP) jedan je od takvih spojeva važnih u morskom ciklusu organskog sumpora.

• Sulfoksidi i sulfoni su tioestri s jednim, odnosno dva atoma kisika vezanim za atom sumpora. Najjednostavniji sulfoksid, dimetil sulfoksid, uobičajeno je otapalo; čest sulfon je sulfolan.

• Sulfonske kiseline koriste se u mnogim deterdžentima.

Spojevi organskog sumpora odgovorni su za neke neugodne mirise raspadajuće organske tvari.

• Poznati su kao domaći parfem na prirodni plin, miris češnjaka i "sprej" od skanka.

Nisu svi organski spojevi sumpora neugodni u svim koncentracijama:

• monoterpenoid koji sadrži sumpor (merkaptan grejpa) u niskim koncentracijama ima karakterističan miris grejpa, ali u višim koncentracijama ima karakterističan miris tiola.

Sumporna gorušica (iperit), snažan reagens, korišten je u Prvom svjetskom ratu kao sredstvo za onesposobljavanje.

• Sumpor-sumporne (S-S) veze strukturna su komponenta koja se koristi za ukrućivanje gume, slično disulfidnim mostovima koji učvršćuju proteine.

Sumpor i rimska mitologija

U najčešćem tipu industrijskog "stvrdnjavanja" i otvrdnjavanja prirodne gume, elementarni se sumpor zagrijava s gumom do te mjere da kemijske reakcije stvaraju disulfidne mostove između izoprenskih jedinica polimera..

• Ovaj postupak, patentiran 1843. godine, učinio je gumu velikim industrijskim proizvodom, posebno u automobilskim gumama..

Zbog visoke temperature i sumpora, postupak je dobio ime vulkanizacija po rimskom bogu kovačnice Vulkan..

Sumpor i davna vremena

Dostupan u izobilju u svom prirodnom obliku, sumpor je bio poznat u davnim vremenima i spominje se u Tori (Postanak).

• U engleskim prijevodima Biblije izgaranje sumpora obično se naziva "sumpornim plamenom", što daje pojam "vatra i sumpor", koji podsjeća slušatelje na vječno prokletstvo koje čeka nevjernike i nepokajane.

• Iz ovog dijela Biblije podrazumijeva se pakao pod "mirisom sumpora" (vjerojatno zbog njegove povezanosti s vulkanskom aktivnošću).

Prema papirusu Ebers, sumporna mast koristila se u drevnom Egiptu za liječenje zrnastih kapaka..

• Sumpor se koristio za fumigaciju u predklasičnoj Grčkoj; spominje se u Odiseji.

• Plinije Stariji govori o sumporu u svojoj Prirodoslovlju, govoreći da je njegov najpoznatiji izvor otok Melos..

Spominje njegovu upotrebu za fumigaciju, lijekove i izbjeljivanje tkiva..

• Prirodni oblik sumpora poznat kao shiliuhuang (石 硫黄) poznat je u Kini od 6. stoljeća prije Krista, a otkriven je u Hanzhongu.

Do 3. stoljeća Kinezi su otkrili da se sumpor može ekstrahirati iz pirita.

• Kineske taoiste zanimala je zapaljivost sumpora i reaktivnost s određenim metalima, ali njegova najranija praktična upotreba pronađena je u tradicionalnoj kineskoj medicini..

Vojna rasprava iz dinastije Song iz 1044. godine opisuje razne formule za kineski crni prah, koji je smjesa kalijevog nitrata (KNO3), ugljena i sumpora. Ovaj je sastav još uvijek sastojak crnog praha..

1777. Antoine Lavoisier pomogao je uvjeriti znanstvenu zajednicu da je sumpor element, a ne spoj..

Sumpor izravno reagira s metanom stvarajući ugljikov disulfid koji se koristi za proizvodnju celofana i viskoze.

• Jedna od primjena elementarnog sumpora je u vulkanizaciji gume, gdje polisulfidni lanci umrežavaju organske polimere.

• Velike količine sulfita koriste se za izbjeljivanje papira i očuvanje suhog voća.

Sumpor i biljke

Sumpor se sve više koristi kao komponenta gnojiva.

• Najvažniji oblik sumpora za gnojidbu je mineral kalcijev sulfat..

• Elementarni sumpor je hidrofoban (netopiv u vodi) i biljke ga ne mogu izravno koristiti.

Vremenom ga bakterije u tlu mogu pretvoriti u topive derivate koje biljke potom mogu koristiti..

• Sumpor pojačava potenciju ostalih važnih biljnih hranjivih sastojaka, posebno dušika i fosfora.

• Botanička potreba za sumporom jednaka je ili premašuje potrebu za fosforom.

Neophodan je hranjivi sastojak za rast biljaka, nodulaciju korijena mahunarki te imunost i obrambeni sustav..

• Nedostatak sumpora raširen je u mnogim europskim zemljama.

Kako se unosi sumpora u atmosferu nastavljaju smanjivati, deficit unosa / iznosa sumpora vjerojatno će se povećavati ako se ne koriste sumporna gnojiva.

Važno! Vodikov sulfid i anhidrosulfidni anion izuzetno su toksični za sisavce zbog inhibicije oksigenacije hemoglobina i nekih citokroma na način sličan cijanidu i azidu.

Sumpor i lijekovi

Spojevi organskog sumpora koriste se u farmaceutskim proizvodima, bojama i agrokemijskim proizvodima.

• Mnogi lijekovi sadrže sumpor; rani primjeri su antibakterijski sulfonamidi poznati kao sulfa lijekovi.

• Sumpor je dio mnogih obrambenih molekula bakterija.

Većina β-laktamskih antibiotika, uključujući peniciline, cefalosporine i monolaktame, sadrži sumpor.

Magnezijev sulfat, poznat kao Epsomova sol u hidratiziranom kristalnom obliku, može se koristiti kao laksativ, dodatak za kupku, piling, biljni dodatak magnezija ili (dehidriran) kao sredstvo za sušenje.

Sumpor i pesticidi

Elementarni sumpor jedan je od najstarijih fungicida i pesticida.

• "Siva prašina", elementarni sumpor u obliku praha, čest je fungicid za grožđe, jagode, mnoštvo povrća i nekih drugih usjeva..

Ima dobru učinkovitost protiv širokog spektra pepelnice, kao i crnih mrlja..

• U organskoj proizvodnji sumpor je najvažniji fungicid. To je jedini fungicid koji se koristi u organsko uzgojenim jabukama protiv kraste osnovne bolesti u hladnim uvjetima.

Sumpor i vino

Male količine dodanog plinovitog sumpor-dioksida (ili ekvivalentnog dodatka kalijevog metabisulfita) fermentiranom vinu uz stvaranje tragova sumporne kiseline (nastale interakcijom SO2 s vodom) i njegovih sulfitnih soli u smjesi nazivaju se "najsnažnijim alatom u vinarstvu".

• Nakon faze fermentacije kvasca u vinarstvu, sulfiti uklanjaju kisik i inhibiraju rast aerobnih bakterija koje bi inače pretvorile etanol u octenu kiselinu, što dovodi do zasićenja vina.

Bez ove faze konzerviranja, obično je potrebno proizvod hladiti u hladnjaku prije upotrebe..

• Slične metode potječu iz antike, ali moderne povijesne reference na tu praksu potječu iz petnaestog stoljeća. Ovu praksu koriste i veliki industrijski proizvođači vina i mali ekološki proizvođači vina..

Sumpor i koža

Sumpor (posebno oktacerična kiselina, S8) koristi se u farmaceutskim pripravcima za kožu za liječenje akni i drugih stanja.

• Djeluje kao keratolitičko sredstvo, a također ubija bakterije, gljivice, grinje i ostale parazite.

• Precipitirani sumpor i koloidni sumpor koriste se u obliku losiona, krema, praha, sapuna i dodataka za kupanje za liječenje vulgarnih akni, rozaceje i seboroičnog dermatitisa.

Uobičajene nuspojave uključuju iritaciju kože na mjestu primjene, poput suhoće, peckanja, svrbeža i perutanja..

• Sumpor je bitna komponenta svih živih stanica.

To je sedmi ili osmi najrasprostranjeniji element u ljudskom tijelu po masi, približno jednak u sadržaju kalija i malo veći od natrija i klora..

Ljudsko tijelo teško 70 kg (150 lb) sadrži oko 140 g sumpora.

Sumpor i proteini

U biljkama i životinjama aminokiseline cistein i metionin sadrže većinu sumpora, a ovaj je element prisutan u svim polipeptidima, proteinima i enzimima koji sadrže te aminokiseline..

• U ljudi je metionin esencijalna aminokiselina koja se mora apsorbirati u tijelo.

Međutim, s izuzetkom vitamina - biotina i tiamina, cistein i svi spojevi koji sadrže sumpor u ljudskom tijelu mogu se sintetizirati iz metionina.

• Enzim sulfit oksidaza potreban je za metabolizam metionina i cisteina u ljudi i životinja.

Disulfidne veze (S-S veze) između ostataka cisteina u peptidnim lancima vrlo su važne za sastavljanje i strukturu proteina.

• Te kovalentne veze između peptidnih lanaca dodaju dodatnu čvrstoću i krutost.

Primjerice, velika čvrstoća perja i kose dijelom je posljedica visokog sadržaja S-S veza s cisteinom i sumporom..

• Jaja s visokim sadržajem sumpora hrane perje pilića, a karakterističan miris trulećih jaja posljedica je sumporovodika.

Visok sadržaj disulfidnih veza u kosi i perju doprinosi njihovoj neprobavljivosti i karakterističnom neugodnom mirisu tijekom izgaranja.

• Homocistein i taurin su druge kiseline koje sadrže sumpor koje su strukturno slične, ali nisu kodirane DNA i nisu dio primarne strukture proteina.

Mnogi važni stanični enzimi koriste -SH-završene protetske skupine za liječenje reakcija koje uključuju biokemijske sastojke koji sadrže acil: dva uobičajena primjera osnovnog metabolizma su koenzim A i alfa lipoična kiselina.

• Dva od 13 klasičnih vitamina, biotin i tiamin, sadrže sumpor, a potonji je dobio ime zbog sadržaja sumpora.

U unutarstaničnoj kemiji sumpor djeluje kao nosač za redukciju vodika, a njegovi elektroni za smanjenje stanične oksidacije.

• Reducirani glutation, tripeptid koji sadrži sumpor, reducirajući je sastojak zbog svojih čestica sulfhidrila (-SH) dobivenih iz cisteina.

Tioredoksini, klasa malih bjelančevina potrebnih za sav poznati život, koriste susjedne parove reduciranih cisteina kako bi djelovali kao uobičajeni reducirajući proteini sa sličnim učinkom.

• Anorganski sumpor dio je klastera željezo-sumpor, kao i mnogi proteini bakra, nikla i željeza. Najčešći su ferodoksini koji u ćelijama služe kao elektronički shuttle..

U bakterijama važni enzimi nitrogenaze sadrže klaster Fe-Mo-S i katalizator su koji obavlja važnu funkciju fiksiranja dušika, pretvarajući atmosferski dušik u amonijak, koji mikroorganizmi i biljke mogu koristiti za proizvodnju proteina, DNK, RNA i alkaloida. i drugih organskih dušikovih spojeva neophodnih za život.

Sumpor i biogeokemija

Ciklus sumpora bio je prvi otkriveni biogeokemijski ciklus.

• 1880-ih, tijekom proučavanja Beggiatoe (bakterije koja živi u okolišu bogatom sumporom), Sergej Vinogradsky otkrio je da oksidira sumporovodik (H₂S) kao izvor energije, stvarajući unutarstanične kapljice sumpora.

Vinogradsky je ovaj oblik metabolizma nazvao anorganskom oksidacijom (oksidacija anorganskih spojeva).

• Neke bakterije i arheje koriste vodikov sulfid umjesto vode kao donor elektrona u kemosintezi, procesu sličnom fotosintezi koja proizvodi šećere i koristi kisik kao elektron.

Primitivne bakterije koje žive oko dubokomorskih vulkanskih otvora oksidiraju sumporovodik putem kisika;
Divovski cjevasti crv primjer je velikog organizma koji koristi sumporovodik (putem bakterija) kao hranu za oksidaciju.

Tko diše sumpor?

Takozvane bakterije koje reduciraju sulfate, na primjer, "udišu sulfat" umjesto kisika.

• Kao izvor energije koriste organske spojeve ili molekularni vodik.

Bakterije koje reduciraju sulfat koriste sumpor kao akceptor elektrona i reduciraju razne oksidirane spojeve sumpora natrag u sulfid, često sumporovodik.

• Mogu rasti na drugim djelomično oksidiranim sumpornim spojevima (npr. Tiosulfati, tionati, polisulfidi, sulfiti).

Vodikov sulfid koji proizvode ove bakterije odgovoran je za neke mirise u crijevnim plinovima i plinovima..

Sumpor apsorbiraju biljni korijeni iz tla kao sulfat i prevoze se kao fosfatni ester.

• Sulfat se reducira u sulfid preko sulfita prije nego što se ugradi u cistein i druge organosumporaste spojeve.

• Shema za pretvorbu anorganskog sumpora u organski:

TAKO₄ 2- → PA₃ 2- → H₂S → cistein → metionin

Sumpor u kemiji

Sumpor gori plavim plamenom stvarajući sumpor-dioksid koji ima zadah koji zagušuje i nadražuje.

• Sumpor je netopiv u vodi, ali topiv u ugljičnom disulfidu i u manjoj mjeri u drugim nepolarnim organskim otapalima poput benzena i toluena.

Sumpor reagira s gotovo svim ostalim elementima, osim plemenitih plinova.

• Elementarni sumpor je netoksičan, poput većine topivih sulfatnih soli poput Epsomovih soli.

Topive sulfatne soli slabo se apsorbiraju i imaju laksativni učinak.

• Kad se daju parenteralno, bubrezi ih slobodno filtriraju i uklanjaju s vrlo malo toksičnosti u količinama od nekoliko grama.

Kada sumpor izgori u zraku, stvara sumpor-dioksid (SO2)

U vodi ovaj plin stvara sumpornu kiselinu i sulfite; sulfiti su antioksidanti koji inhibiraju rast aerobnih bakterija i korisni su dodatak prehrani u malim količinama.

• U visokim koncentracijama ove kiseline štete plućima, očima ili drugim tkivima..

• U organizmima bez pluća, poput insekata ili biljaka, sulfit u visokoj koncentraciji sprječava disanje.

Sumporni trioksid (proizveden katalizom iz sumpornog dioksida) i sumporna kiselina podjednako su jaki i korozivni u prisutnosti vode.

Sumporna kiselina je moćno sredstvo za dehidraciju koje može ukloniti postojeće molekule vode i komponente vode iz šećera i organskih tkiva.

Nakon ovih informativnih informacija potrebno je proučiti kemijska svojstva sumpora, kao i njegovu proizvodnju, pa sam izradio tablicu za upotrebu u pripremi za OGE i UPOTREBU u kemiji.

Tablica: kemijska svojstva sumpora

1) Primanje

1) U laboratoriju

Od vodenih otopina:

2) U industriji

• Izvorni sumpor se topi kroz bunare s pregrijanom parom i istiskuje iz tla komprimiranim zrakom;
• Od prirodnih plinova:

4) H₂S (plin) → S ↓ + H₂ (t> 400 ° C);

5) TAKO₂ +C → CO₂ + S ↓ (t).

• Od sulfida:

2) TAKO₂ + C → CO₂ + S ↓ (t).

• Od sulfata (karbotermija):

1) CaSO₄ + 4C → 4CO ↑ + CaS (t);

2) Kemijska svojstva

Oksidirajuće i
restorativna svojstva

1) S metalima:

3S + 2Al → Al₂S₃ (t);

S + 2Na → Na₂S (talina);

S + Me → MeS + Q (Me = metali koji nisu Au, Pt, Ir).

2) S nemetalima:

S (TV) + H₂ → H₂S (150 - 350 ° C);

2S + C → CS₂ (800-900 ° C);

3S + 2P → Str₂S₃ (topiti);

5S + 2P → str₂S_pet (nema pristup zraku).

3) S lužinama:

3S + 6NaOH → 2NaS + Na₂TAKO₃ + 3H₂O;

3S + 3Ca (OH)₂ → 2CaS + CaSO₄ + 3H₂O (kuhati);

2S + 4NaOH + 3O₂ → 2Na₂TAKO₄ + 2H₂O (taljenje, t).

4) S kiselinama:

S + 2HI → H₂S + I_2.

5) Sa solima:

3S + 2KClO₃ → 3SO₂↑ + 2KCl (t);

S + 2KMnO₄ → K₂TAKO₄ + 2MnO₂ (u blago alkalnom okruženju);

U većini reakcija Si djeluje kao redukcijsko sredstvo:

Pri niskim temperaturama silicij je kemijski inertan; kada se zagrije, njegova reaktivnost naglo raste.

1. Reagira s kisikom na T iznad 400 ° C:

Si + O₂ = SiO₂ silicijev oksid

2. Reagira s fluorom već na sobnoj temperaturi:

Si + 2F₂ = SiF₄ silicijev tetrafluorid

3. S ostatkom halogena, reakcije se odvijaju na temperaturi od = 300 - 500 ° C.

4. S parom sumpora na 600 ° C tvori disulfid:

5. Reakcija s dušikom odvija se iznad 1000 ° C:

6. Na temperaturi = 1150 ° C reagira s ugljikom:

SiO₂ + 3C = SiC + 2CO

Tvrdoća je karborundum blizu dijamanta.

7. Silicij ne reagira izravno s vodikom.

8. Silicij je otporan na kiseline. U interakciji je samo s mješavinom dušične i fluorovodonične (fluorovodične) kiseline:

9. reagira s lužnatim otopinama da bi stvorio silikate i oslobodio vodik:

10. Reducirajuća svojstva silicija koriste se za izolaciju metala iz njihovih oksida:

2MgO = Si = 2Mg + SiO₂

U reakcijama s metalima, Si je oksidirajuće sredstvo:

Silicij tvori silicide sa s-metalima i većinom d-metala.

Sastav silicida ovog metala može biti različit. (Na primjer, FeSi i FeSi₂; Ni₂Si i NiSi₂.) Jedan od najpoznatijih silicida je magnezijev silicid, koji se može dobiti izravnom interakcijom jednostavnih tvari:

Silane (monosilane) SiH₄

Silanes (silici) Si_nH_{2n + 2}, (usporedi s alkanima), gdje je n = 1-8. Silani su analogi alkana, razlikuju se od njih po nestabilnosti -Si-Si lanaca-.

Monosilane SiH₄ - bezbojni plin s neugodnim mirisom; otapa se u etanolu, benzinu.

1. Razgradnja magnezijevog silicida s klorovodičnom kiselinom: Mg₂Si + 4HCI = 2MgCI₂ + SiH₄

2. Redukcija Si halogenida s litij-aluminijevim hidridom: SiCl₄ + LiAlH₄ = SiH₄↑ + LiCl + AlCl₃

Silane je snažno redukcijsko sredstvo.

1.SiH₄ oksidira kisikom čak i na vrlo niskim temperaturama:

2. SiH₄ lako se hidrolizira, posebno u alkalnom okruženju:

Silicijev (IV) oksid (silicijev dioksid) SiO₂

Silicijev dioksid postoji u različitim oblicima: kristalni, amorfni i staklasti. Najčešći kristalni oblik je kvarc. Kada se unište kvarcne stijene, nastaju kvarcni pijesci. Kvarcni monokristali - prozirni, bezbojni (kameni kristal) ili obojeni nečistoćama u raznim bojama (ametist, ahat, jaspis itd.).

Amorfni SiO₂ javlja se u obliku minerala opala: umjetno se dobiva silikagel koji se sastoji od koloidnih čestica SiO₂ i biti vrlo dobar adsorbent. Staklasti SiO₂ poznat kao kvarcno staklo.

Fizička svojstva

U vodi SiO₂ otapa se vrlo malo, a također se praktički ne otapa u organskim otapalima. Silika je dielektrik.

Kemijska svojstva

1. SiO₂ - kiseli oksid, pa se amorfni silicijev dioksid polako otapa u vodenim otopinama lužina:

2. SiO₂ također djeluje pri zagrijavanju s osnovnim oksidima:

3. Kao nehlapljivi oksid, SiO₂ istiskuje ugljični dioksid iz Na₂CO₃ (kod spajanja):

4. Silicijev dioksid reagira s fluorovodoničnom kiselinom dajući hidrofluorosilicnu kiselinu H₂SiF₆:

5. Na 250 - 400 ° S SiO₂ u interakciji s plinovitim HF i F₂, formirajući tetrafluorosilan (silicijev tetrafluorid):

Silicijeva kiselina

- ortosilikatna kiselina H₄SiO₄;

- metasilicic (silicic) acid H₂SiO₃;

- di- i polisilicne kiseline.

Sve silicijeve kiseline su slabo topive u vodi, lako stvaraju koloidne otopine.

Metode dobivanja

1. Precipitacija kiselinama iz otopina silikata alkalijskih metala:

2. Hidroliza klorosilana: SiCl₄ + 4H₂O = H₄SiO₄ + 4HCl

Kemijska svojstva

Silicijeva kiselina - vrlo slabe kiseline (slabije od ugljične kiseline).

Kada se zagriju, dehidriraju i stvaraju silicijum dioksid kao konačni proizvod

Silikati - soli silicijeve kiseline

Budući da su silicijeve kiseline izuzetno slabe, njihove soli u vodenim otopinama su jako hidrolizirane:

SiO₃ 2- + H₂O = HSiO₃ - + OH - (alkalni medij)

Iz istog razloga, kada se ugljični dioksid propušta kroz silikatne otopine, silicijeva kiselina se iz njih istiskuje:

Ova se reakcija može smatrati kvalitativnom reakcijom na silikatne ione.

Među silikatima samo su Na lako topljivi₂SiO₃ i K₂SiO₃, koji se nazivaju topljivim staklom, a njihove vodene otopine tekućim staklom.

Staklo

Obično prozorsko staklo ima sastav Na₂O • CaO • 6SiO₂, odnosno smjesa natrijevih i kalcijevih silikata. Dobiva se topljenjem sode Na₂CO₃, vapnenac CaCO₃ i pijesak SiO₂;

Cement

Praškasto vezivo, koje stvara interakciju s vodom plastičnu masu, koja se s vremenom pretvara u čvrsto tijelo nalik kamenu; osnovni građevinski materijal.

Kemijski sastav najčešćeg portlandskog cementa (u težinskim%) - 20 - 23% SiO₂; 62 - 76% CaO; 4 - 7% Al₂O₃; 2-5% Fe₂O₃; 1- 5% MgO.