Kisel

Från GuldWiki
Hoppa till: navigering, sök
Kisel
Si-TableImage.png
Tecken
Si
Atomnr.
14
Grupp
14
Period
3
Block
p
Allmänt
Ämnesklasshalvmetaller
Densitet2330 kg/m3 (273 K)
Hårdhet6,5
Utseendemörkt grå, blåaktig
Utseende
Atomens egenskaper
Atommassa28,0855 u
Atomradie (beräknad)110 (111) pm
Kovalent radie111 pm
van der Waalsradie210 pm
Elektronkonfiguration[ Ne ]3s23p2
e per skal2, 8, 4
Oxidationstillstånd (O)4 (amfoterisk)
Kristallstrukturkubisk ytcentrerad
Ämnets fysiska egenskaper
Aggregationstillståndfast
Magnetiska egenskapericke magnetisk
Smältpunkt1687 K (1410 °C)
Kokpunkt3173 K (2355?? °C)
Molvolym12,06 ·10- m3/mol
Ångbildningsvärme384,22 kJ/mol
Smältvärme50,55 kJ/mol
Ångtryck4,77 Pa vid 1683 K
Ljudhastighet- m/s vid 293,15 K
Diverse
Elektronegativitet2,04 (Paulingskalan)
Värmekapacitet700 J/(kg·K)
Elektrisk ledningsförmåga22,52·10-4 S/m (Ω−1·m−1)
Värmeledningsförmåga148 W/(m·K)
1a jonisationspotential786,5 kJ/mol
2a jonisationspotential1 577,1 kJ/mol
3e jonisationspotential3 231,6 kJ/mol
4e jonisationspotential4 355,5 kJ/mol
5e jonisationspotential16 091 kJ/mol
6e jonisationspotential19 805 kJ/mol
7e jonisationspotential23 780 kJ/mol
8e jonisationspotential29 287 kJ/mol
9e jonisationspotential33 878 kJ/mol
10e jonisationspotential38 726 kJ/mol
Stabilaste isotoper
Isotop F % Halv.tid Typ Energi (MeV) Prod.
28Si 92,23 % 28Si, stabil isotop med 14 neutroner
29Si 4,67 % 29Si, stabil isotop med 15 neutroner
30Si 3,1 % 30Si, stabil isotop med 16 neutroner
32Si syntetisk 276 år β- 0,224 MeV 32P
SI-enheter & STP används om ej annat angivits.
Elektronstruktur hos kisel

Kisel är ett halvmetalliskt grundämne med atomnumret 14 och det kemiska tecknet Si (latin: silicium). Kisel kan i likhet med kol bilda fyra kovalenta bindningar, men är inte lika reaktivt som kol. Rent kisel är kristallint och har en grå metallisk färg. Kisel liknar glas i och med att det är rätt så starkt men mycket skört. Kisel är rätt så inert men reagerar med halogener och baser, dock inte med syror. Kisel har många isotoper, dess masstal kan variera mellan 22 och 44. Den vanligaste isotopen är 28Si (förekomst 92 %).

Kisel förekommer aldrig i fri form i naturen men ofta som kiseloxid i sand, lera, granit och kvarts men även i föreningar med kisel, syre och en metall. Kisel har många industriella tillämpningar. Kisel är huvudkomponenten i glas, cement, keramik och de flesta halvledare.Kisel är ett av människans viktigaste grundämnen samt att kisel är viktigt grundämne inom biologin, men djur behöver endast små mängder. Kisel är däremot mycket viktigt för växternas metabolism.

På grund av likheterna med kol har det ibland föreslagits att liv baserat på kisel skulle vara möjligt (detta kallas alternativ biokemi). Inget kiselbaserat liv har dock uppstått på jorden, och polymerer av kisel är inte lika stabila som sina organiska motsvarigheter eftersom kiselatomen är mycket större än kolatomen. Kisel kan därför inte bilda lika många föreningar som kol. Kisel har även svårt att bilda dubbelbindningar.

Historia

Humphry Davy misstänkte att kvarts var en oxid av ett okänt grundämne och började därför undersöka kvartsen. Han började med att lösa kvartsen i lut och gjorde elektrolys med Voltas stapel men det bildades inget ämne med metallisk glans. Gay-Lussac och Thénard framställde kiseltetrafluorid (SiF4) genom att leda gasformig vätefluorid över kvartspulver. Sedan ledde de kiseltetrafluoriden över varm kaliummetall och de såg en kraftig reaktion. Efter sköljning såg man ett rödbrunt, fast ämne som kanske var orent kisel.

Den som räknas som upptäckaren av kisel är dock Jöns Jacob Berzelius. Han upphettade en blandning av kvarts, järn och kol, och då bildades järnsilicid. Han hällde saltsyra på restprodukten och såg att det bildades mer vätgas än av samma mängd järn som han hade från början. Detta betydde att han måste ha framställt kvartsens "metall". Berzelius framställde nu kiseltetrafluorid och lät den reagera med pottaska och fick då en dubbelfluorid (kaliumhexafluorsilikat K2SiF6) som han sedan reducerade med metalliskt kalium och sedan behandlade med vatten.[1]

Användning

Kisel är ofta använt i halvledare som återfinns i bland annat kretskort, dioder och hårddiskar.

Kisel inom legeringar

  • Ett av de största användningsområdena för kisel i legeringar är med aluminium för att producera lättmetallegeringar som samtidigt har hög hållfasthet. Dessa legeringar används ofta i bilar och andra fordon. Över hälften av världskonsumtionen av kisel går till detta ändamål.
  • Hos halvledare används kisel som har dopats med andra ämnen och det används i bland annat solceller och transistorer.
  • Ett annat legeringsämne som kisel legeras med är järn, denna legering används för sin höga hållfasthet.

Kisel som föreningar

Förekomst

Kisel är det näst vanligaste grundämnet i jordskorpan efter syre och om man mäter med vikt tar kisel upp 25,7 % av grundämnena i jordskorpan. Kisel finns oftast i form av kiseldioxid eller i silikatmineral.

Ett av de bästa fyndmineralen för kiseldioxid är vanlig sand.

Framställning

Kisel framställs industriellt genom reduktion av kiseldioxid med kol vid 1900 °C i elektronbågugnar.

SiO2 + C → Si + CO2

Flytande kisel samlas då i botten av ugnen och kan tappas av med en renhet av cirka 98 %. Ultrarent kisel kan sedan framställas genom klorering till kiselklorid (SiCl4) som sedan reduceras med zink. Sedan gjuts kiselmetallen till stavar som förs genom spolar med högfrekvent växelström; när stavarna förs genom spolarna puttas föroreningar bakåt och rent monokristallint kisel bildas.

Kiselmetall kan också framställas genom reduktion av kiseldioxid med aluminium eller magnesium. När man använder aluminium måste svavel tillsättas till reaktionen för att ge värme åt reaktionen men då bildas giftigt svavelväte vid sköljningen. Men när man använder magnesium bildas brandfarlig silangas vid sköljningen.

SiO2 + 2Mg → Si + 2MgO
3SiO2 + 2Al → 3Si + 2Al2O3

Se även

Källor

Denna artikel är helt eller delvis baserad på material från Wikipedia, Silicon
  1. Enghag, Per (2000). Jordens grundämnen och deras upptäckt. Industrilitteratur. Sid. 329-330. ISBN 91-7548-590-7 
  • Nationalencyklopedin11. Bra Böcker. 1989. Sid. 58. ISBN 91-7024-621-1 
  • Sherwood, Martin (1990). Kemin, Grundämnen & föreningar. Bonniers. Sid. 38. ISBN 91-34-50893-7 

Externa länkar