Chim. - Elemento chimico di numero atomico 14 e peso atomico 28,06; simbolo: Si. Nel sistema periodico degli elementi si colloca nel VI gruppo, sottogruppo A, per cui è omologo superiore del carbonio e omologo inferiore del germanio, stagno e piombo. Si presenta in lamelle splendenti di colore grigio; fonde a 1.410 °C, bolle a 2.350 °C, ha densità 2,32 g/cm³. La sua scoperta risale al 1810 ad opera di J.J. Berzelius, che lo produsse trattando il fluosilicato di sodio con sodio metallico. Alcuni suoi composti, come l'acido fluosilicico e il fluoruro di s., erano già noti a E.W. Scheele nel 1789. Un altro composto, l'ossido di SiO₂, presente in natura in diverse forme cristalline, era invece noto fin dall'antichità e veniva impiegato nella fabbricazione del vetro. Il s. presenta tre isotopi stabili (tra parentesi le abbondanze relative): il ^28/14Si (92,2%), il ^29/14Si (4,7%) e il ^30/14Si (3,1%). ║ Stato naturale: il s. è, dopo l'ossigeno, l'elemento più diffuso in natura; è l'elemento costitutivo principale di tutte le rocce, eccetto quelle a base di carbonati. Anche nell'universo esso abbonda, superato solo da idrogeno, elio, carbonio, azoto, ossigeno e neon. È abitudine esprimere l'abbondanza relativa degli elementi nell'universo proprio in funzione della quantità di s., precisamente come numero di atomi per ogni milione di atomi di questo elemento. Per la sua affinità chimica il s. non esiste allo stato libero se non in quantità minima, in lega in certe meteoriti metalliche; comunemente è combinato come composto ossidato, l'anidride silicica o silice SiO₂ o come silicato. La silice è presente in diverse forme cristalline (agata, calcedonio, opale, quarzo) sia anidra sia idrata; silicati sono invece i feldspati, le miche, gli anfiboli, i pirosseni. ║ Metallurgia estrattiva: la più semplice preparazione del s. elementare (o metallico, come talvolta si dice, anche se il s. è un semi-metallo) è la stessa condotta da Berzelius per isolare l'elemento: si tratta un fluosilicato, ad esempio il sodio, con sodio metallico:

Na₂SiF₆+ 4Na → 6NaF + Si

Il fluoruro di sodio NaF si può eliminare facilmente perché solubile in acqua anche se in misura molto limitata. Un metodo simile parte da tetrafluoruro di s. SiF₄ che, trattato con sodio metallico, dà:

SiF₄+ 4Na → 4NaF + Si

La preparazione di questi composti di s. è descritta in seguito. Un metodo che è stato anche utilizzato su scala industriale per produrre quantitativamente del s. elementare ricorre al trattamento della silice in polvere fine con polvere di magnesio (più raramente alluminio) secondo la reazione:

SiO₂ + 2Mg → 2MgO + Si

che avviene al calore rosso; il tenore di magnesio aggiunto alla miscela deve essere limitato, altrimenti in luogo di s. libero si produce il siliciuro di magnesio Mg₂Si. Industrialmente si opera invece una riduzione della silice, il più possibile pura, con carbone in forno elettrico; la reazione fondamentale è la seguente:

SiO₂ + 2C → 2CO + Si

Il s. si ottiene allo stato fuso ma contiene la maggior parte delle impurezze metalliche presenti nella carica (principalmente ferro, alluminio, titanio), perché quasi tutti gli ossidi metallici sono più facilmente riducibili del carbone della silice. Il prodotto ottenuto ha quindi una purezza limitata o, se si vuole, un titolo del 98% circa. La purificazione può essere fatta macinando finemente il s. e attaccandolo con reagenti chimici che sciolgono gli altri elementi ma non il s.; la polvere purificata viene poi rifusa in ambiente riducente. Ben diversa è la produzione del s. raffinato che, con opportuni attacchi, viene trasformato in tetracloruro di s. SiCl₄, un composto molto volatile (bolle a 57,6 °C) che può venire purificato per distillazione frazionata. A parte si prepara dello zinco puro. La reazione di produzione del s. è la seguente:

SiCl₄ + 2Zn → 2ZnCl₂ + Si

La massa reagita viene distillata; lo ZnCl₂, pure volatile, distilla lasciando una massa di spugna e polvere di s. puro che viene rifusa. Si passa quindi alla purificazione finale che viene condotta con il metodo della raffinazione a zona. Questo processo è indispensabile perché nel campo dei semiconduttori la presenza di impurezze non volute dell'ordine di un atomo ogni milione di atomi di s. può cambiare completamente le caratteristiche del materiale dal punto di vista della semiconduzione. Ancora diversa è la produzione industriale del s. da utilizzarsi nelle leghe ferrose (acciai per molle, acciai adatti per impieghi a caldo in aria, ferro per trasformatori, ecc.). In questo caso si compie sempre la riduzione al forno elettrico ma si impiega una miscela di silice e minerali ossidati di ferro, per cui alla fine si ottiene una lega ferro-s. con un contenuto di s. del 50-80% che può essere usata per addizione all'acciaio o ferro da legare allorché fuso durante l'affinazione. Il prezzo del s. è molto diverso secondo il suo grado di purezza, perché il costo di produzione e di raffinazione supera di molto il costo della materia prima. Particolarmente costose sono le barrette monocristalline già drogate, pronte per essere tagliate e pulite onde ricavare i wafer utilizzati per la fabbricazione dei diodi, transistori e circuiti integrati con la tecnica planare. ║ Proprietà fisiche: il s. è un semi-metallo che si presenta allo stato amorfo come una polvere scura e allo stato policristallino grigio-ghiaccio scuro, dotato di riflessi metallici. A dispetto della sua lucentezza, della buona conducibilità termica e di altre caratteristiche che lo accomunano ai metalli, presenta una elevata fragilità, una conducibilità elettrica ridotta e fortemente crescente con la temperatura e altre caratteristiche non metalliche. Deve quindi essere classificato fra i non metalli o metalloidi o semimetalli; dal punto di vista elettrico è un semiconduttore. È uno dei pochissimi elementi che solidificando aumenta il volume, per cui il solido galleggia sul fuso. Le principali caratteristiche fisiche sono raccolte nella seguente tabella:

Peso specifico a 25 °C	2,33
Punto di fusione (°C)	1.410
Punto di ebollizione (°C)	2.680
Calore di fusione (cal/g)	432
Calore di vaporizzazione (cal/g)	2.535
Calore specifico a 0°C (cal/g °C)	0,162
Conducibilità termica (cal/cm · sec · °C)	0,20
Resistività elettrica a 0°C (microohm · cm)	1 · 10⁵
Elettronegatività di Pauling	1,8
Raggio covalente (Å)	1,11
Raggio atomico (Å)	1,32
Raggio ionico (Å): valenza -1 valenza +4	2,71 0,41

La struttura cristallina merita di essere considerata attentamente: come molti altri semiconduttori, anche il s. presenta la struttura cubica, con un reticolo tipo diamante nel quale ogni atomo può essere considerato il centro di un tetraedro ai vertici del quale sono posti i quattro atomi più vicini, fra loro equidistanti. Il lato della cella del s. è di 5,417 Å. Le impurezze eventualmente presenti nel s. si collocano sia al bordo dei grani (nel materiale policristallino) sia nei nodi reticolari, in sostituzione di atomi di s., creando dei portatori di corrente secondo il meccanismo tipico dei semiconduttori drogati. Il comportamento elettrico del materiale è influenzato da queste impurezze in misura notevolissima, per cui il s. di purezza elettronica, come viene detto il materiale destinato all'industria dei semiconduttori, ha delle caratteristiche che possono differire da quelle del materiale comune anche se di buona purezza. Alcune di queste sono riassunte nella seguente tabella:

Peso specifico	2,328
Densità atomica (atomi/cm³a 25 °C)	4,96 · 10²²
Coefficiente di espansione termica (mm/mm · °C)	2,33 · 10^-6
Conducibilità termica (cal/cm · sec · °C)	0,35
Calore specifico (cal/g · °C)	0,190
Resistività elettrica intrinseca a 300 °K (ohm · cm)	2,3 · 10⁵
Mobilità degli elettroni (cm²/Volt · sec)	1.350
Mobilità dei portatori positivi (cm²/Volt · sec)	480
Lato della cella cristallina (Å)	5,4307

Il s. può essere semiconduttore sia intrinseco sia estrinseco. Nel primo caso i portatori di corrente sono generati a coppie, uno positivo e uno negativo, per effetto dell'agitazione termica degli elettroni e dei residui atomici, per effetto di radiazioni luminose e così via. La generazione per effetto dell'agitazione termica porta a una concentrazione di elettroni, detta n, e di vacanze elettroniche o buche, detta p, tale che:

n · p = 1,5 · 10³³· T³· e^(-1,21/kT)

ove T è la temperatura assoluta (in °K), e la base dei logaritmi naturali e k la costante di Boltzmann, pari a 1,38 · 10²³ Joule/°K. Dato il valore del gap di energia proibita (1,106 elettron-volt) che separa la banda di valenza da quella di conduzione, si può vedere dall'espressione ora riportata che anche a temperatura ambiente (T = 300 °K circa) un certo numero di elettroni si trova nella banda di valenza per cui il s. anche perfettamente puro presenta una discreta conducibilità elettronica e che questa aumenta fortemente con la temperatura. Per questa ragione il s. è un semiconduttore intrinseco. Infatti se le impurezze sono del V gruppo della tavola periodica (fosforo, arsenico, ecc.) si sostituiscono al s. nel suo reticolo ma, avendo cinque elettroni nello strato di valenza, ne hanno uno eccedente rispetto ai quattro legami che devono stabilire con gli atomi vicini. Questo elettrone può essere facilmente staccato dal residuo atomico (che resta come una carica fissa positiva) e diventare libero di muoversi sotto l'effetto di un campo elettrico, cioè un portatore di corrente. In modo simile se l'impurezza è del III gruppo (boro, alluminio, ecc.) si ha sempre la sostituzione del s. nel suo reticolo, ma l'atomo estraneo è deficitario di elettroni perché ne ha solo tre nel suo strato di valenza. Di conseguenza si trasforma in una carica fissa negativa per cattura di un elettrone, generando un portatore di corrente, stavolta positivo. Il s. nei dispositivi a semiconduttore può essere impiegato fino a 200 °C circa, a differenza del germanio che arriva solo ai 100 °C circa; inoltre, date le proprietà dell'ossido SiO₂, può essere impiegato con la tecnologia planare, che è il metodo più economico per la produzione di transistori sia bipolari sia a effetto di campo e di circuiti integrati. ║ Proprietà chimiche: il s. è un elemento poco reattivo se in forma massiccia, ma assai attivo se finemente suddiviso. All'aria a freddo si passiva semplicemente ma non si ossida. Infatti la reazione

Si + O₂ → SiO₂

è molto favorita (il calore di ossidazione è 203 kcal/mole) ma per ragioni cinetiche avviene talmente lentamente da non essere apprezzabile. A caldo invece avviene più velocemente, ma per condurre una ossidazione in tempi ragionevoli si deve giungere ai 1.200 °C circa. L'elevato calore di ossidazione costituisce la ragione principale per cui in natura il s. non si trova mai allo stato libero. A freddo invece si combina velocemente col fluoro, dando SiF₄; la reazione è tanto esotermica che il s. si scalda al calore rosso. Se è in polvere può avere decorso esplosivo. Con il cloro invece non si combina a freddo perché è sempre passivato dall'aria; la reazione avviene invece se si macina del s. in atmosfera di cloro. Con l'azoto si combina ad alta temperatura a formare nitruro di s. Si₃N₄; tale reazione è sfruttata anche nella fabbricazione di certi transistori a effetto di campo. Per quanto riguarda la resistenza del s. massiccio agli agenti chimici in soluzione, si può dire che esso è inattaccabile dalla maggior parte, inclusi acido cloridrico, acido fluoridrico, acido solforico, acido nitrico, ammoniaca. Viene invece attaccato, seppure lentamente, dalle basi forti (NaOH e KOH) in soluzione concentrata e da una miscela di acido nitrico e acido fluoridrico concentrati. Se attaccato dalle basi si scioglie con formazione di silicati e liberazione di idrogeno, secondo la reazione:

Si + 4KOH → K₄SiO₄ + 2H₂

mentre se è attaccato dalla miscela acida sopra detta si trasforma essenzialmente in fluoruro SiF₄. Viene attaccato ad alta temperatura anche dall'acido cloridrico gassoso, con formazione di tetracloruro SiCl₄ o silicocloroformio SiHCl₃. Dal punto di vista chimico il s. è simile al germanio, che è suo omologo superiore, ma anche al boro e all'arsenico, che sono i due elementi che stanno sulla stessa diagonale nella tavola periodica. Per certi aspetti somiglia anche al carbonio: la sua forma cristallina è la stessa del diamante e la disposizione degli orbitali nello spazio è quella presentata dal carbonio nelle paraffine. Questa affinità ha stimolato i chimici alla ricerca di composti s.-idrogeno simili agli idrocarburi; in effetti sono stati preparati molti idruri di s., detti silani, che costituiscono una serie di omologhi del tutto analoga agli alcani. Questi composti però non hanno alcuna utilità pratica mentre i siliconi, che sono composti polimeri s.-ossigeno-idrogeno (con eventualmente del carbonio), sono delle resine dotate di ottime caratteristiche e ormai diffusamente impiegati in vari campi. ║ Principali composti: il s. forma un'ampia gamma di composti con numerosi elementi della tavola periodica; ci si limiterà qui a citare solo i principali. 1) Siliciuri: sono composti s.-metallo ottenibili per sintesi diretta degli elementi, a caldo, oppure fondendo SiO₂ con eccesso di metallo, secondo una reazione del tipo:

SiO₂ + 4Mg → 2MgO + Mg₂Si

Sono composti chimicamente simili ai carburi ma che, dal punto di vista metallurgico, presentano più caratteristiche di composti intermetallici, tanto che talvolta vengono inclusi fra questi. Fra i principali siliciuri, quali Mg₂Si, Mg₅Si₃, FeSi, CaSi₂, CaSi, Ca₂Si, ecc., alcuni hanno grande importanza perché sono determinati al fine delle caratteristiche delle leghe metalliche nelle quali sono presenti. In particolare certe leghe come il duralluminio induriscono, per trattamento termico o per invecchiamento naturale proprio per la formazione di composti di questo tipo. La maggior parte dei siliciuri è stabile sia all'acqua sia agli acidi diluiti, per cui la loro presenza, sempre contenuta in tenori assai bassi, non provoca effetti dannosi dal punto di vista del comportamento alla corrosione. Alcuni siliciuri, come il CaSi₂, vengono impiegati in metallurgia come diossidanti, cioè come composti che, aggiunti al bagno di metallo fuso in affinazione, sequestrano l'ossigeno disciolto e si trasformano in composti che passano alle scorie. 2) Silani: sono così detti i composti s.-idrogeno; il nome è derivato per analogia da quello degli alcani, cioè i composti carbonio-idrogeno saturi. Si possono preparare in miscela trattando il siliciuro di magnesio con acido cloridrico e fosforico in miscela diluita oppure dai cloruri di s. per riduzione con litioalluminioidruro in soluzione di etere etilico. Questi composti sono frazionabili a bassa temperatura e costituiscono una serie che formalmente è analoga agli alcani. A differenza di questi sono però poco stabili: si decompongono anche in presenza di tracce di acqua, formando silice anidra o idrata e idrogeno. In presenza di aria si ossidano rapidamente e possono anche formare miscele che esplodono spontaneamente, soprattutto se in presenza di impurezze. A temperature elevate si decompongono velocemente, tanto che non è possibile condurre su di essi tutte le reazioni degli alcani, coi quali presentano però certe affinità (addizione al doppio legame delle olefine). I primi termini della serie sono i più importanti e i meglio noti. Il primo è il silicometano o monosilano o silano SiH₄ (formalmente simile al metano CH₄). È un gas incoercibile (fonde a -185 °C e bolle a -112 °C), incolore, di odore sgradevole, tossico. È insolubile in acqua dalla quale viene decomposto rapidamente, in etere etilico e in alcool etilico, trasformandolo in metasilicato secondo una reazione del tipo:

SiH₄ + 2KOH + H₂O → K₂SiO₃+ 4 H₂

In aria brucia con formazione di acqua e SiO₂:

SiH₄ + 2O₂ → SiO₂ + 2H₂O

Questa reazione è del tutto simile alla combustione del metano in aria:

CH₄+ 2O₂ → CO₂+ 2H₂O

ma a differenza del metano, il silano, se impuro, si accende anche spontaneamente. Per riscaldamento si decompone in s. e idrogeno; la reazione si attiva sui 500 °C ma in presenza di catalizzatori (silice, allumina attiva) avviene anche a 250 °C. Il secondo termine della serie è il silicoetano o disilano Si₂H₆ (formalmente analogo all'etano C₂H₆), un gas incolore che bolle a -15 °C (a pressione ridotta) e solidifica a -132,5 °C. È poco solubile in acqua, che lo decompone; è invece ben solubile in solfuro di carbonio, alcool etilico e benzene. All'aria si accende spontaneamente e brucia dando SiO₂ e acqua. Il terzo termine è il silicopropano o trisilano Si₃H₈, un liquido avente peso specifico 0,743 a 0 °C che bolle a 53 °C e solidifica a -117 °C. È decomposto dall'acqua e si infiamma spontaneamente in aria. Caratteristiche simili sono presentate dal silicobutano o tetrasilano Si₄H₁₀, un liquido incolore (peso specifico 0,825 a 0 °C) che solidifica a -90 °C e bolle a 109 °C. Sono stati preparati anche diversi altri termini della serie, omologhi superiori dei precedenti, aventi tutti formula Si_nH_2n+2, con n intero. La caratteristica più saliente della serie è che la stabilità dei termini diminuisce all'aumentare di n, in quanto il legame Si―Si non è molto stabile, a differenza del legame C―C degli idrocarburi. 3) Carburo di s.: con il carbonio il s. mostra il comportamento tipico dei metalli, cioè la formazione di un carburo avente formula SiC. Questo composto si ottiene scaldando a temperatura elevata la silice con un eccesso di carbone secondo la reazione:

SiO₂ + 3C → SiC + 2CO

che avviene sopra i 1.600 °C, ma di solito si conduce in forno elettrico a 2.000-2.200 °C per ottenere il SiC in buona forma cristallina. Una temperatura maggiore di quelle indicate porta alla decomposizione del SiC, con formazione di grafite in forma compatta; questa reazione viene sfruttata per produrre grafite per filamenti o altri usi a partire dal SiC (processo Acheson). Il carburo di s. è comunemente cristallizzato nel sistema trigonale o nel sistema cubico con un reticolo tipo diamante. Se purissimo è incolore, ma bastano anche tracce di impurezze per impartirgli un colore che va dall'azzurro al nero, secondo la quantità di impurezze. Il prodotto commerciale, denominato carborundo o carborundum, è sempre nero, in polvere con una granulometria adatta all'uso. Le sue applicazioni sono numerose sia come abrasivo (ha una durezza prossima a quella del diamante) per mole, tele smeriglio, ecc., sia come refrattario infusibile (eventualmente mescolato a grafite per facilitarne la compattazione) per crogioli di qualità, rivestimenti refrattari per alte temperature, piatti di colonne di distillazione per metalli liquidi elettrodi di forni di forni elettrici. Col nome di silundum se ne indica una varietà compatta, adatta per la fabbricazione di resistenze elettriche anche destinate a lavorare ad alta temperatura e in atmosfera ossidante: il SiC infatti inizia a ossidarsi solo sopra i 1.000 °C. Per forte riscaldamento non fonde ma si decompone a 2.200 °C; sotto pressione fonde a circa 2.700 °C. Fra gli agenti che lo attaccano rapidamente ricordiamo gli alcali fusi, nei quali è solubile, e il cloro gassoso a caldo, che lo trasforma in una miscela di CCl₄ e SiCl₄, entrambi volatili. 4) Composti alogenati: i composti alogenati più importanti sono quelli in cui il s. manifesta valenza + 4, precisamente il tetrafloruro SiF₄, il tetracloruro SiCl₄, il tetrabromuro SiBr₄ e il tetraioduro SiI₄. Il tetrafluoruro SiF₄ che bolle a -65 °C sotto pressione, si prepara per azione di acido fluoridrico sulla silice SiO₂ anche a freddo. La reazione:

SiO₂ + 4HF → SiF₄ + 2H₂O

è evidentemente favorita dalla presenza di disidratanti, ma avviene anche con l'acido in soluzione acquosa. Ad essa è dovuto l'attaccamento che l'acido fluoridrico esercita sui vetri (che sono una miscela di silicati alcalini con eccesso di silice) per cui esso non può essere conservato in recipienti di vetro, a differenza di quasi tutte le altre sostanze chimiche, anche fortemente aggressive. L'elevata volatilità dello SiF₄ (a pressione ordinaria sublima a -95 °C) fa sì che in ogni lavorazione dove questo gas può svilupparsi debbano essere prese le opportune precauzioni per impedirne la respirazione, essendo esso fortemente irritante e, in quantitativi maggiori, anche tossico. È questo il caso di molte fabbricazioni che partono da minerali che contengono fluoruro di calce CaF₂ (fluorite) e come sempre avviene, anche della silice. A caldo questi composti reagiscono liberando SiF₄ che passerebbe nei fumi e inquinerebbe l'atmosfera se non si provvedesse a un abbattimento. Il tetrafluoruro di s., a contatto con l'acqua, idrolizza dando acido metasilicico H₂SiO₃ e acido fluosilicico H₂SiF₆:

3SiF₄ + 3H₂O → H₂SiO₃ + H₂SiF₄

L'acido fluosilicico si può ottenere anche per addizione di HF al SiF₄. Il tetracloruro di s. SiCl₄ si ottiene per azione del cloro sul SiC, per azione del cloro a caldo sul s. elementare, o per riscaldamento di silice e carbone in presenza di cloro. Anche esso è volatile; si presenta come un liquido incolore, fumante, pesante (peso specifico 1,50), molto reattivo, che solidifica a -70 °C e bolle a 57,6 °C. Con acqua idrolizza velocemente a dare silice e acido cloridrico; in presenza di molta acqua dà anche dell'acido ortosilicico. All'aria fuma perché idrolizza parzialmente in fase gassosa per reazione con l'umidità atmosferica; in presenza di ammoniaca si forma una densa nebbia di acido silicico e cloruro di ammonio: questo artificio può servire per produrre nebbie artificiali che, essendo pesanti devono occultare zone di terreno o di mare anche a scopo bellico. Data la sua reattività è anche impiegato come materia di partenza per sintesi di prodotti organici derivati dal s. Il tetrabromuro SiBr₄ e il tetraioduro SiI₄ hanno minore importanza. Sempre con gli alogeni il s. forma anche composti con valenze +2 e +3, precisamente Si₂Cl₆, Si₂Br₆, SiI₂ e Si₂I₆. Inoltre forma numerosi composti misti con due alogeni quali SiBr₃Cl e SiBr₂Cl₂. In questi composti gli alogeni possono essere in parte sostituiti da zolfo, originando composti come SiSCl₂, SiSBr₂, SiS₂. In modo analogo gli alogeni possono essere sostituiti in parte da idrogeno, dando dei composti che possono essere considerati dei derivati alogenati del monosilano, come ad esempio SiH₃Cl, SiH₃Br, SiHF₃, SiHCl₃. Fra tutti questi composti il più noto e importante è il triclorosilano o silicocloroformio, così detto per analogia di formula con il cloroformio, avente formula SiHCl₃. È un liquido incolore che si ottiene in miscela con SiCl₄ per reazione fra s. e cloro a caldo; ha peso specifico 1,34; solidifica a -134 °C e bolle a 33 °C sotto pressione leggermente ridotta (758 mmHg). Viene decomposto dall'acqua e, più lentamente, dall'umidità dell'aria. Dalla decomposizione termica del silicocloroformio in ambiente riducente di idrogeno si ottiene s. purissimo; questa reazione è talvolta utilizzata nella fabbricazione dei semiconduttori per accrescere in misura controllata una lamina di s. monocristallino, proseguendo sul reticolo cristallino del substrato (accrescimento epitassiale). In questa operazione il silicocloroformio può contenere quantità controllate di impurezze, per cui lo stato accresciuto è drogato in quantità nota. 5) Siliconi: sono composti a base di s. molto conosciuti e diffusamente impiegati come grassi e oli lubrificanti, come isolanti, gomme, agenti idrorepellenti, agenti antistik (evitano l'adesione di sporcizia o di qualsiasi altro materiale). Essi contengono dei legami Si―C, Si―H e Si―O―Si; questi ultimi costituiscono la catena principale. Nella fabbricazione si parte da SiCl₄ che per reazione con dei composti di Grignard (magnesio-alchili), in presenza di catalizzatori, dà una miscela di clorosilani, precisamente:

essendo R― un radicale alchilico o arilico. Per idrolisi di questi composti, che comporta la sostituzione dei gruppi ―Cl con altrettanti gruppi ―OH, si ottengono rispettivamente i silanoli, i silandioli e i silantrioli, che hanno formula rispettivamente R₃SiOH, R₂Si(OH)₂ e RSi(OH)₃. Per condensazione di questi composti si ottengono i siliconi, che hanno una struttura di questo tipo:

ove R― e R'―, che possono anche essere uguali fra loro, possono essere vari sostituenti quali ―H, ―CH₃, ―F. Una nuova classe di materiali di questo genere è stata ottenuta per analogia con i siliconi, sostituendo il legame Si―O―Si della catena principale con un legame Si―N―Si, più resistente al calore. 6) Ossidi di s.: l'ossido per eccellenza del s. è il biossido di s. o anidride silicica o silice SiO₂, le cui proprietà sono descritte a parte. È stata però anche dimostrata la presenza di monossido di s. SiO in una miscela di SiO₂ + Si scaldata a temperatura elevata. Lo SiO trova qualche applicazione particolare come il rivestimento antiriflettente di particolari lenti e specchi. 7) Solfuri: il monosolfuro SiS è stato ottenuto ad alta temperatura; in condizioni ambiente può essere ottenuto in aghi gialli che per riscaldamento sublimano a 940 °C a pressione molto ridotta. Per sintesi dagli elementi si ottiene invece comunemente il solfuro di s. SiS₂ in forma di cristalli di leggero color grigio a bruno, fibrosi, facilmente decomposti dall'acqua secondo la reazione:

SiS₂ + 2H₂O → SiO₂ + 2H₂S

La struttura cristallina di questo composto è particolare: esso appare costituito di lunghe catene di atomi di s. collegati fra loro da due punti di zolfo. Ciò equivale a dire che ogni atomo di s. si trova al centro di un tetraedro ai vertici del quale si trovano quattro atomi di zolfo: i vari tetraedri formano poi una catena collegandosi fra loro per uno spigolo. Nel piano la struttura può essere raffigurata nel seguente modo:

Questa conformazione rende ragione dell'aspetto fibroso dei cristalli di SiS₂: ogni fibra (a livello ultramicroscopico) può essere considerata una catena, cioè una singola molecola. In realtà questo composto dovrebbe essere ritenuto un polimero naturale. 8) Acido fluosilicico: l'acido fluosilicico o esafluosilicico H₂SiF₆ si ottiene da SiF₄ per idrolisi acquosa. È un acido che è stabile in soluzione acquosa diluita; a concentrazioni superiori al 40% si decompone in SiF₄ e HF. Può invece essere isolato come idrato H₂SiF₆ · 2H₂O, un solido che fonde a 19 °C. Il fluosilicico si comporta in soluzione come un acido forte; con le basi può dare sali detti fluosilicati, facilmente cristallizzabili; la maggior parte di questi è ben solubile ma quello di potassio è poco e quello di bario è virtualmente insolubile in acqua. Per riscaldamento a secco i fluosilicati si decompongono in fluoruri e tetrafluoruro di s. secondo una reazione del tipo:

CaSiF₆ → CaF₂ + SiF₄

Fra i più importanti di questi sali ricordiamo il fluosilicato sodico Na₂SiF₆, usato per fluorare le acque o come opacizzante per la fabbricazione di smalti; il fluosilicato di piombo PbSiF₆, impiegato in agricoltura come anticrittogamico e per la raffinazione del piombo o per piombature elettrolitiche; i fluosilicati di calcio e di magnesio CaSiF₆ e MgSiF₆, usati per otturare la porosità del gesso e di altri materiali da costruzione e il fluosilicato di ammonio (NH₄)₂SiF₆, usato per rendere ininfiammabile il legno. 9) Acidi silicici: la silice reagisce lentamente a caldo con le basi forti, formando una soluzione di sali delle basi stesse che sono detti genericamente silicati. Queste soluzioni, acidificate con acido forte, quale il cloridrico, danno un precipitato gelatinoso avente formula H₂SiO₃ · nH₂O che può venire filtrato e disidratato con precauzione fino a produrre una polvere bianca amorfa avente formula approssimativa H₂SiO₃, detta acido silicico o metasilicico. In natura esiste in soluzione nelle acque di mare un acido silicico di formula SiO₂ · nH₂O che, come quello sopra citato, è assai debole. Le diverse combinazioni della silice SiO₂ (vista come una anidride) con acqua possono dar luogo a diversi acidi; è da notare però che fra questi solo un numero limitato può essere effettivamente prodotto da SiO₂ + H₂O, mentre per la maggior parte la derivazione è solo formale. In natura comunque si trovano molti derivati di acidi del s., corrispondenti a diversi acidi silicici dei quali solo qualcuno può essere isolato come tale. Questi acidi si distinguono non solo per la formula, ma anche per la struttura dei loro composti. Lo ione fondamentale è lo [SiO₄]^4-, che ha un'organizzazione tetraedrica: il s. si trova al centro di un tetraedro ai vertici del quale si trovano i quattro atomi di ossigeno che, per saturare lo strato più esterno, catturano un elettrone e sono quindi dotati di una carica negativa ciascuno. Nel piano questa struttura si può rappresentare nel seguente modo:

I diversi tetraedri si possono combinare fra loro in diversi modi, stabilendo dei legami Si―O―Si, per cui un atomo (o più atomi) di un tetraedro è comune a due (o più) tetraedri. Ad esempio lo ione [Si₂O₇]^6- si può interpretare come due tetraedri aventi un vertice in comune, che nella rappresentazione piana si traduce nel seguente schema:

È evidente che l'atomo del ponte Si―O―Si, avendo due legami col s., non ha carica negativa alcuna. In questa visione lo ione [SiO₃]^2- è da interpretare formalmente come è scritto, ma in realtà come [Si₃O₉]^6-, che avrà quindi struttura:

Ovviamente questa figura è deformata nella rappresentazione piana; nella realtà i tre tetraedri (SiO₄) sono fra loro del tutto equivalenti anche come posizioni relative. Per comprendere il significato delle formule degli acidi silicici, occorre dare non solo la formula ma anche la struttura dei composti, come appare nella seguente tabella:

Formula stechiometrica	Acido	Struttura
H₂SiO₃	metasilicico	catene di tetraedri
H₄SiO₄	ortosilicico	tetraedri semplici
H₂Si₂O₅	metadisilicico	lamelle stratificate
H₆Si₂O₇	pirosilicico	doppi tetraedri
H₆Si₃O₉	trisilicico	anelli di tre tetraedri
H₆Si₄O₁₁	metatetrasilicico	nastri di tetraedri
H₈Si₄O₁₂	tetrasilicico	anelli di quattro tetraedri
H₁₂Si₆O₁₈	esasilicico	anelli di sei tetraedri

È interessante notare che il s. negli acidi silicici può talvolta essere sostituito da altri elementi, quali tungsteno o molibdeno, con formazione di acidi silicotungstici, silicomolibdici, ecc. aventi struttura anche molto complessa. ║ Usi: il principale uso del s. elementare è come elemento di alligazione per la fabbricazione di leghe. In metallurgia viene anche impiegato come disossidante delle leghe, in quanto ha la proprietà di formare silice, sottraendo ossigeno agli altri ossidi metallici eventualmente presenti, che passa poi nella scoria e si combina a dare silicati che, galleggiando sul metallo fuso, vengono facilmente eliminati. Questa funzione, nel caso delle leghe ferrose, viene esplicata dal s. presente nella ghisa, in quanto la carica dell'altoforno contiene sempre della silice, una parte della quale viene ridotta a s. ad opera del coke caricato insieme con i minerali di ferro. Nel processo di affinazione al convertitore Bessmer il s. presente si ossida quantitativamente a silice, anzi questa reazione è una di quelle che più contribuisce a innalzare la temperatura nel convertitore stesso. Sempre con riferimento agli acciai è interessante notare che il s. in essi è sempre presente, anche se in tenori limitati (1% al massimo). L'aggiunta di s. a un acciaio al carbonio provoca una diminuzione del peso specifico, un aumento notevole della resistività elettrica e un aumento della permeabilità magnetica. Inoltre ha una nettissima azione sulle caratteristiche meccaniche: aumenta la resistenza a trazione e compressione, eleva il carico di snervamento, aumenta la durezza, diminuisce l'allungamento; tenori limitati aumentano anche la resilienza ma all'aumentare della percentuale di s. questa diminuisce bruscamente tanto che al 5% di s. ha un valore minimo. In tempra il s. favorisce la penetrazione della tempra e riduce la velocità critica di raffreddamento. Dannosa è invece la presenza del s. negli acciai destinati alla cementazione e alla lavorazione a caldo: se la percentuale di questo elemento supera il 6%, la fucinatura diventa impossibile; l'imbottitura è possibile anche col 3% di s., ma a temperature superiori all'ambiente (300 °C circa). Anche la saldabilità è compromessa dalla presenza di s., perché nella zona di fusione si formano silicati di difficile asportazione che sovente sono causa di soffiature o altre imperfezioni. Ottimo è invece il comportamento degli acciai al s. sia alla corrosione a umido, anche da parte di agenti molto aggressivi, sia alla corrosione a secco (ad esempio ad opera di aria o altri gas ossidanti ad alta temperatura). Acciai al s. sono magneticamente dolci, cioè presentano un ciclo di interessi avente un'area minima, e quindi sono adatti per nuclei di trasformatori, espansione di dinamo, ecc. Si impiegano in questi casi acciai al 4% di s. per i lamierini dei trasformatori e all'1,5 ÷ 2,5 di s. per parti di marmo. Negli acciai per molle si sfrutta invece l'influenza che il s. presenta sulle caratteristiche meccaniche degli acciai: questo elemento è presente in un tenore dell'1,5% circa. L'impiego qualitativamente più importante del s. è la fabbricazione di semiconduttori mediante la tecnologia planare. Senza il s. e le ottime caratteristiche del suo ossido (la silice) non sarebbe possibile la costruzione di dispositivi ad altissima integrazione e di basso costo. Anche se i quantitativi sono insignificanti rispetto a quelli adoperati in siderurgia, la differenza di prezzo è tale per cui dal punto di vista economico questo impiego è importante. Il s. metallo viene poi utilizzato nella fabbricazione di alcuni dei suoi composti, le maggiori applicazioni dei quali sono già state evidenziate. ║ Leghe: il s. è presente in leghe ferrose e non ferrose, sia di alluminio (lega 2.014, all'0,8% di s., lega 4.032, al 12,5% di s., leghe 6.061 e 6.151, all'0,6% di s., leghe per getti A13, 43, 108, A132, D132, F132, 319, 355, con tenori di s. dal 3 al 12%), sia di rame (bronzi al s. e al s.-alluminio, con l'1,5-4% di s.), sia di nichel (nichel per getti, all'1,5 di s., Monel, all'1,5-4% di s., Hastelloy-D, al 10% di s., ecc.) e sia di altri metalli non ferrosi.

Silìcio.