Теорія:

Хімічний елемент
Силіцій — хімічний елемент № \(14\). Він міститься у \(IVА\) групі Періодичної системи.
 
Si14+14)2e)8e)4e
 
На зовнішньому шарі атома Силіцію містяться чотири валентних електрони. До його завершення не вистачає чотирьох електронів. Тому у сполуках з металами для Силіцію характерна ступінь окиснення \(-4\), а при взаємодії з більш електронегативними неметаллами він проявляє позитивні ступені окиснення \(+2\) або \(+4\).
 
За вмістом у земній корі Силіцій займає друге місце після Оксигену. Земна кора більш ніж наполовину утворена сполуками Силіцію. Поширені силіцій(\(IV\)) оксид , силікати і алюмосилікати. Пісок, кварц, гірський кришталь, аметист складаються з  силіцій оксиду. Граніт, польовий шпат, глина є силікатами або алюмосилікатами.

Входить Силіцій і до складу живих організмів. Його сполуки надають міцність стеблам рослин, містяться у зовнішніх покривах тварин, утворюють раковини і скелети деяких мешканців водного середовища. У людини Силіцій присутній у волоссі і нігтях.
 
скелети радіолярій.jpg
Скелети радіолярій
Проста речовина
Силіцій має атомну кристалічну ґратку, схожу на ґратку алмаза. Кожен атом Силіцію у його кристалах зв'язаний чотирма ковалентними зв'язками з сусідніми атомами. Завдяки такій будові у нього спостерігається висока твердість.

Радіус атома Силіцію більше радіуса атома Карбону, тому у його кристалах електрони вільніші у порівнянні з алмазом. Силіцій проводить електричний струм, а його електропровідність збільшується з підвищенням температури або при освітленні. Такі речовини належать до напівпровідників.
 
На відміну від алмаза силіцій є чорно-сірою непрозорою речовиною. У нього висока температура плавлення (\(1428\) °С).
 
силіцій.jpg
Силіцій
  
Отримують силіцій відновленням його оксиду коксом у електропечах:
 
SiO2+2C=t°Si+2CO.
Хімічні властивості
У хімічних реакціях Силіцій може проявляти і окисні, і відновні властивості. Окисні властивості Силіцію виражені слабше, ніж у інших неметалів.
  • Взаємодія з металами.
При високій температурі силіцій реагує з металами з утворенням силіцидів:
 
2Mg0+Si0=t°Mg+22Si4.
 
У цій реакції атоми Силіцію — окисники.
  • З воднем не реагує.
З воднем силіцій практично не реагує через нестійкість сполуки з Гідрогеном силану SiH4. Силан можна отримати при гідролізі силіцидів:
 
Mg2Si+4H2O=2Mg(OH)2+SiH4.
 
Він самозаймається на повітрі і згоряє з утворенням силіцій(\(IV\)) оксиду і води:
 
SiH4+2O2=SiO2+2H2O.
  • Взаємодія з киснем.
Силіцій горить у кисні і проявляє у цій реакції відновні властивості:
 
Si0+O02=t°Si+4O22.
  • Взаємодія з оксидами металів.
Силіцій здатний відновлювати деякі метали з їх оксидів:
 
2Cu+2O+Si0=t°2Cu0+Si+4O2.
  • Взаємодія з лугами.
На відміну від вуглецю силіцій розчиняється у концентрованих розчинах лугів з утворенням силікатів і виділенням водню:
 
Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2.
Застосування силіцію
  • використовується у виробництві напівпровідників для електронної промисловості;
  • застосовується для виготовлення сонячних батарей;
  • входить до складу жароміцних і кислототривких сплавів.
сонячні батареї.jpg
Сонячні батареї