Pour un élément chimique avec le numéro de série 14, qui est dans le tableau périodique dans le groupe IV de la 3ème période et de la troisième rangée, il est possible de former deux oxydes de silicium constitués de deux éléments Si et O:
L'oxyde de silicium (IV) en apparence représentecristaux transparents. La densité de Si02 est de 2,648 g / cm3. La substance fond dans les limites de températures de 1600 à 1725 ° C, bout à une température de 2230 ° C.
L'oxyde de silicium SiO2 était connu pour sa duretéet la force depuis les temps anciens, est la plus commune dans la nature sous la forme de sable ou de quartz, ainsi que dans les parois cellulaires des algues de diatomées. La substance a de nombreuses modifications polymorphes, le plus souvent sous deux formes:
L'oxyde de silicium SiO2 est un oxyde acide. C'est ce facteur qui détermine ses propriétés chimiques.
Le fluor réagit avec le dioxyde de silicium: SiO2 + 4F → SiF4 + O2 pour former un gaz incolore contenant du tétrafluorure de silicium et de l'oxygène, tandis que les autres gaz (halogènes Cl2, Br2, I2) réagissant moins actif.
L'oxyde de silicium IV est mis à réagir avec de l'acide fluorhydrique pour produire de l'acide fluorosilicique: SiO2 + 6HF → H2SiF6 + 2H2O. Cette propriété est utilisée dans l'industrie des semi-conducteurs.
L'oxyde de silicium (IV) se dissout dans un alcali chaud concentré ou fondu pour former du silicate de sodium: 2NaOH + SiO2 → Na2SiO3 + H2O.
Le dioxyde de silicium réagit avec les oxydes basiquesmétaux (par exemple, le sodium, l'oxyde de potassium, le plomb (II), ou un mélange d'oxyde de zinc qui est utilisée dans la production de verre). Par exemple, la réaction de l'oxyde de sodium et de SiO2, un résultat qui peut être formé: orthosilicate de sodium 2Na2O + SiO2 → Na4SiO4, le silicate de sodium Na2O + SiO2 → Na2SiO3, et le verre Na2O + 6SiO2 + XO → Na2O: XO: 6SiO2. Des exemples de ce verre ayant une valeur commerciale, sont le verre sodocalcique, verre borosilicate, verre plombé.
du dioxyde de silicium à haute température, est mis à réagir avec le silicium, résultant en un oxyde gazeux: Si + SiO2 → 2SiO ↑.
Le plus souvent, SiO2 est utilisé pourproduction de silicium élémentaire. Le processus d'interaction avec le carbone élémentaire se déroule à haute température dans un four à arc électrique: 2C + SiO2 → Si + 2CO. C'est assez énergivore. Cependant, son produit est utilisé dans la technologie des semi-conducteurs pour la fabrication de cellules solaires (conversion de l'énergie lumineuse en énergie électrique). En outre, le Si pur est utilisé en métallurgie (dans la production d'aciers siliceux résistant à la chaleur et aux acides). Le silicium élémentaire ainsi obtenu est nécessaire à la production de dioxyde de silicium pur, ce qui est très important pour un certain nombre d'industries. Le SiO2 naturel est utilisé sous la forme de sable dans les industries où sa grande pureté n'est pas requise.
Lors de l'inhalation de poussière finement diviséeSiO2 cristallin, même en très petites quantités (jusqu'à 0,1 mg / m³), avec le temps, la silicose, la bronchite ou le cancer peuvent se développer. La poussière devient dangereuse lorsqu'elle entre dans les poumons, les irrite constamment, réduisant ainsi leur fonction. Dans le corps humain, l'oxyde de silicium sous la forme de particules cristallines ne se dissout pas pendant des périodes cliniquement significatives. Cet effet peut créer un risque de maladies professionnelles pour les personnes travaillant avec des équipements de sablage ou des produits contenant une poudre d'oxyde de silicium cristallin. Les enfants, les asthmatiques de tout âge, souffrant d'allergies, ainsi que les personnes âgées peuvent tomber malades plus rapidement.
