Elemento chimico del IV gruppo del sistema periodico, di simbolo SI, numero atomico 14, peso atomico 28,086; presenta 3 isotopi naturali stabili, con numeri di massa 28, 29 e 30, di cui il primo è di gran lunga più abbondante. Sono stati inoltre ottenuti due isotopi radioattivi artificiali di massa 27 e 31. Non si trova mai libero in natura, mentre è molto abbondante in combinazione con l'ossigeno, nel biossido di silicio (v. silice) e nei silicati naturali (v. silicati). Dopo l'ossigeno, è l'elemento più abbondante della crosta terrestre, di cui costituisce il 25,75% in peso e il 16,3% come rapporto numerico di atomi. I composti del silicio si trovano anche, come costituenti degli organismi, sia nel regno vegetale sia nel regno animale: per esempio, nei culmi e nelle foglie delle Graminacee, negli scheletri delle Diatomee, nei Radiolari, degli Eliozoi e di alcune Spugne, ecc. Il silicio libero fu ottenuto per la prima volta nel 1823 da Berzelius scaldando il fluosilicato di sodio, Na2Si2F6, con sodio metallico, secondo la reazione:
Na2SiF6 + 4Na —-> 6NaF + Si
Il fluoruro di sodio, NaF, si elimina sciogliendo in acqua; resta così il Silicio in polvere nera amorfa. Si può ottenere anche scaldando il fluosilicato di potassio con alluminio e sciogliendo con acido cloridrico l'eccesso di alluminio, nel qual caso si ottiene il silico in laminette nere lucenti. Si può anhe ridurre il biossido di silicio con magnesio metallico o con polvere di alluminio; si ottiene così silicio in polvere molto finemente suddivisa, che risulta particolarmente attivo. La preparazione industriale si fa oggi riducendo il biossido di silicio con carburo di calcio, al forno elettrico.
SiO2 + CaC2 —> 2CO + Si + Ca
biossido di silicio + carburo di calcio = ossido di carbonio + silicio + calcio
Il calcio, alla temperatura del forno elettrico, distilla, e si ottiene il siicio in polvere bruna amorfa, che, scaldata in presenza di cloruro di sodio, fonde e cristallizza in ottaedri neri, splendenti, simili ai cristalli di diamante. Pure industrialmente si può ottenere per azione del carburo di silicio, SiC, con la silice, SiO2 :
2SiC + SiO2 —–> 2CO + 3Si.
Il silicio libero, detto anche silicio metallico, viene usato in metallurgia per la resistenza agli acidi, e il silumin, resistente agli agenti atmosferici. Il silicio ha durezza 7 e peso specifico 2,44; fonde a 1440 °C e bolle a 3500 °C; è buon conduttore di elettricità, e la sua conducibilità aumenta con la temperatura. Chimicamente, il silicio è un semimetallo tetravalente. Con l'idrogeno forma dei composti detti silani, la cui formula corrisponde a quella degli idrocarburi: il silicometano o monosilano, SiH4, il silicoetano o disilano, Si2H6, e altri con maggior numero di atomi di silicio. Sono composti gassosi, instabili, che bruciano spontaneamente all'aria;formando acqua e anidride silicica; più stabili sono gli alchilsilani e gli arilsilani. Con gli alogeni il silicio forma i tetraalogenuri, SiF4, SiCl4, ecc., di cui il primo è il più importante. Con l'ossigeno forma l'anidride silicica, o biossido di silicio, o silice, SO2, che si può ottenere per riscaldamento del silicio metallico all'aria; la combustione avviene senza fiamma, per incandescenza. La silice è abbondante in natura e si presenta in diverse forme. Gli acidi del silicio non si possono ottenere per combinazione diretta della silice con acqua, bensì trattando i silicati con acidi. L'acido più importante è l'ortosilicico, H4SiO4, che esiste sotto forma monomera solo in particolari condizioni. Esso infatti tende a polimerizzare con grande facilità, dando prodotti a vario grado di polimerizzazione, di aspetto gelatinoso insolubile in acqua.
L'acido metasilicico, anch'esso più o meno polimerizzato, si forma per semplice essiccazionedell'acido ortosilicico e si presenta come una polvere bianca, amorfa insolubile nell'acqua. Solo questi due acidi esistono liberi e sono bene identificati; gli acidi polisilicici non esistono come tali, ma sono noti sali che teoricamente si possono considerare derivati da essi. La silice e i silicati hanno notevole importanza industriale: per la fabbricazione dei vetri, degli smalti per le ceramiche e le porcellane, si usa la silice più o meno pura, generalmente sotto forma di quarzo o di sabbia silicea; alcuni silicati naturali, che si presentano sotto forma di masse rocciose compatte, costituiscono pregiate pietre da costruzione e da decorazione (v. Silicee, Rocce); altri silicati, con aspetto terroso o colloidale, come l'argilla e il caolino, servono per la produzione di ceramiche, terraglie, porcellane, ecc. Inoltre l'argilla mescolata con calcare, nelle marne naturali o in miscele artificiali, costituisce la materia prima per la produzione dei cementi e delle calci idrauliche.
- Scienze