Элементы IVA группы

Размещено на http://www.allbest.ru/

Элементы IVA группы



1. Общая характеристика элементов IVA группы

IVA группа химических элементов периодической системы Д.И. Менделеева включает в себя неметаллы (углерод и кремний), а также металлы (германий, олово, свинец). Атомы этих элементов содержат на внешнем энергетическом уровне четыре электрона (ns2np2), два из которых не спарены. Поэтому атомы этих элементов в соединениях могут проявлять валентность II. Атомы элементов IVA группы могут переходить в возбужденное состояние и увеличивать число неспаренных электронов до 4 и соответственно в соединениях проявлять высшую валентность, равную номеру группы IV. Углерод в соединениях проявляет степени окисления от -4 до +4, для остальных стабилизируются степени окисления: -4, 0, +2, +4.

В атоме углерода в отличие от всех других элементов число валентных электронов равно числу валентных орбиталей. Это одна из основных причин устойчивости связи С-С и исключительной склонности углерода к образованию гомоцепей, а также существования большого количества соединений углерода.

В изменении свойств атомов и соединений в ряду C-Si-Ge-Sn-Pb проявляется вторичная перидичность (таблица 5).

Таблица 5 - Характеристики атомов элементов IV группы

	6C	14Si	32Ge	50Sn	82Pb
Атомная масса	12,01115	28,086	72,59	118,69	207,19
Валентные электроны	2s22p2	3s23p2	4s24p2	5s25p2	6s26p2
Ковалентный радиус атома, ?	0,077	0,117	0,122	0,140	-
Металлический радиус атома, ?	-	0,134	0,139	0,158	0,175
Условный радиус иона, Э2+, нм	-	-	0,065	0,102	0,126
Условный радиус иона Э4+, нм	-	0,034	0,044	0,067	0,076
Энергия ионизации Э0 - Э+, эв	11,26	8,15	7,90	7,34	7,42
Содержание в земной коре, ат. %	0,15	20,0	2•10-4	7•10-4	1,6•10-4

Вторичная периодичность (немонотонное изменение свойств элементов в группах) обусловлена характером проникновения внешних электронов к ядру. Так, немонотонность изменения атомных радиусов при переходе от кремния к германию и от олова к свинцу обусловлена проникновением s-электронов соответственно под экран 3d10-электронов у германия и двойной экран 4f14- и 5d10-электронов у свинца. Поскольку проникающая способность уменьшается в ряду s>p>d, внутренняя периодичность в изменении свойств наиболее отчетливо проявляется в свойствах элементов, определяемых s-электронами. Поэтому она наиболее типична для соединений элементов А-групп периодической системы, отвечающих высшей степени окисления элементов.

Углерод существенно отличается от других р-элементов группы высоким значением энергии ионизации.

Углерод и кремний имеют полиморфные модификации с разным строением кристаллических решеток. Германий относится к металлам, серебристо-белого цвета с желтоватым оттенком, но имеет алмазоподобную атомную кристаллическую решетку с прочными ковалентными связями. Олово имеет две полиморфные модификации: металлическую модификацию с металлической кристаллической решеткой и металлической связью; неметаллическую модификацию с атомной кристаллической решеткой, которая устойчива при температуре ниже 13,8 С. Свинец - темно-серый металл с металлической гранецентрированной кубической кристаллической решеткой. Изменение структуры простых веществ в ряду германий-олово-свинец соответствует изменению их физических свойств. Так германий и неметаллическое олово - полупроводники, металлическое олово и свинец проводники. Изменение типа химической связи от преимущественно ковалентной к металлической сопровождается понижением твердости простых веществ. Так, германий довольно тверд, свинец же легко прокатывается в тонкие листы.

Соединения элементов с водородом имеют формулу ЭН4: СН4 - метан, SiH4 - силан, GeH4 - герман, SnH4 - станнан, PbH4 - плюмбан. В воде нерастворимы. Сверху вниз в ряду водородных соединений уменьшается их устойчивость (плюмбан настолько неустойчив, что о его существовании можно судить только по косвенным признакам).

Соединения элементы с кислородом имеют общие формулы: ЭO и ЭO2. Оксиды CO и SiO являются несолеобразующими; GeO, SnO, PbO - амфотерные оксиды; CO2, SiO2 GeO2 - кислотные, SnO2, PbO2 - амфотерные. С повышением степени окисления кислотные свойства оксидов возрастают, основные свойства ослабевают. Аналогично изменяются и свойства соответствующих гидроксидов.

2. Углерод

Строение атома

Углерод - химический элемент второго периода IVА группы периодической системы химических элементов. Относительная атомная масса 12,0107. Электронное строение атома: 1s22s22p2. На внешней электронной оболочке атом углерода имеет 4 валентных электрона, 2 из которых не спарены.

Наличие у атома 2-х неспаренных электронов в основном состоянии определяет его валентность, равную II. Атом углерода может переходить в возбужденное состояние, в котором все валентные электроны становятся неспаренными и поэтому углерод может проявлять валентность IV. Иногда углерод в соединениях проявляет валентность III (СО). Степени окисления в соединениях изменяются в диапазоне от -4 до +4.

Химическая связь может осуществляться за счёт sp3-, sp2- и sp-гибридных орбиталей, которым соответствуют координационные числа 4, 3 и 2 (рисунок 9):

Рисунок 9 - Схема гибридизации электронных состояний:

а - образование двух sp-гибридных облаков;

б - образование трех sp2-гибридных облаков;

в - образование четырех sp3-гибридных облаков.

История открытия

Углерод (англ. Carbon, франц. Carbone, нем. Kohlenstoff) в виде угля, копоти и сажи известен человечеству с незапамятных времен; около 100 тыс. лет назад, когда наши предки овладели огнем, они постоянно имели дело с углем и сажей. Вероятно, очень рано люди познакомились и с аллотропическими видоизменениями углерода - алмазом и графитом, а также с ископаемым каменным углем. Не удивительно, что горение углеродсодержащих веществ было одним из первых химических процессов, заинтересовавших человека. Так как горящее вещество исчезало, горение рассматривали как процесс разложения вещества, и поэтому уголь (или углерод) не считали элементом. Элементом был огонь - явление, сопровождающее горение; в учениях об элементах древности огонь обычно фигурирует в качестве одного из элементов. На рубеже XVII-XVIII вв. возникла теория флогистона, выдвинутая Бехером и Шталем. Эта теория признавала наличие в каждом горючем теле особого элементарного вещества - невесомого флюида - флогистона, улетучивающегося в процессе горения. Так как при сгорании большого количества угля остается лишь немного золы, флогистики полагали, что уголь - это почти чистый флогистон. Именно этим объясняли, в частности, «флогистирующее» действие угля, его способность восстанавливать металлы из «известей» и руд. Позже такие ученые как, Реомюр, Бергман и др., уже начали понимать, что уголь представляет собой элементарное вещество. Однако впервые таковым «чистый уголь» был признан Лавуазье, исследовавшим процесс сжигания в воздухе и кислороде угля и других веществ. В книге Гитона де Морво, Лавуазье, Бертолле и Фуркруа «Метод химической номенклатуры» (1787) появилось название «углерода» (carbone) вместо французского «чистый уголь» (charbone pur). Под этим же названием углерод фигурирует в «Таблице простых тел» в «Элементарном учебнике химии» Лавуазье.

В 1791 г. английский химик Теннант первым получил свободный углерод; он пропускал пары фосфора над прокаленным мелом, в результате чего образовывался фосфат кальция и углерод. То, что алмаз при сильном нагревании сгорает без остатка, было известно давно. Еще в 1751 г. французский король Франциск I согласился дать алмаз и рубин для опытов по сжиганию, после чего эти опыты даже вошли в моду. Оказалось, что сгорает лишь алмаз, а рубин (оксид алюминия с примесью хрома) выдерживает без повреждения длительное нагревание в фокусе зажигательной линзы.

Лавуазье поставил новый опыт по сжиганию алмаза и пришел к выводу, что алмаз представляет собой кристаллический углерод. Графит в алхимическом периоде считался видоизмененным свинцовым блеском и назывался plumbago. В 1740 г. Потт обнаружил отсутствие в графите какой-либо примеси свинца. Шееле исследовал графит (1779 г.) и будучи флогистиком счел его сернистым телом особого рода, особым минеральным углем, содержащим связанную «воздушную кислоту» (СО2,) и большое количество флогистона. Двадцать лет спустя Гитон де Морво путем осторожного нагревания превратил алмаз в графит, а затем в угольную кислоту. Международное название Carboneum происходит от лат. carbo (уголь). Слово это очень древнего происхождения. Его сопоставляют с cremare - гореть. Со словом "carbo" связаны названия углерода и на других европейских языках (carbon, charbone и др.). Немецкое Kohlenstoff происходит от Kohle - уголь (старогерманское kolo, шведское kylla - нагревать). Древнерусское угорати, или угарати (обжигать, опалять) имеет корень гар, или гор, с возможным переходом в гол; уголь по-древнерусски югъль, или угъль, того же происхождения. Слово алмаз (Diamante) происходит от древнегреческого - несокрушимый, непреклонный, твердый, а графит от греческого - пишу. В начале XIX в. старое слово уголь в русской химической литературе иногда заменялось словом "углетвор" (Шерер, 1807 г.; Севергин, 1815 г.). В 1824 г. русский химик Ю.И. Соловьев ввел название углерод.

Распространение в природе

Среднее содержание углерода в земной коре составляет 2,3•10-2 % по массе (1•10-2 - в ультраосновных, 1•10-2 - в основных, 2•10-2 - в средних, 3•10-2 - в кислых горных породах). Углерод накапливается в верхней части земной коры (биосфере): в живом веществе 18 % углерода, в древесине 50 %, в каменном угле 80 %, в нефти 85 %, антраците 96 %. Значительная часть углерода литосферы сосредоточена в известняках и доломитах. Число собственных минералов углерода - 112; исключительно велико число органических соединений углерода - углеводородов и их производных. С накоплением углерода в земной коре связано накопление и многих других элементов, сорбируемых органическим веществом и осаждающихся в виде нерастворимых карбонатов и т.д. По сравнению со средним содержанием в земной коре человечество в исключительно больших количествах извлекает углерод из недр (уголь, нефть, природный газ), т.к. эти ископаемые - основные источники энергии.

Углерод широко распространён также в космосе; на Солнце он занимает 4-е место после водорода, гелия и кислорода.

Для углерода характерна аллотропия. Аллотропными модификациями являются: алмаз, графит, карбин, фуллерен, графен.

Алмаз

Алмаз - кристаллическое вещество с атомной координационной кубической решеткой (рисунок 10):

Рисунок 10 - Структура алмаза

Атомы углерода в алмазе находятся в состоянии sp3-гибридизации, поэтому каждый атом в алмазе образует равноценные прочные у-связи с четырьмя соседними. Это обуславливает исключительную твердость и отсутствие электронной проводимости в обычных условиях (?Е = 5,7 эВ). О жесткой структуре алмаза свидетельствует также небольшое значение энтропии алмаза - всего 2,4 Дж/(К•моль).

Известна модификация алмаза с гексагональной структурой - Лонсдейлит или алмаз гексагональный. Эта модификация была открыта в 1967 г. Впервые извлечён из метеорита в кратере в штате Аризона и описан в журнале Nature. Доказано, что специально обработанный лонсдейлит тверже алмаза на 58 %. Назван в честь Кэтлин Лонсдейл, британского кристаллографа.

Кристаллическая решетка лонсдейлита полностью состоит из атомов углерода. Как и у алмаза, атомы углерода в лонсдейлите находятся в состоянии sp3-гибридизации. Алмаз и лонсдейлит имеют одинаковые валентные углы, которые равны 109 ° 28 ?, длины связей у них равны 0,1545 нм, а координационное число - 4. Элементарная ячейка алмаза содержит восемь атомов углерода, а лонсдейлита - четыре. Решетки алмаза и лонсдейлита отличаются способом упаковки. Для лонсдейлита характерна двухслойная упаковка типа (…АВАВ…), где каждый последующий тетраэдрический слой повернут на 60° по отношению к предыдущему (рисунок 11). Для алмаза - трехслойная типа (…АВСАВС…), где все слои построены из одинаковых координационных тетраэдров (рисунок 12).

Рисунок 11 - Упаковка слоев лонсдейлита

Рисунок 12 - Упаковка слоев алмаза

Лонсдейлит относится к химическому классу металлоидов. Плотность лонсдейлита - 3,51 г/смі; не радиоактивен. Оптические свойства: прозрачный, коэффициент преломления от 2,40 до 2,41.

Огранённый алмаз (бриллиант) уже многие столетия является популярнейшим и дорогим драгоценным камнем. В то время как цена других драгоценных камней определяется модой и постоянно меняется, алмаз остаётся островком стабильности на рынке драгоценностей. Подавляющая часть природных алмазов используется для производства бриллиантов.

Исключительная твёрдость алмаза находит своё применение в промышленности: его используют для изготовления ножей, свёрл, резцов и тому подобных изделий. Потребность в алмазе для промышленного применения вынуждает расширять производство искусственных алмазов. В последнее время проблема решается за счёт кластерного и ионно-плазменного напыления алмазных плёнок на режущие поверхности. Алмазный порошок (как отход при обработке природного алмаза, так и полученный искусственно) используется как абразив для изготовления режущих и точильных дисков, кругов и т.д.

Алмазы также применяются в квантовых компьютерах, в часовой и ядерной промышленности. Крайне перспективно развитие микроэлектроники на алмазных подложках. Созданы изделия, обладающие высокой термо- и радиационной стойкостью. Также перспективно использование алмаза, как активного элемента микроэлектроники, особенно в сильноточной и высоковольтной электронике.

Графит

Графит - слоистое кристаллическое вещество с гексагональной атомной структурой (рисунок 13).

Рисунок 13 - Структура графита

Графит - кристаллическая форма углерода, в которой атомы находятся в состоянии spІ-гибридизации, имеет слоистую структуру.

spІ-гибридные орбитали располагаются под углом 120°. Поэтому в графите каждый атом углерода связан с тремя соседними, образуя плоскую сетку, и, кроме того, имеет один неспаренный электрон на негибридизованной p-орбитали, перпендикулярной к плоскости сетки. Эти электроны образуют общую систему р-связей, которая представляет собой наполовину заполненную зону проводимости. Связь между сетками - слоями в графите осуществляется в основном за счёт относительно слабых межмолекулярных сил. Всё это определяет свойства графита: он мягок, легко расслаивается, имеет серый цвет и металлический блеск, электропроводен и химически более активен, чем алмаз.

Сажа, древесный уголь и другие угли, получаемые из органического и неорганического сырья, представляют собой мелкокристаллический графит, так что обычно термином «углерод» обозначают именно графит той или иной степени дисперсности.

Согласно идеализированной модели, структура графита представляет собой непрерывный ряд слоев, параллельных основной плоскости и состоящих из гексагонально-связанных друг с другом атомов углерода. В природе встречаются две структурные формы графита, соответствующие двум кристаллическим модификациям: гексагональная и ромбоэдрическая. Они различаются расположением слоев. Объяснение большого разнообразия физических свойств различных видов углеродистых материалов следует искать в величине отдельных кристаллов и их группировке, а также в специфичности кристаллической структуры графита.

С технической точки зрения графит - это материал, который применяется практически во всех отраслях промышленности. Он состоит в основном из углерода, но всегда содержит примеси других веществ в виде золы, летучих веществ, влаги. Плотность чистых и крупных кристаллов графита 2,23 ± 0,01 г/см3. Плотность искусственных графитовых материалов колеблется в пределах 1,5-2,25 г/см3. Пониженная плотность объясняется неполной молекулярной упорядоченностью и пористостью графита. Удельное электрическое сопротивление кристалла графита равно 0,42 Ом•мм2/м и имеет положительный температурный коэффициент сопротивления. К важнейшим свойствам графита в технологии производства электродов и электроуглей относятся жирность и пластичность.

Природные графиты применяются во многих технологических и производственных процессах и являются хорошими огнеупорами (высококачественные, графито-магниевые, алюмо-графитовые). Применяются графиты для производства тормозных накладок, смазок, карандашей, тиглей, гальванических батарей, щелочных аккумуляторов и др.

Высокие электро- и теплопроводность, стойкость против окисления при высоких температурах, хорошие антифрикционные свойства делают графиты незаменимыми в производстве многих видов углеграфитовых материалов.

Высокоплотные графиты выпускаются в виде заготовок, из которых изготавливают изделия, применяемые в полупроводниковой технике; при электроэрозионной обработке металлов; в качестве кристаллизаторов при разливке цветных металлов и их сплавов; электродов - инструментов при электроимпульсной обработке штампов, пресс-форм из различных сталей и в других областях техники при высоких температурах.

Углеграфитовые антифрикционные материалы могут применяться в качестве вкладышей радиальных и упорных подшипников, управляющих втулок, пластин, поршневых колец, поршневых и радиальных уплотнений в различных машинах, приборах и механизмах.

Силицированный графит широко применятся в металлургии, химическом и нефтехимическом машиностроении в качестве узлов трения (уплотнительные кольца, подпятники, подшипники скольжения), в насосах, реакторах, сепараторах и другом оборудовании.

Карбин

Карбин представляет собой мелкокристаллический порошок чёрного цвета (плотность 1,9-2 г/смі), обладает полупроводниковыми свойствами. Получен в искусственных условиях, состоит из длинных цепочек атомов углерода, уложенных параллельно друг другу. Карбин - линейный полимер углерода, в котором атомы углерода соединены в цепочки поочередно либо тройными и одинарными связями (полииновое строение), либо только двойными связями (поликумуленовое строение):

-С?С-С?С-С?С-С?

=С=С=С=С=С=С=С=

Полимерные цепочки имеют химически активные концы (т.е. несут локализованный отрицательный заряд) и изгибы с цепочечными вакансиями, в местах которых цепочки соединяются между собой за счет перекрывания р-орбиталей атомов углерода. Важное значение для образования сшивок имеет присутствие таких примесей металлов, как железо, калий. Убедительное свидетельство наличия зигзагов в линейной углеродной цепочке было получено в работе В.В. Коршака, результаты его расчета хорошо согласуются с ИК-спектром карбина.

На основании результатов дальнейших исследований структуры кристаллического карбина была предложена модель его элементарной ячейки. Согласно этой модели элементарная ячейка карбина составлена параллельными цепочками углерода, имеющими зигзаги, благодаря которым ячейка оказывается двуслойной. Толщину одного слоя составляет цепочка из шести атомов углерода. В нижнем слое цепочки плотно упакованы и расположены в центре и по углам гексагона, тогда как в верхнем слое центральная цепочка отсутствует, а в образовавшейся вакансии могут располагаться атомы примеси. Возможно, что они являются катализаторами кристаллизации карбина. Такая модель дает ключ к раскрытию феномена карбина и объясняет, в какой конфигурации может стабилизироваться в общем случае неустойчивая совокупность линейных цепочек углерода.

Карбин обладает полупроводниковыми свойствами, причём под воздействием света его проводимость сильно увеличивается. На этом свойстве основано первое практическое применение - в фотоэлементах.

Фуллерен

Происхождение термина «фуллерен» связано с именем американского архитектора Ричарда Букминстера Фуллера, конструировавшего полусферические архитектурные конструкции, состоящие в виде шестиугольников и пятиугольников. В середине 60-х годов Дэвид Джонс конструировал замкнутые сфероидальные клетки из графитовых слоев своеобразным образом свернутых. Было показано, что в качестве дефекта, внедренного в гексагональную решетку обычного графита, приводящего к образованию сложной искривленной поверхности, может быть пятиугольник. В противоположность алмазу, графиту и карбину, фуллерен является новой формой углерода. Молекула С60 содержит фрагменты с пятикратной симметрией (пентагоны), которые запрещены природой для неорганических соединений. Поэтому некоторые авторы отмечают, что молекула фуллерена является органической молекулой, а кристалл, образованный такими молекулами (фуллерит) - это молекулярный кристалл, являющийся связующим звеном между органическим и неорганическим веществом.

В начале 70-х годов Е. Осава предположил существование полой, высокосимметричной молекулы С60, со структурой в виде усеченного икосаэдра, похожей на футбольный мяч (рисунок 14):

Рисунок 14 - Структура молекулы фуллерена-60

Чуть позже (1973 г.) российские ученые Д.А. Бочвар и Е.Г. Гальперин сделали первые теоретические квантово-химические расчеты такой молекулы и доказали ее стабильность. В 1985 г. коллективу ученых (Г. Крото (Англия), Хит, О'Брайен, Р.Ф. Керл и Р. Смолли (США)) удалось обнаружить молекулу фуллерена при исследовании масс-спектров паров графита после лазерного облучения твердого образца.

Первый способ получения и выделения твердого кристаллического фуллерена был предложен в 1990 г. В. Кречмером и Д. Хафманом с коллегами в институте ядерной физики в г. Гейдельберге (Германия). В 1991 г. японский ученый Иджима на полярном ионном микроскопе впервые наблюдал различные структуры, составленные, как и в случае графита, из шестичленных колец углерода: нанотрубки, конусы, наночастицы. В 1992 г. в природном углеродном минерале - шунгите (свое название этот минерал получил от названия поселка Шуньга в Карелии) были обнаружены природные фуллерены.

В 1997 г. Р.Е. Смолли, Р.Ф. Керл, Г. Крото получили Нобелевскую премию по химии за изучение молекул С60, имеющих фору усеченного икосаэдра.

Внешне фуллерены представляют собой мелкокристаллические порошки черного цвета, без запаха. В воде, этаноле, ацетоне и других полярных растворителях они практически нерастворимы, зато в бензоле, толуоле, фенилхлориде растворяются с образованием окрашенных в красно-фиолетовый цвет растворов.

Энтальпия образования С60 составляет приблизительно 42,5 кДж/моль, а C70 - 40,3 кДж/моль. Это говорит о том, что они менее стабильны, чем графит (0 кДж/моль) и алмаз (1,67 кДж/моль), причем с увеличением размеров сферы (то есть по мере увеличения числа атомов углерода) энтальпия образования стремится к энтальпии графита, так как сфера все более напоминает плоскость.

Твердый C60 имеет гранецентрированную кубическую решетку, при комнатной температуре его плотность составляет 1,68 г/см3. Ввиду слабого межмолекулярного взаимодействия молекулы свободно вращаются. Ниже 0 °С происходит превращение в кубическую решетку. Фуллерен-70, свободное вращение которого слегка затруднено по причине асимметричности молекулы, испытывает фазовый переход при более низкой температуре.

Из насыщенных растворов в ароматических растворителях фуллерены при низких температурах выпадают в виде кристаллосольватов вида C60Xn, где в качестве X выступают бензол, толуол, стирол, ферроцен и другие молекулы.

Поскольку энтальпия растворения фуллерена в большинстве растворителей положительна, при повышении температуры растворимость, как правило, уменьшается.

Возможные области применения фуллеренов и их производных:

- электронные и оптические устройства, основанные на применении фуллеренов или полимерных материалов на их основе,

- фотоматериалы и материалы для преобразования электрической энергии в световую,

- катализаторы,

- лекарственные средства.

Некоторые области применения пока остаются гипотетическими, ввиду недостаточности современного уровня знаний:

- получение алмазов (в том числе тонких пленок);

- источники тока;

- молекулярные сита и устройства для аккумулирования газов;

- материалы для нелинейной оптики (лазеры);

- преобразователи солнечной энергии;

- сверхпроводники.

Графен

Выпускники МФТИ А. Гейм и К. Новоселов, работающие в Манчестере, в 2010 г. получили Нобелевскую премию «За новаторские эксперименты по исследованию двумерного материала графена».

Графен является двухмерным кристаллом, состоящим из одиночного слоя атомов углерода, собранных в гексагональную кристаллическую решётку (рисунок 15):

Рисунок 15 - Структура графена

Графен обладает высокой механической прочностью, теплопроводностью, максимальной подвижностью электронов среди известных материалов.

Углеродные нанотрубки

Углеродные нанотрубки представляют собой цилиндрические структуры диаметром от одного до нескольких десятков нанометров и длиной до нескольких сантиметров, состоящие из одной или нескольких свёрнутых в трубку гексагональных графитовых слоёв и заканчивающиеся обычно полусферической головкой, которая может рассматриваться как половина молекулы фуллерена (рисунок 16).

Рисунок 16 - Структура нанотрубок

Идеальная нанотрубка представляет собой свёрнутую в цилиндр графитовую плоскость, то есть поверхность, выложенную правильными шестиугольниками, в вершинах которых расположены атомы углерода.

Нанотрубки могут быть моно- и многостенные. Расстояние между слоями в многостенных нанотрубках составляет 0,34 нм, что соответствует расстоянию между слоями в графите (рисунок 17).

Рисунок 17 - Многостенная нанотрубка



Нанотрубки обладают специфическими свойствами, которые связаны с их структурой. Например, при погружении в расплав свинца они частично заполняются свинцом за счет капиллярного эффекта.

Результаты экспериментов, проведённых в последние годы, показали, что длинные многостенные углеродные нанотрубки могут вызвать отклик, аналогичный асбестовым волокнам. У людей, занятых на добыче и переработке асбеста, вероятность возникновения опухолей и рака лёгких возрастает в несколько раз. Канцерогенность волокон разных видов асбеста весьма различна и зависит от диаметра и типа волокон. Благодаря своему малому весу и размерам, углеродные нанотрубки проникают в дыхательные пути вместе с воздухом и концентрируются в плевре. Мелкие частицы и короткие нанотрубки выходят через поры в грудной стенке (диаметр 3-8 мкм), а длинные нанотрубки могут задерживаться и со временем вызвать патологические изменения.

Сравнительные эксперименты по добавке одностенных углеродных нанотрубок в пищу мышей показали отсутствие заметной реакции последних в случае нанотрубок с длиной порядка микрон. Тогда как использование укороченных нанотрубок с длиной 200-500 нм приводило к внедрению нанотрубок-игл в стенки желудка.

Химические свойства

При обычных условиях углерод достаточно инертен и практически не взаимодействует ни с какими простыми и сложными веществами. Его активность возрастает при нагревании. В химических реакциях выступает в роли восстановителя и окислителя. При окислительно-восстановительной двойственности преобладают восстановительные свойства.

Восстанавливает неметаллы с большой электроотрицательностью:

С + О2 = СО2,

С + 2S = CS2.

Окисляет неметаллы с меньшей электроотрицательностью:

Si + C = SiC,

4B + 3C = B4C3,

С + 2Н2 = СН4.

Окисляет металлы с образованием карбидов:

4Al +3C = Al4C3,

Ca + 2C = CaC2.

Восстанавливает металлы из их оксидов:

С + ZnO = Zn + CO.

Восстанавливает неметаллы из их оксидов:

С + SiO2 = Si + 2CO.

Восстанавливает ионы водорода из паров воды:

С + Н2О(газ) = СО + Н2.

Не восстанавливает ионы Н+ из растворов кислот.

Восстанавливает центральные атомы кислот окислителей:

С + 2Н2SO4(к) = СО2 + 2SO2 + 2H2O,

С + 4НNO3(к) = CO2 + 4NO2 + 2H2O,

3С + 4НNO3(р) = 3CO2 + 4NO + 2H2O.

Соединения углерода (-4)

По типу химической связи можно выделить ковалентные, ионно-ковалентные и металлоподобные карбиды. Ионных карбидов не выделяют, так как углерод имеет небольшое значение электроотрицательности.

Ковалентные карбиды кремния SiC и бора В4С3 (неустойчив, более устойчив нестехиометрический карбид В4С, имеющий полимерное строение). Характеризуются высокой твердостью, тугоплавкостью и химической инертностью. углерод карбин графит

SiC - карборунд, имеет структуру алмаза, тугоплавкое твердое вещество. По твердости приближен к алмазу.

СН4 - метан. Является основным компонентом природного газа. Химически инертен вследствие валентной и координационной насыщенности молекулы. На него не действуют кислоты и щелочи.

Ионно-ковалентные карбиды - кристаллические солеподобные вещества. Их можно рассматривать как производные соответствующих углеводородов.

Метаниды - производные метана, при гидролизе образуют метан:

Аl4C3 + 12Н2О = 4Аl(OH)3 +3CH4.

Ацетилениды - производные ацетилена, при гидролизе образуют ацетилен:

СаС2 + 2Н2О = Са(OH)2 + С2Н2.

Металлоподобные карбиды - карбиды d-элементов IV-VIII групп. Имеют нестехиометрический состав, например: Mo2C, Fe3C, Mn3C. Обладают высокой твердостью, жаростойкостью. Входят в состав чугунов и сталей. Придают им твердость, износоустойчивость и другие ценные свойства.

Соединения углерода (+2)

СО - оксид углерода (II) (угарный газ), несолеобразующий оксид, не имеет соответствующего гидрата. Оксид углерода (II) - при обычных условиях газ без цвета и запаха, сжижающийся при атмосферном давлении при температуре -191,5 °С и затвердевающий при - 204 °С. Молекула СО изоэлектронна молекуле N2. Обе эти молекулы содержат равное число электронов, атомы в них соединены тройной связью. Две связи в молекуле СО образованы по обменному механизму за счет 2р-электронов атомов углерода и кислорода, а третья - по донорно-акцепторному механизму с участием неподеленной электронной пары атома кислорода и свободной 2р-орбитали атома углерода):

Химические свойства СО

Реагирует со сплавами щелочей с образованием формиата натрия:

СО + NaOHтв = HCOONa.

Восстанавливает металлы из их оксидов:

Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2.

Восстанавливает кислород:

2СО + О2 = 2СО2.

Восстанавливает хлор с образованием фосгена:

СО + Сl2 = COCl2.

Окислительные свойства проявляет при взаимодействии с Н2:

2Н2 + СО = СH3OH.

Биологическая роль угарного газа

Угарный газ опасен тем, что лишает возможности кровь переносить кислород, поскольку соединяется с гемоглобином, который переносит кислород к органам организма, вследствие чего тот становится непригодным для транспортировки кислорода. В зависимости от вдыхаемого количества, угарный газ ухудшает координацию, обостряет сердечно-сосудистые заболевания и вызывают усталость, головную боль, слабость. Влияние угарного газа на здоровье человека зависит от его концентрации и времени воздействия на организм. Концентрация угарного газа в воздухе более 0,1 % приводит к смерти в течении одного часа, а концентрация более 0,2 % - в течении трех минут.

НСN - циановодород. Водный раствор цианистоводородная или синильная кислота, слабая кислота. Соли - цианиды: NaCN, Ca(CN)2. Также как и СО, анион СN- обладает электронно-донорной способностью и выступает в комплексных соединениях: К3[Fe(CN)6] - гексацианоферрат (III) калия (красная кровяная соль), К4[Fe(CN)6] - гексацианоферрат (II) калия (желтая кровяная соль).

Цианиды являются сильными восстановителями. Обладают окислительно-восстановительной амфотерностью с преобладанием восстановительных свойств:

НСN + S = HCSN (роданид водорода).

При нагревании цианидов малоактивных металлов образуется дициан (CN)2:

Нg(CN)2 = Hg + (CN)2.

Цианиды чрезвычайно ядовиты.

По своим свойства дициан похож на галоген и его называют псевдогалогеном. Так, при взаимодействии с водородом дициан образует НСN:

(CN)2 + Н2 = 2HCN.

Соединения углерода (+4)

СО2 - оксид углерода (IV), углекислый газ - газ, без цвета и запаха, тяжелее воздуха. Углекислый газ имеет следующую электронную и структурную формулу:

или

Все четыре связи ковалентные полярные, однако в целом молекула неполярная, т.к. имеет линейную форму.

СО2 проявляет общие свойства, характерные для кислотных оксидов.

1. С водой образует непрочную угольную кислоту:

СO2 + H2O = H2CO3.

2. Реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты:

Na2O + CO2 = Na2CO3,

2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O,

NaOH + CO2(изб) = NaНCO3.

Н2СО3 - угольная кислота. В индивидуальном состоянии не выделена, существует только в растворе, является слабым электролитом. Проявляет все свойства кислот.

Оксид углерода (IV) образуется в природе при дыхании животных и растений, при гниении органических остатков в почве, при пожарах. В угольных шахтах из-за медленного окисления угля содержание углекислого газа также выше, чем на открытом воздухе. Служба охраны труда следит за тем, чтобы оно не превышало установленной нормы (30 мг/м3).

Для растений углекислый газ служит источником углерода, обогащение им воздуха в парниках и теплицах приводит к повышению урожая. Оксид углерода (IV) применяют также для газирования воды и напитков, жидким CO2 заряжают огнетушители. Твердый оксид углерода (IV) под названием сухого льда применяют для охлаждения продуктов. Преимущество сухого льда по сравнению с обычным льдом заключается в том, что он поддерживает в окружающем пространстве значительно более низкую температуру и испаряется, не переходя в жидкое состояние.

Наиболее распространен в природе карбонат кальция - СаСО3 (известняк, мрамор, мел). Залежи пород, содержащих карбонат кальция, особенно известняка, встречаются довольно часто.

Из искусственно получаемых карбонатов большое значение имеет карбонат натрия Na2CO3. Безводный карбонат натрия известен под названием кальцинированной соды, а кристаллогидрат Na2CO3•10H2O - кристаллической соды. Соду применяют для производства мыла, стекла.

При насыщении раствора соды углекислым газом она переходит в гидрокарбонат натрия NaHCO3. Гидрокарбонат натрия известен под названием питьевой соды. Питьевую соду применяют в кондитерском деле и хлебопечении.

При нагревании она разлагается с выделением углекислого газа и паров воды:

2NaHCO3 = Na2CO3 + H2O + СО2.

Поэтому питьевую соду вводят в состав хлебопекарных порошков, добавляемых к тесту. Такое тесто подходит без применения дрожжей и заквасок, наполняясь пузырьками углекислого газа, выпеченный из него продукт получается пористым и мягким.

Адсорбция

Свободный углерод (в виде, например, древесного угля) не только нелетуч, но и неплавок. Поэтому в таком угле сохраняется тонкопористое строение древесины, все тончайшие каналы, по которым в дереве перемещались растворы минеральных солей. Если измерить поверхность всех частиц, находящихся в угольном порошке массой 1 г, или всех пор и каналов в 1 г древесного угля, получится площадь во много десятков и даже сотен квадратных метров.

Если в колбу, содержащую воздух с примесью оксида азота (IV), поместить кусочки угля, бурая окраска газа исчезнет: оксид азота (IV) поглотится углем. Если далее нагревать уголь, то оксид азота (IV) в колбе появится вновь. Можно также проделать следующий опыт: взболтать с угольным порошком раствор лакмуса. Окраска раствора постепенно исчезнет, поскольку лакмус поглотится углем.

Удержание углем и другими твердыми веществами на своей поверхности газа или растворенного вещества называется адсорбцией.

Чем больше пористость угля, тем больше газа или растворенного вещества он может адсорбировать. Для увеличения пористости угля его активируют повторным нагреванием без доступа воздуха. В результате удаляются остатки продуктов, закупоривающие капилляры в угле.

Уголь адсорбирует все газы, включая инертные, но неодинаково. В частности, чем легче сжижается газ, тем сильнее он адсорбируется. Адсорбированный углем газ можно извлечь из него, нагревая уголь. Этим пользуются для регенерации угля, то есть возвращения ему способности к адсорбции. Уголь применяют в производстве сахара и спирта для очистки их от примесей. Активированный уголь применяется в медицине, а также используют в фильтрующих противогазах для защиты дыхательных путей от токсичных газов.

Круговорот углерода в природе

Вся земная жизнь основана на углероде. Каждая молекула живого организма построена на основе углеродного скелета. Атомы углерода постоянно мигрируют из одной части биосферы в другую. На примере круговорота углерода в природе можно проследить в динамике картину жизни на нашей планете.

Основные запасы углерода на Земле находятся в виде содержащегося в атмосфере и растворенного в Мировом океане углекислого газа. Растения поглощают CO2 и в процессе фотосинтеза образуются разнообразные органические соединения. Таким образом, атомы углерода включаются в структуру растений.

Углерод постоянно циркулирует в земной биосфере по замкнутым взаимосвязанным путям. В настоящее время к природным процессам добавляются последствия сжигания ископаемого топлива.

Значение углерода как биогенного элемента

Углерод имеет большое народнохозяйственное значение, поскольку свыше 90 % всех первичных источников потребляемой в мире энергии приходится на органическое топливо, главенствующая роль которого сохранится и на ближайшие десятилетия, несмотря на интенсивное развитие ядерной энергетики. Только около 10 % добываемого топлива используется в качестве сырья для основного органического синтеза и нефтехимического синтеза, для получения пластичных масс и др.

Углерод - важнейший биогенный элемент, составляющий основу жизни на Земле, структурная единица огромного числа органических соединений, участвующих в построении организмов и обеспечении их жизнедеятельности (белки, жиры, углеводы, нуклеиновые кислоты, биополимеры, а также многочисленные низкомолекулярные биологически активные вещества - витамины, гормоны, медиаторы). За счет окисления углерода в клетках образуется значительная часть необходимой живым организмам энергии.

Возникновение жизни на Земле рассматривается в современной науке как сложный процесс эволюции углеродистых соединений. Уникальная роль углерода в живой природе обусловлена его свойствами, которыми в совокупности не обладает ни один другой элемент периодической системы. Между атомами углерода, а также между атомом углерода и атомами других элементов образуются прочные химические связи, которые, однако, могут быть разорваны в сравнительно мягких физиологических условиях. Способность углерода образовывать 4 равнозначные связи с другими атомами создает возможность для построения углеродных скелетов различных типов - линейных, разветвленных, циклических.

Показательно, что всего три элемента (С, О, Н) составляют 98 % общей массы живых организмов. Этим достигается определенная экономичность в живой природе: при практически безграничном структурном разнообразии углеродистых соединений небольшое число типов химических связей позволяет значительно сократить количество ферментов, необходимых для расщепления и синтеза органических веществ.

Особенности строения атома углерода лежат в основе различных видов изомерии органических соединений.

Согласно гипотезе А.И. Опарина, первые органические соединения на Земле имели абиогенное происхождение. Источниками углерода служили (СН4) и цианистый водород (HCN), содержавшиеся в первичной атмосфере Земли. С возникновением жизни единственным источником неорганического углерода, за счет которого образуется всё органическое вещество биосферы, является СО2. Наиболее мощный механизм усвоения углерода представляет собой процесс фотосинтеза.

Помимо стабильных изотопов углерода, в природе распространен радиоактивный 14С (в организме человека его содержится около 0,1 мккюри). С использованием изотопов углерода в биологических и медицинских исследованиях связаны многие крупные достижения в изучении обмена веществ и круговорота углерода в природе. Применение 14С способствовало успехам молекулярной биологии в изучении механизмов биосинтеза белка и передачи наследственной информации. Определение удельной активности 14С в углеродсодержащих органических остатках позволяет судить об их возрасте, что используется в палеонтологии и археологии.

3. Кремний

Строение атома

Кремний - элемент IVА группы, электронный аналог углерода. Атом кремния имеет следующее строение: 1s22s22p63s23p2. Устойчивое валентное состояние для кремния соответствует образованию четырех равноценных связей, что соответствует sр3-гибридизации валентных орбиталей. Величина последовательных ионизационных потенциалов атома кремния 8,15, 16,34, 33,46 и 45,13 эВ. Его сродство к электрону оценивается как 34 ккал/моль. Атомный радиус составляет 1,33 Е, ковалентный радиус - 1,17 Е, ионные радиусы Si4+ - 0,39 Е, Si4- - 1,98 Е. В реальных соединениях кремния ионов такого радиуса и заряда нет, поскольку в них всегда сосуществуют электростатическое и ковалентное взаимодействия. Степень окисления кремния в его соединениях изменяется от - 4 до +4. В соединениях кремния при образовании ковалентных связей обычно используется не более трех 3d-орбиталей, и его координационное число не превышает шести, что соответствует sр3d2-гибридизация. 3d-орбитали кремния принимают участие в образовании р-связей и дополнительных -связей с наиболее электроотрицательными элементами. При этом происходит донорно-акцепторное взаимодействие.

История открытия

С природными соединениями кремния человек знаком еще с древнейших времен. Были известны такие минералы как кварц или горный хрусталь, а также халцедон, топаз, оникс (все эти минералы есть ни что иное как окрашенный кварц). Основу всех этих минералов составляет оксид кремния, или кремнезём. Разложить кремнезём на кремний и кислород не представлялось возможным. Это соединение очень тугоплавкое (Тпл = 1500 °С). Предпринимались попытки получить кремний взаимодействием с другими веществами. Например, Берцеллиус нагревал кремнезём вместе с порошком из железа и углеродом. Но получался сплав ферросицилий. И лишь только в 1823 г. был получен чистый кремний, имеется в виду в свободном состоянии. Изучая соединения плавиковой кислоты, французский химик Сент Клер-Девилль изучил свойства тетрафторида кремния, при этом восстановил его калием и получил аморфный кремний.

Физические свойства

В зависимости от условий опыта получают образцы кремния, различающиеся по внешнему виду и свойствам. Так называемый аморфный кремний представляет собой бурый порошок; кристаллический кремний имеет металлоподобный вид. Ранее считали, что это две различные аллотропные модификации кремния. В действительности их кристаллическая структура одинакова. Различие во внешнем виде и химической активности вызвано размером частиц, их поверхности и содержанием примесей, главным образом SiО2. Повышенная реакционная способность порошкообразного кремния обусловлена его высокой степенью дисперсности.

Кремний образует тёмно-серые с металлическим блеском кристаллы, имеющие кубическую гранецентрированную решётку типа алмаза. Каждый атом кремния находится в sp3-гибридизации и связан -связями с четырьмя соседними атомами, расположенными на расстоянии 2,35 Е в углах правильного тетраэдра. Ковалентная связь между атомами кремния значительно слабее, чем между атомами углерода в алмазе, что связано с большим радиусом атомов кремния. Длина связи Si-Si равна 2,35 Е. Плотность кремния 2,33 г/см3. При очень высоких давлениях получена более уплотненная модификация с плотностью 2,55 г/см3. Она имеет кубическую решетку, содержащую искажённый тетраэдр с длинами связей Si-Si, равными 2,30 и 2,39 Е. Известно также гексагональная модификация кремния, но она неустойчива. Как и алмаз, кремний тугоплавок и отличается высокой твердостью. Кремний плавится при 1420 °С, кипит при 2600 °С. Кремний прозрачен для длинноволновых ИК-лучей; показатель преломления (для 1-6 мкм) 3,42; диэлектрическая проницаемость 11,7. Кремний диамагнитен, атомная магнитная восприимчивость - 0,1310-6. Твёрдость кремния по шкале твердости Мооса 7,0, модуль упругости 109 Гн/м2 (10890 кгс/мм2), коэффициент сжимаемости 0,32510-6 см2/кг.

Кремний хрупкий материал; заметная пластическая деформация начинается при температуре выше 800 °С. Кремний - полупроводник, находящий всё большее применение. Электрические свойства кремния очень сильно зависят от примесей. Собственное удельное объёмное электросопротивление кремния при комнатной температуре принимается равным 2,3103 омм (2,3105 омсм). Полупроводниковый кремния с проводимостью р-типа (с добавками В, Al, In или Ga) и n-типа (с добавками Р, Bi, As или Sb) имеет значительно меньшее сопротивление. Ширина запрещенной зоны по электрическим измерениям составляет 1,21 эв при 0 °К и снижается до 1,119 эв при 300 °К.

В соединениях кремний (аналогично углероду) четырехвалентен. Однако, в отличие от углерода, наряду с координационным числом 4, кремний проявляет координационное число 6, что объясняется большим объёмом его атома (примером таких соединений являются кремнефториды, содержащие группу [SiF6]2-).

Химическая связь атома кремния с другими атомами осуществляется обычно за счёт гибридных sp3-орбиталей, но возможно также вовлечение двух из его пяти (вакантных) 3d-орбиталей, особенно когда кремний является шестикоординационным (sp3d2-гибридизация). Обладая малой величиной электроотрицательности, равной 1,8 ( 2,5 у углерода, 3,0 у азота), кремний в соединениях с неметаллами электроположителен, и такие соединения носят полярный характер. Большая энергия связи с кислородом Si-О, равная 464 кдж/моль (111 ккал/моль), обусловливает стойкость его кислородных соединений (SiО2 и силикатов). Энергия связи Si-Si мала, 176 кдж/моль (42 ккал/моль), и в отличие от углерода, для кремния не характерно образование длинных цепей и двойной связи между атомами Si. На воздухе кремний благодаря образованию защитной оксидной плёнки устойчив даже при повышенных температурах.

Химические свойства

В химическом отношении кристаллический кремний довольно инертен, что обусловлено прочностью его кристаллической решетки. Однако, чем выше дисперсность кремния, тем ниже температура взаимодействия его с другими веществами.

1. Мелкодисперсный кремний реагирует с фтором при обычных условиях, тогда как хлором и кислородом кремний окисляется при повышенной температуре в температурном интервале 400-600 °С (в зависимости от дисперсности):

Si + 2F2 = SiF4,

Si + 2Сl2 = SiСl4,

Si + 2Вг2 = SiВr4,

Si + О2 = SiО2.

2. С азотом кремний вступает в реакцию при 1000 °С, а с углеродом и бором - при 2000 °С, образуя нитрид Si3N4, карбид SiC и бориды кремния B3Si и B6Si:

3Si + 2N2 = Si3N4,

Si + С = SiС (карборунд),

3Si + B = Si3B.

С водородом кремний не взаимодействует. Водородные соединения кремния получают косвенным путем.

3. Кремний растворим во многих расплавленных металлах, причем с некоторыми из них (Zn, Al, Sn, Pb, Au, Ag и т.д.) химически не взаимодействует, а с другими (Mg, Са, Cu, Fe, Pt, Bi и т.д.) образует соединения, называемые силицидами. С металлами, как окислитель, кремний взаимодействует при высокой температуре:

Si + 4Na = Na4Si,

Si + 2Mg = Mg2Si.

4. Тонкодисперсный кремний может взаимодействовать с парами воды при температуре светло-красного каления проявляя восстановительные свойства:

Si + 2H2О(nap) = 2H2 + SiO2.

5. В вакууме при температуре около 1450 °С расплавленный кремний реагирует с магний-оксидом, восстанавливая металл и образуя SiO (газ):

MgО + Si = Mg + SiO.

6. Кремний как восстановитель взаимодействует с фтороводородом:

Si + 4HF = SiF4 + 2H2.

С другими галогеноводородами он в реакцию не вступает.

7. Минеральные кислоты при обычных условиях на кремний не действуют. Растворяется он лишь в смеси HF и НNО3, потому что фтористоводородная кислота растворяет оксидную плёнку (SiO2), которая образуется на его поверхности:

3Si + 12HF + 4НNO3 = 3SiF4 + 4NO + 8H2O.

8. Водные растворы щелочей растворяют кремний (восстановительные свойства):

Si+ 2NaOH + Н2О = Na2SiО3 + 2H2.

9. Кремний реагирует (в присутствии металлических катализаторов, например, меди) с хлорорганическими соединениями (например, с СН3Сl) с образованием органогалогенсиланов (например, Si(СН3)3Сl), служащих для синтеза многочисленных кремнийорганических соединений.

Получение

Наиболее простым и удобным лабораторным способом получения кремния является восстановление оксида кремния SiО2 при высоких температурах металлами - восстановителями. Вследствие устойчивости оксида кремния для восстановления применяют такие активные восстановители, как магний и алюминий:

3Si+4О2 + 4Al0 = 3Si0 + 2Аl+32О3,

Si+4О2 + 2Mg0 = Si0 + 2Mg+2О.

При восстановлении металлическим алюминием получают кристаллический кремний.

При восстановлении металлическим магнием получают кремний с примесями в виде коричневого порошка. Перекристаллизацией переводят его в кристаллическое состояние.

Кремний технической чистоты (95-98 %) получают в электрической дуге восстановлением кремнезёма SiO2 между графитовыми электродами:

Si+4О2 +2C0 = Si0 + 2C+2О.

В связи с развитием полупроводниковой техники разработаны методы получения чистого и особо чистого кремния. Это требует предварительного синтеза чистейших исходных соединений кремния, из которых кремний извлекают путём восстановления или термического разложения.

Чистый полупроводниковый кремний получают в двух видах: поликристаллический (восстановлением SiCl4 или SiH4 цинком или водородом, термическим разложением SiI4) и монокристаллический (бестигельной зонной плавкой и «вытягиванием» монокристалла из расплавленного кремния - метод Я. Чохральского).

SiI4 = Si0 + 2I02,

Si+4H-14 = Si0 + 2H02.

Старейшим методом получения кремния является разложение тетрахлорида кремния (метод Н. Н. Бекетова). Метод этот можно представить уравнением:

Si+4Cl4 + 2Zn0 = Si0 + 2Zn+2Cl2.

В настоящее время тетрахлорид кремния восстанавливают водородом. Реакция протекает по уравнению:

Si+4Cl4 + 2Н20 = Si0 + 4Н+1Cl.

Для целого ряда полупроводниковых приборов предпочтительны полупроводниковые материалы, получаемые в виде монокристаллов, так как в поликристаллическом материале имеют место неконтролируемые изменения электрических свойств.

При выращивании монокристаллов пользуются методом Я. Чохральского, который заключается в следующем: в расплавленный материал опускают стержень, на конце которого имеется кристалл данного материала; он служит зародышем будущего монокристалла. Стержень вытягивают из расплава с небольшой скоростью до 1-2 мм/мин. В результате постепенно выращивают монокристалл нужного размера. Из него вырезают пластинки, используемые в полупроводниковых приборах.

Применение

Специально легированный кремний широко применяется как материал для изготовления полупроводниковых приборов (транзисторы, термисторы, силовые выпрямители тока, управляемые диоды - тиристоры; солнечные фотоэлементы, используемые в космических кораблях, и т. д.). Эти устройства существенно изменили мир, в котором мы живем. Именно полупроводниковые устройства сделали возможным создание современных радио и телевидение, систем связи, систем слежения за космическими летательными объектами, удивительных вычислительных машин и персональных компьютеров, которые выполняют множество математических расчетов и т.д.

В металлургии кремний используется для удаления, растворённого в расплавленных металлах кислорода (раскисления). Кремний является составной частью большого числа сплавов железа и цветных металлов. Обычно кремний придаёт сплавам повышенную устойчивость к коррозии, улучшает их литейные свойства и повышает механическую прочность; однако при большом содержании кремния может появиться хрупкость. Наибольшее значение имеют железные, медные и алюминиевые сплавы, содержащие кремний. Сплав кремния с железом - ферросилиций, который используется для изготовления кислотоупорных изделий. Сплавы алюминия с кремнием применяют при создании самолётов, трапов. Кремнистую сталь используют в электротехнической промышленности.