Silīcija oksīds

Attiecībā uz ķīmisko elementu ar sērijas numuru 14, kas ir III perioda IV grupas un trešās rindas periodiskajā tabulā, ir iespējams veidot divus silīcija oksīdus, kas sastāv no diviem elementiem Si un O:

• silīcija monoksīds, kurā Si ir divvērtīgs, šī oksīda ķīmisko formulu var attēlot kā SiO;
• Silīcija dioksīds ir visaugstākais silīcija oksīds, kurā Si ir tetravalants, tā ķīmisko formulu reģistrē kā SiO2.

Silīcija (IV) oksīds pēc izskata ircaurspīdīgi kristāli. SiO2 blīvums ir 2,648 g / cm3. Viela kūst temperatūras robežās no 1600 līdz 1725 ° C, vārās temperatūrā 2230 ° C.

Silīcija oksīds SiO2 bija pazīstams ar tā cietībuun stiprība kopš seniem laikiem visbiežāk sastopama smilts vai kvarca formā, kā arī diatomu aļģu šūnu sienās. Vielai ir daudz polimorfu modifikāciju, visbiežāk tās ir divās formās:

• kristālisks - dabiskā minerāla formākvarca un tās šķirnes (Halcedons, kalnu kristāls, jašma, ahāts, kramu); kvarca ir kvarca smilšu bāzes, tas ir neaizstājams silikātu rūpniecības materiāls un izejmateriāls;
• amorfs sastopams kā dabisks minerālsopāls, kura sastāvu var aprakstīt ar formulu SiO2 • nH2O; zemes formas amorfs SiO2 ir trefoil (kalnu milti, diatomītu) vai diatomīts; Mākslīgais amorfs bezūdens silīcija dioksīds ir silikagels, kas izgatavots no nātrija metasilikāta.

Silīcija oksīds SiO2 ir skābs oksīds. Tas ir faktors, kas nosaka tā ķīmiskās īpašības.

Fluors reaģē ar silīcija dioksīdu: SiO2 + 4F → SiF4 + O2, lai veidotu bezkrāsas silīcijs tetrafluoride gāzi un skābekli, bet citas gāzes (halogēni Cl2, Br2, I2), kas reaģē mazāk aktīvs.

Silīcija oksīds IV reaģē ar fluorūdeņražskābi, lai iegūtu fluorosilīnskābi: SiO2 + 6HF → H2SiF6 + 2H2O. Šis īpašums tiek izmantots pusvadītāju nozarē.

Silīcija (IV) oksīds izšķīst karstā koncentrētā vai izkausētā sārmā, veidojot nātrija silikātu: 2NaOH + SiO2 → Na2SiO3 + H2O.

Silīcija dioksīds reaģē ar pamata oksīdiemmetālu (piemēram, nātrija, kālija oksīds, svina (II), vai maisījums no cinka oksīda, kas tiek izmantots stikla ražošanā). Piemēram, reakcija no nātrija oksīda un SiO2, rezultātā, kas var veidoties: nātrija ortosilikāts 2Na2O + SiO2 → Na4SiO4, nātrija silikātu Na2O + SiO2 → Na2SiO3, un stikla Na2O + 6SiO2 + XO → Na2O: XO: 6SiO2. Piemēri šāda stikla tirdzniecības vērtību, ir sodas-kaļķu stikls, borsilikāta stikls, svinu stikla.

Silīcija dioksīds augstā temperatūrā reaģē ar silīciju, iegūstot gāzveida monoksīdu: Si + SiO2 → 2SiO ↑.

Visbiežāk izmanto SiO2elementāro silīcija ražošana. Mijiedarbības process ar elementāru oglekli notiek augstā temperatūrā elektriskā loka krāsnī: 2C + SiO2 → Si + 2CO. Tas ir diezgan enerģijas intensīvs. Tomēr tā produkts tiek izmantots pusvadītāju tehnoloģijā, lai izgatavotu saules baterijas (pārveidojot gaismas enerģiju elektroenerģijā). Arī tīru Si izmanto metalurģijā (ražojot karstumizturīgus un skābes izturīgus silīcijsālus tēraudus). Tādējādi iegūtā elementāro silīcija ir nepieciešama tīra silīcija dioksīda ražošanai, kas ir ļoti svarīga vairākām nozarēm. Dabīgais SiO2 tiek izmantots smilšu formā tajās nozarēs, kurās tā augstā tīrība nav nepieciešama.

Pēc smalki sadalītas putekļu ieelpošanaskristāliskais SiO2, pat ļoti mazos daudzumos (līdz 0,1 mg / m³), ​​laika gaitā var attīstīties silikoze, bronhīts vai vēzis. Putekļi kļūst bīstami, kad tie nonāk plaušās, pastāvīgi tos kairina, tādējādi samazinot to darbību. Cilvēka organismā silīcija oksīds kristālisko daļiņu veidā neizšķīst klīniski nozīmīgos laika periodos. Šis efekts var radīt arodslimību risku cilvēkiem, kuri strādā ar smilšu strūklu aprīkojumu vai produktiem, kuros ir kristāliska silīcija oksīda pulveris. Bērni, jebkura vecuma astmas slimnieki, kas cieš no alerģijām, kā arī vecāki cilvēki var slims daudz ātrāk.