19. ЕЛЕМЕНТИ IVА ГРУПИ. ЗАГАЛЬНА ХАРАКТЕРИСТИКА

До головної підгрупи IV групи входить 5 елементів – Карбон С, Силіцій Si, Германій Ge, Станум Sn і Плюмбум Pb.

Електронна конфігурація зовнішнього електронного рівня ns²np², де n – номер періода. Це р-елементи:

За рахунок існування основного і збудженого стану характерні ступені окиснення елементів –4, 0, +2, +4.

Атомні радіуси елементів IVА групи зростають зверху вниз, енергія іонізації і відносна електронегативність зменшуються, послаблюються неметалічні, посилюються металічні властивості. Карбон і Силіцій – типові неметали, Германій – перехідний елемент, Станум і Плюмбум – типові метали.

Сполуки елементів IVА підгрупи з гідрогеном не виявляють кислотно-основних властивостей через близькі значення електронегативностей елементів і неполярності молекул.

Вищі оксиди та їх гідрати виявляють кислотні (C, Si) або амфотерні (Sn, Pb) властивості.

19.1. Карбон. Вуглець

Карбон – перший елемент IVА підгрупи. Проста речовина існує у формі кількох алотропних модифікацій: алмаз, графіт, карбін.

Алмаз – прозора кристалічна речовина. У кристалічній гратці алмазу (рис. 19.1, а) атомні орбіталі Карбону перебувають у стані sp³-гібридизації і утворюють чотири міцні ковалентні зв’язки. Така будова зумовлює високу твердість і хімічну стійкість алмазу. Алмаз не проводить електричний стум.

При нагріванні до 800 ⁰С в атмосфері кисню алмаз згорає до СО₂. Спаливши алмаз, А. Лавуазьє (Англія) у 1772 р. довів, що алмаз складається з Карбону.

Без доступу повітря утворює іншу алотропну модифікацію Карбону – графіт.

Рис. 19.1. Кристалічні гратки алмазу (а) і графіту (б).

Графіт – сіро-чорна речовина з металічним блиском. Дуже м`який, добре проводить електричний струм, тугоплавкий, хімічно інертний матеріал. У графіту шарувата кристалічна гратка (рис. 19.1, б). Зв’язки між атомами Карбону в межах одного шару міцні, між шарами – слабкі. Гібридизація атомів карбону у молекулі графіту sp².

Карбін – чорна дрібнокристалічна речовина, в природі не існує, її штучно одержують при дегідратації ацетилену НC≡CH при 1000 ⁰С у присутності Cu²⁺. Атоми Карбону перебувають у стані sp-гібридизації. Це – напівпровідник.

Існують α-карбін або поліїн зі структурою –C≡C–C≡C– та β‑карбін (полікумулен), його структура =С=С=С=С=.

Нещодавно відкрита ще одна модифікація Карбону – фулерен – сферичні поверхні, що містять від 60 до 84 атомів Карбону.

Поширення у природі.

У природі у вільному стані Карбон зустрічається у формі алмазу та графіту. Вугілля, сажа, кокс – форми існування графіту.

У мінералах Карбон міститься у складі кальциту СаСО₃, доломіту CaCO₃×MgCO₃ і магнезиті MgCO₃.

Карбон входить до складу живої матерії, як основний структурний елемент усіх органічних речовин.

Фізичні властивості.

У будь-якій алотропній формі вуглець не має смаку і запаху, тугоплавкий і нерозчинний у воді та органічних розчинниках (крім фулеренів).

Графіт у формі вугілля завдяки пористій будові має високу адсорбційну здатність.

Адсорбція – концентрування різних речовин на поверхні поділу фаз (тверда-рідка, тверда-газова, рідка-газова, рідка-рідка).

Речовина, яка утримує на своїй поверхні частинки називається адсорбентом, речовина, яка утримується – адсорбатом.

Найвищу адсорбційну здатність має активоване вугілля, в якому спеціально очищають пори. Активоване вугілля використовують для очистки повітря в протигазах, видалення отруйних речовин з організму людини, очищення води тощо.

Хімічні властивості Карбону розглянемо на прикладі графіту.

За звичайної температури графіт хімічно інертний. При нагріванні реагує з неметалами (H₂, F₂, O₂, N, S), металами, оксидами, кислотами.

І. З простими речовинами:

1.  Безпосередньо реагує лише з фтором (з іншими галогенами не реагує):

C + 2F₂ = CF₄.

2. У реакції з киснем можливе утворення двох оксидів.

При нестачі кисню утворюється карбон (IІ) оксид:

2C + O₂ = 2CO₂,

який згоряє у надлишку кисню:

2CO + O₂ = 2CO.

3. З сіркою реакція відбувається при 1000 ⁰С:

C + 2S = CS₂.

Сірковуглець CS₂ розчиняє багатьох речовин.

4. При дії електричного розряду на суміш графіту та азоту утворюється диціан (CN)₂ або C₂N₂:

2C + N₂ = C₂N₂    (N≡C–C≡N).

Диціан називають псевдогалогеном. При взаємодії з воднем  утворюється ціановодень (водні розчини – синильна кислота):

(CN)₂ + Н₂О = НCN.

Синильна кислота та її солі – ціаніди – сильні отрути.

5. За високої температури або наявності каталізатора (Ni/Pt) реагує з воднем з утворенням вуглеводнів:

C + 2H₂ = CH₄         (600 – 1000⁰C),

2C + H₂ = C₂H₂       (1500 – 2000⁰C),

Ці сполуки розглянуто в розд. Органічна хімія.

6. З кремнієм при нагріванні утворюється карбід силіцію:

C + Si = SiC.

7. З металами при нагріванні утворює карбіди:

3C + 4Al = Al₄C₃,                   C + 3Fe = Fe₃C,             2C + Ca = CaC₂.

Карбіди бувають солеподібні (типу метану (Al₄C₃, Be₂C) і типу ацетилену (CaC₂)), ковалентні (SiC, B₄C₃) і металоподібні (Fe₃C тощо).

При дії води або кислот на карбіди типу метану виділяється метан:

Al₄C₃ + 12H₂O = 4Al(OH)₃ + 3CH₄,          Al₄C₃ + 12HCl = 4AlCl₃ + 3CH₄.

Карбіди типу ацетилену утворюють ацетилен:

CaC₂ + 2H₂O = Ca(OH)₂ + C₂H₂,               CaC₂ + 2HCl = CaCl₂ + C₂H₂.

Ковалентні карбіди – хімічно інертні, дуже тверді речовини.

Металоподібні карбіди – тверді жаростійкі речовини, під дією кислот утворюють метан і водень:

Fe₃C + 6HCl = 3FeCl₂ + CH₄ + H₂.

ІІ. Зі складними речовинами.

1. Окиснюється концентрованою сульфатною або нітратною кислотами при 100 ⁰С до СО₂:

C + 2H₂SO_4к. = CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O,

C + 4HNO_3к. = CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O.

2. Відновлює оксиди металів і неметалів:

FeO + C = Fe + CO,                SiO₂ + 2C = Si + 2CO.

Іноді при цьому утворюються карбіди:

2Al₂O₃ + 9C = Al₄C₃ + 6CO,            SiO₂ + 3C = SiC + 2CO.

Метод відновлення оксидів вугіллям у металургії називають карботермією (див. Добування металів).

3. Розпечений до червоного кольору вуглець реагує з парою води:

C + H₂O = CO + H₂.

Утворюється водяний газ.

Застосування.

Алмаз застосовують у виготовленні шліфувальних матеріалів, прикрас, для різання скла, виготовлення прикрас – діамантів. Графіт застосовують для виготовлення графітових стержнів олівців, змазок і мастил завдяки легкості його розшарування. Графіт, будучи електропровідним, є хорошим матеріалом для виготовлення електродів.

Кам’яне вугілля використовують як паливо, адсорбент, відновник при виробництві фосфору з фосфориту, чорного пороху, у металургії (карботермія).

19.2. Оксиди Карбону

Карбон утворює два оксиди: карбон (II) та (IV) оксиди.

Карбон (II) оксид (карбон монооксид, чадний газ) СО – отруйний безбарвний газ без запаху, легший за повітря, не розчиняється у воді і не реагує з нею.

У промисловості утворюється при спалюванні вуглецю або його органічних сполук за нестачі кисню:

2C + O₂ = 2CO,

відновленням СО₂ розпеченим вугіллям:

CO₂ + C = 2CO,

або при конверсії метану чи вугілля з водяною парою:

CH₄ + H₂O = CO + 3H₂,                   C + H₂O = CO + H₂.

У лабораторії СО одержують дією сульфатної кислоти на НСООН при 100 ⁰С:

HCOOH = CO + H₂O.

За будовою молекули СО нагадує азот, оскільки у ній існує потрійний зв’язок:

Завдяки йому СО хімічно малоактивний.

Хімічні властивості.

1. За н.у. СО – індиферентний оксид. При 200 ⁰С і тиску 15 мПа реагує з NaOH з утворенням натрій форміату HCOONa:

NaOH + CO = HCOONa.

Це показує, що СО формально є ангідридом мурашиної кислоти НСООН.

2. На повітрі СО горить блакитним полум’ям:

2CO + O₂ = 2CO₂.

3. На світлі реагує з хлором з утворенням фосгену COCl₂ (гр. народжений світлом):

CO + Cl₂  COCl₂.

Це – дихлорангідрид вугільної кислоти H₂CO₃:

COCl₂ + 2H₂O = H₂CO₃ + 2HCl.

Фосген колись використовували як отруйний газ, зараз застосовують у синтезі органічних сполук.

4. При нагріванні відновлює оксиди металів:

4CO + Fe₃O₄ = 4CO₂ + 3Fe.

5. З деякими d-металами (Fe, Co, Ni) утворює карбоніли:

4CO + Ni  = [Ni(CO)₄].

нікель тетракарбоніл

Карбоніли – комплексні сполуки з нейтральною внутрішньою сферою.

Карбон (IV) оксид (вуглекислий газ, карбонатний ангідрид) СО₂ – безбарвний газ, без смаку і запаху, важчий за повітря. Малорозчинний у воді. Твердий СО₂ називають “сухий лід”.

Утворюється в природі при окисненні органічних речовин (гнитті, горінні), виділяється при виверженні вулканів. Карбон (IV) оксид під назвою “лісовий газ” (gas silvestre) вперше описав Ван Гельмонт (Бельгія) у VІ ст., добувши його спалюванням дерева.

У лабораторії СО₂ добувають дією кислот на СаСО₃ в апараті Кіппа:

CaCO₃ + 2HCl = CO₂ + CaCl₂ + H₂O.

У промисловості СО₂ добувають термічним розкладом СаСО₃:

CaCO₃ = CaO + CO₂.

Молекула СО₂ лінійна неполярна, тому вуглекислий газ погано розчинний у воді і полярних розчинниках.

Хімічні властивості.

1.Розчиняється у воді з утворенням слабкої вугільної кислоти:

H₂O + CO₂ D H₂CO₃.

2. Реагує з основними оксидами з утворенням карбонатів:

CaO + CO₂ = CaCO₃.

3. З лугами утворює карбонати і/або гідрогенкарбонати:

2NaOH + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O,                NaOH + CO₂ = NaHCO₃.

Остання реакція відбувається при надлишку СО₂:

Na₂CO₃ + H₂O + CO₂ = 2NaHCO₃.

4. Не підтримує горіння. На цьому ґрунтується його якісне виявлення. Лише активні речовини віднімають Оксиген від вуглекислого газу:

2Mg + CO₂ = 2MgO + C.

5. Бере участь у фотосинтезі:

6CO₂ + 6H₂O  C₆H₁₂O₆ + 6O₂.

19.3. Карбонатна кислота. Карбонати

Карбонатна кислота існує лише у водних розчинах. Це – слабка кислота, дисоціює ступінчато:

І ступінь:    Н₂СО₃ ↔ НСО₃^– + Н⁺,

І ступінь:    НСО₃^– ↔ СО₃^2– + Н⁺.

Дисоціація за другим ступенем відбувається дуже незначною мірою.

Як двоосновна кислота утворює два типи солей: середні – карбонати (Na₂CO₃, CaCO₃) і кислі – гідрогенкарбонати (KHCO₃, Ba(HCO₃)₂).

Одержують карбонати дією СО₂ на водні розчини лугів:

CO₂ + Ba(OH)₂ = BaCO₃↓ + H₂O.

Цю реакцію використовують для виявлення вуглекислого газу за помутнінням розчину лугу.

Усі гідрогенкабронати та карбонати лужних металів і амоніаку розчинні у воді.

Хімічні властивості.

1.Розчини карбонатів і гідрогенкабонатів, внаслідок гідролізу створюють лужне середовище (pH > 7):

Na₂CO₃ + Н₂О ↔ NaHCO₃ + NaOН.

Карбонати алюмінію, хрому (ІІІ), феруму (ІІІ) і купруму (ІІ) не існують, оскільки гідролізують необоротно:

CuCO₃ + Н₂О = Cu(OН)₂↓ + СО₂­.

Якщо ж реакційну масу нагріти для видалення слідів води, то відбувається розкладання карбонату на оксид металу і вуглекислий газ:

2Сr(CO₃)₃ = Сr₂O₃ + 6CO₂­.

2. Дією кислот солі карбонатної кислоти розкладаються на вуглекислий газ і воду:

NaHCO₃ + CH₃COOH = CH₃COONa + CO₂­ + H₂O,

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + CO₂­ + H₂O.

При цьому спостерігається виділення СО₂ і спінення розчину, що використовують для того, щоб відрізнити карбонати від інших речовин.

3. При нагріванні усі солі карбонатної кислоти (крім солей лужних металів) розкладаються на оксид металу і СО₂:

ВaCO₃ = ВaО + CO₂­,            2Са(HCO₃)₂ = СаСО₃ + CO₂­ + H₂O.

Гідрогенкарбонати лужних металів утворюють середні солі, які не розкладаються при нагріванні:

2NаHCO₃ = Nа₂СО₃ + CO₂­ + H₂O.

Застосування оксигеновмісних сполук Карбону.

Карбон (ІІ) оксид СО використовують у металургії як відновник оксидів металів. Він є складовою газоподібного палива (СО + Н₂ – водяний газ), вихідна речовина при синтезі НСООН через HCOONa.

Вуглекислий газ СО₂ використовують у вогнегасниках і для виготовлення газованої води. Ще у XVIII ст. Дж. Прістлі (Англія) збираючи СО₂ над водою помітив, що частина його розчиняється у ній, надаючи приємного терпкого смаку. Додавши до такої води тільки цукор та ароматизатор одержують сучасні газовані напої. Твердий СО₂ – «сухий лід».

Натрій карбонат Na₂CO₃ (кальцинована сода) у вигляді кристалогідрату Na₂CO₃×10Н₂О (кристалічна сода) використовують у виробництві миючих засобів, скла, натрієвих солей, натрій гідрогенкарбонат NаHCO₃ (питна сода) – у хлібопекарстві, як розпушувач тіста, калій гідрогенкарбонат КHCO₃ (поташ) – при виготовленні скла, у фотографії, доломіт CaCO₃×MgCO₃ і магнезит MgCO₃ – у виробництві цементу та будівельних матеріалів.

19.4. Силіцій. Кремній

Силіцій (лат. silex – кремінь) Si – типовий неметал і найближчий електронний аналог Карбону; знаходиться у IVА підгрупі ІІІ періоду Періодичної системи. Електронна структура зовнішнього енергетичного рівня атома Силіцію 3s²3p²3d⁰:

У сполуках з Оксигеном і неметалами виявляє ступінь окиснення +4 (рідше +2), у сполуках з Гідрогеном –2. Найстійкіший ступінь окиснення +4. У зв’язку зі зростанням атомного радіуса, порівняно з Карбоном, у Силіцію зменшується міцність міжатомних зв’язків, особливо в гомоатомних ланцюгах. На відміну від Карбону, Силіцій практично не утворює кратних зв’язків.

Відомі аморфний і кристалічний кремній, які відрізняються зовнішнім виглядом і властивостями, проте не є алотропними модифікаціями.

Вперше силіцій добув Й. Берцеліус (Швеція) у 1824 р.

Поширення у природі.

Силіцій – другий за поширенням елемент після Оксигену (27,6 % за масою) у Земній корі.

В природі Силіцій перебуває лише у зв’язаному стані: у вигляді силіцій діоксиду SiO₂ (силікатний ангідрид, кремнезем) і у вигляді солей силікатних кислот – силікатів. Чистий SiO₂ – гірський кришталь, кварц, забарвлений домішками оксидів металів – агат, аметист, яшма.

Найпоширеніші алюмосилікати: біла глина Al₂O₃×2SiO₂×2H₂O, польовий шпат K₂O×Al₂O₃×6SiO₂, слюда K₂O×Al₂O₃×6SiO₂×H₂O.

Багато силікатів у чистому вигляді є дорогоцінними каменями – аквамарин, топаз, ізумруд.

Як Карбон, входячи до складу усіх живих речовин, є найважливішим елементом живої природи, так Силіцій – основний елемент неживої природи. Більшість гірських порід містять сполуки Силіцію: граніт, глини, пісок.

У живій природі Силіцій міститься у діатомових водоростях, хвощах, кремнієвих губках, іноді входить до складу пір’я, шерсті.

Одержання.

Кремній одержують прожарюванням білого піску SiO₂ з магнієм:

SiO₂ + 2Mg = Si + 2MgO.

При цьому утворюється аморфний кремній у вигляді білого порошку. Кристалізацією аморфного кремнію добувають кристалічний кремній з металічним блиском.

У промисловості кристалічний кремній одержують відновленням SiO₂ в електропечах:

SiO₂ + C = Si + CO₂.

Найчистіший кремній добувають за реакціями:

SiCl₄ + 2Zn = Si + 2ZnCl₂,                SiH₄ = Si + 2H₂.

Фізичні властивості.

Аморфний кремній – бурий порошок з т. пл. 1420 ⁰С, неелектропровідний.

Кристалічний кремній – тверда речовина сірого кольору з металічним блиском, тепло- і електропровідний. Напівпровідникові властивості обумовлені будовою кристалу, яка аналогічна алмазу. Проте зв’язки в кристалі значно слабкіші, ніж в алмазу і за н.у. частина з них розірвані, а тому в кристалі є вільні електрони, наявність яких і зумовлює незначну тепло- і електропровідність. При нагріванні розривається більше зв’язків, тому тепло- і електропровідність зростає.

Хімічні властивості.

За н.у. кремній – інертний елемент, за кімнатної температури реагує лише з фтором:

Si + 2F₂ = SiF₂.

При високих температурах реагує практично з усіма неметалами (C, O₂, S, N₂, Cl₂, Br₂) з утворенням відповідних бінарних сполук:

Si + C = SiC,        3Si + 2N₂ = Si₃N₄,                   Si + O₂ = SiO₂,

Si + 2S = SiS₂,               Si + 2Cl₂ = SiCl₄.

Галогеніди кремнію гідролізують у водних розчинах лугів:

6SiF₄ + 12NaOH = 4Na₂SiF₆ + 2Na₂SiO₃ + 6H₂O.

Кремній не реагує з кислотами і водою, розчиняється лише у суміші HF і HNO₃:

3Si + 12HF + 4HNO₃ = 3SiF₄ + 4NO + 8H₂O,

та у розчинах лугів:

Si + 2KOH + H₂O = K₂SiO₃ + 2H₂.

У цих реакціях Силіцій – відновник.

При сплавленні з металами кремній утворює силіциди, виступаючи при цьому окисником:

2Mg + Si = Mg₂Si.

При дії хлоридної кислоти на Mg₂Si утворюється силан:

Mg₂Si + 4HCl = 2MgCl₂ + SiH₄.

Силан SiH₄ – безбарвний отруйний газ, самозаймається на повітрі:

SiH₄ + 2О₂ = SiО₂ + 2Н₂О.

Застосування.

У техніці кремній використовують для виготовлення напівпровідників. Сплав заліза з кремнієм (феросиліцій) використовують у виготовленні деталей заводської жаро- та хімічностійкої апаратури.

Високотвердий сплав кремнію з графітом – карборунд – з кристалічною граткою алмазу використовують для виготовлення наждачного паперу і точильних кругів. Відкрив карборунд випадково Е. Ачесон (США) (1856 – 1931) при спробі добути алмаз шляхом нагрівання вугілля у присутності глини при високій температурі.

Натрій гексафторосилікат Na₂SiF₆ – отруйна речовина, використовують як інсектицид (отрута для боротьби з комахами).

Фторосилікати магнію, цинку, алюмінію використовують у будівництві для створення водонепроникного шару на поверхні будматеріалів.

19.5. Силіцій діоксид. Силікатні кислоти. Силікати

Найстійкішою сполукою силіцію є силіцій діоксид SiO₂. Кристалічний SiO₂ не розчинний у воді, твердий, плавиться при 1660 ⁰С. При кристалізації розплаву утворюється аморфний SiO₂, схожий на скло.

Як кислотний оксид SiO₂ реагує з:

1. лугами при сплавленні або кип’ятінні:

SiO₂ + 2КОН = К₂SiO₃,

2. основними оксидами при сплавленні:

SiO₂ + СаО = СаSiO₃,

3. карбонатами при сплавленні:

SiO₂ + Na₂CO₃ = Na₂SiO₃ + CО₂,

У реакціях 1 – 3 утворюються солі силікатної кислоти Н₂SiO₃ – силікати. Силікатна кислота Н₂SiO₃ утворюється при дії сильних кислот на силікати:

Na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃↓ + 2NaCl.

H₂SiO₃ виділяється у вигляді драглистого осаду. Це – найпростіша з силікатних кислот загального складу xSiO₂·yH₂O. При нагріванні H₂SiO₃ розкладається:

H₂SiO₃ = H₂O + SiO₂.

Виявити силікат-іони SiO₃^2– можна пропусканням СО₂ через їх водні розчини:

К₂SiO₃ + CO₂ + H₂O = K₂CO₃ + H₂SiO₃↓.

Ця реакція свідчить про те, що карбонатна кислота слабкіша від силікатної.

Силікатна кислота за н.у. не реагує з металами, оксидами та солями. Солі силікатної кислоти одержують виходячи з SiO₂ (див. вище).

Силікати не розчинні у воді за винятком силікатів лужних металів, водні розчини мають лужну реакцію за рахунок гідролізу:

К₂SiO₃ + 2H₂O = 2KОН + H₂SiO₃↓.

Застосування.

Деякі силікати лужних металів застосовують у будівництві (граніт, глина, базальт), для укріплення ґрунту, як адсорбенти (цеоліти).

При відщепленні елементів води від силікатних кислот (їх висиханні) утворюється силікагель, який застосовують як осушувач.

19.6. Скло. Кераміка. Цемент

З розплавленого кварцу виготовляють кварцове скло, яке пропускає ультрафіолетові промені. Його використовують для виготовлення кварцових ламп та хімічного посуду.

Скло – твердий прозорий матеріал. Найпоширеніші силікатні скла, які містять SiO₂.

Звичайне віконне складається з оксидів Na₂O, CaO та SiO₂ з добавками Al₂O₃ і MgO тощо. Магній оксид забезпечує хімічну і механічну стійкість, алюміній оксид – термостійкість і однорідність.

Для одержання кольорового скла вносять спеціальні добавки – оксиди металів: Mn₂O₃ надає фіолетового забарвлення, Cr₂O₃ або Fe₃O₄ – зеленого, CuO – блакитного, CoO – синього, CdS – жовтого. Додаванням PbO до звичайного скла одержують кришталь та штучні дорогоцінні камені.

Для добування скла сплавляють Na₂CO₃, CaCO₃, SiO₂ та добавки у спеціальних печах при 1000 ⁰С:

Na₂CO₃ + CaCO₃ + 6SiO₂ = Na₂O×CaO×6SiO₂ + 2СО₂.

З однорідного розплаву при 1300 ⁰С формують скляні вироби. Із скла виготовляють труби, тару, хімічний і побутовий посуд, деталі оптичних приладів.

Якщо суміш неорганічних сполук з SiO₂ не плавлять, а лише спікають при високих температурах, утворюються керамічні матеріали. Найбільше значення з них мають фарфор і фаянс.

Фарфор – білий матеріал, складається з SiO₂, Al₂O₃ i K₂O. Він газо- і водонепроникний, використовують для виготовлення ізоляторів, художніх виробів, предметів побуту.

Фаянс – фарфор, вкритий глазур’ю. З нього виготовляють облицювальну плитку, посуд, художні вироби.

Кераміку застосовують для виготовлення будматеріалів – цегли, черепиці.

Цемент – порошок, складається із прожарених досуха CaSiO₃ i MgSiO₃. Добувають його з вапняку і глини, випалюючи їх у спеціальних печах при 1400 ⁰С. При змішуванні цементу з водою, маса швидко затвердає.

Із суміші цементу, води і наповнювачів (пісок, щебінь, шлак) при затвердінні утворюється бетон.