Будова зовнішнього електронного шару атома Карбону: 2s2 2р2,
Будова зовнішнього електронного шару атома Силіцію: 3s2 3р23d0,

Карбон у природі. Карбон у природі перебуває у вільному стані і у вигляді численних сполук. Вільний карбон трапляється у вигляді алмазу і графіту. Алмази утворюють окремі кристали або не¬великого розміру зростки. Маса кристалів звичайно лежить у межах від тисячних до десятих часток грама. Найбільший із знайдених алмазів важив 621,2 г. Кристали нерідко мають забарвлення, спричинене домішками. Великі родовища алмазів є в Африці (Заір, ПАР), Бразилії, Індії.
Найбільші родовища графіту утворилися внаслідок дії високих температур і тиску на кам'яне вугілля.
Вугілля, яке також складається з карбону, утворюється штучно. Проте в природі є речовини, що наближаються за своїм складом до ву¬гілля. Такими є різні види викопного вугілля, що утворюють у багатьох місцях земної кулі потужні відклади. Деякі з видів викопного вугілля містять до 99% карбону.
Сполуки карбону дуже поширені. Крім кам’яного вугілля, у надрах Землі є великі скупчення нафти, що є складною сумішшю різних сполук, які містять карбон, переважно вуглеводнів. У земній корі трапляються у величезній кількості солі карбоннатної кислоти, особливо карбонат кальцію. У повітрі завжди є діоксид карбону. Нарешті, рослинні і тваринні організми складаються з речовин, з утворенні яких головну участь бере карбон. Отже, цей елемент один з найпоширеніших на Землі, хоча загальний вміст його у земній корі становить лише близько 0,1% (мас).
Алотропія карбону. У вільному стані карбон відомий у вигляді алмазу, що кристалізується в кубічній системі, і графіту, що належить до гексагональної системи. Такі форми його, як деревне вугілля, кокс, сажа, мають невпорядковану структуру. Синтетично добуто карбін і полікумулен — різновидності карбону, що складаються з лінійних ланцюгових полімерів типу —С=С—С==С . або .=С= =С=С= . Карбін має напівпровідникові властивості. При сильному нагріванні без доступу повітря він перетворюється у графіт.
Алмаз — безбарвна, прозора речовина, яка сильно заломлює світлові промені. Він кристалізується в кубічній гранецентрованій гратці. При цьому одна половина атомів розміщується у вершинах і центрах граней одного куба, а друга — у вершинах і центрах граней другого куба, зміщеного відносно першого у напрямі його просторової діагоналі. Атоми карбону в алмазі утворюють тривимірну тетраедричну сітку, у якій вони зв'язані один з одним ковалентними зв'язками.
Його використовують для обробки різних твердих матеріалів, буріння гірських порід. Будучи дуже твердим, алмаз разом з тим крихкий. Порошок, який дістають при подрібненні алмазу, за¬стосовують для шліфування дорогоцінного каміння і самих алмазів. Відшліфовані про¬зорі алмази називаються діамантами.
У зв'язку з великою цінністю алмазів було зроблено багато спроб добути їх штуч¬но з графіту. Однак довго ці спроби закінчувалися невдачею. Лише в 1955 р., застосувавши дуже високий тиск (порядку 1010 Па) і тривале нагрівання при температурі близько 3000° С, американським, а одночасно і шведським вченим удалося добути синтетичні алмази. Якщо алмаз прожарювати в кисні, він згоряє, утворюючи діоксид карбону. Якщо алмаз сильно нагріти без доступу повітря, то він перетворюється на графіт.
Графіт уявляє собою темно-сірі кристали з слабким металічним піском. Він має шарувату решітку, складена з правильних шестикутників, у вершинах яких розміщені ядра атомів карбону відстань між сусідніми ядрами становить 0,1415 нм.
Сусідні шари атомів карбону в кристалі графіту перебувають на досить
великій відстані один від одного (0,335 нм); це свідчить про малу міцність зв'язку між атомами карбону, розміщеними в різних шарах. Сусідні шари зв'язані
між собою в основному силами Ван дер Ваальса, але частково зв'язок має металічний характер, тобто зумовлений «усуспільненням» електронів усіма атомами кристала. Для ньго характерна порівняно висока електропровідність і теплопровідність. Якщо провести шматком графіту по паперу, то дрібнесенькі кристалики графіту, що мають вигляд лусочок, прилипають до паперу, лишаючи на ньому сіру риску. На цьому грунтується застосування графіту для виготовлення олівців.
На повітрі графіт не загоряється навіть при сильному розжарюванні, але легко згоряє у чистому кисні, перетворюючись у діоксид карбону.
Завдяки своїй електропровідності графіт застосовується для виготовлення електродів. З суміші графіту з глиною роблять вогнетривкі тиглі для плавлення металів. Змішаний з мастилом графіт є чудовим мастильним засобом, оскільки його лусочки, заповнюючи нерівності матеріалу, створюють гладку поверхню, що полегшує ковзання. Графіт застосовують також як уповільнювач нейтронів у ядерних реакторах.
«Аморфний» карбон (вугілля). При нагріванні сполук, що містять карбон, без доступу повітря з них виділяється чорна маса, яка називається «аморфним» карбоном або просто вугіллям. Такий карбон складається з дрібнесеньких кристаликів з розупорядкованою структурою графіту. Вугілля розчиняється у багатьох розплавлених металах, наприклад у залізі, нікелі, платині.
Вугілля істотно розрізняюється своїми властивостями залежно від способу добування і від того, з якої речовини його добуто. Крім того, воно завжди містить домішки, які дуже впливають на його властивості. Найважливіші технічні сорти вугілля такі: кокс, деревне вугілля, кісткове вугілля та сажа.
Кокс утворюється при сухій перегонці кам'яного вугілля, його застосовують, головним чином, в ме¬талургії у процесі виплавляння металів з руд.
Деревне вугілля утворюється при нагріванні дерева без доступу повітря. При цьому вловлюють цінні продукти сухої перегонки — метиловий спирт, оцтову кислоту та ін. (Деревне вугілля застосовують у металургійній промисловості, в ковальській справі). Завдяки пористій будові, деревне вугілля має високу адсорбційну здатність.
Особливо добре вбирає гази активоване вугілля. Його застосовують для вбирання пари летких рідин з по¬вітря і газових сумішей, як каталізатор у деяких хімічних виробництвах і в протигазах.
Вугілля має здатність адсорбувати не тільки гази, а й розчинені речовини. Цю його властивість відкрив наприкінці XVIII ст. російський академік
Т. Є. Ловіц.
Кісткове вугілля утворюється за допомогою обвуглювання знежирених кісток. Воно містить від 7 до 11 % карбону, близько 80% фосфату кальцію та інші солі. Кісткове вугілля має дуже велику вбирну здат¬ність, особливо щодо органічних барвників, і застосовується для ви¬далення з розчинів різних барвників.
Сажа уявляє собою найчистіший «аморфний» карбон. У промисловості її добувають термічним розкладанням метану, а також спалю¬ванням при недостатньому доступі повітря смоли, скипидару та ін¬ших речовин, багатих на карбон. Сажу застосовують як чорну фарбу (туш, друкарська фарба), а також у виробництві гуми як складову частину гуми.
Хімічні властивості карбону. Карбіди. При низьких темпера¬турах вугілля, графіт і особливо алмаз інертні. Якщо їх нагрівати, то активність збільшується: вугілля легко сполучається з киснем і є добрим відновником. Найважливіший процес металургії — виплавляння металів з руд здійснюється за допомогою відновлення окси¬дів металів вугіллям (або оксидом карбону).
З Оксигено Карбон утворює діоксид карбону СО2, який часто також називають вуглекислим газом, і оксид карбону (II) - CO.
При дуже високих температурах Карбон сполучається з Гідрогеном, Сульфуром, Силіцієм, Бором і багатьма металами; Карбон вступає в реакції легше, ніж графіт, і тим більше, алмаз.
Сполуки Карбону з металами та іншими елементами, які є електропозитивними щодо карбону, називаються карбідами. Вони утворюються при прожарюванні з вугіллям металів або їхніх оксидів.
Карбіди — кристалічні тіла. Природа хімічного зв'язку у них може бути різна. Так, багато карбідів металів головних підгруп І, II і III груп періодичної системи — це солеподібні сполуки з переважанням іонного зв'язку. До них належать карбіди алюмінію А14С3 і кальцію СаС2. Перший з них можна розглядати як продукт заміщення Гідрогену на метал у метані СН4, а другий в ацетилені С2Н2.
Справді, при взаємодії карбіду алюмінію з водою утворюється метан:
А14С3 + 12Н2О = 4А1 (ОН)3 + ЗСН4|,
а при взаємодії з водою карбіду кальцію — ацетилен:
СаС2 + 2Н2О = Са (ОН)2 + С2Н2|.
У карбідах силіцію SiC і бору В4С зв'язок між атомами ковалентний. Ці речовини характеризуються високою твердістю, тугоплавкістю, хімічною інертністю.
Діоксид карбону. Карбонатна кислота. Діоксид карбону СО2 весь час утворюється в природі при окисленні органічних речовин (гниття рослинних і тваринних залишків, дихання, згоряння палива). У великій кількості СО2 виділяється з вулканічних тріщин і з води мінеральних джерел.
У лабораторіях діоксид карбону звичайно добувають, діючи на мармур СаСО3 хлоридною кислотою в апараті Кіппа:
СаСО3 + 2НС1 = СаС12 + Н2О + C02
У промисловості велику кількість діоксиду карбону добувають при випалюванні вапна:
СаСО3 = СаО + СО2Т.
Діоксид карбону за звичайних умов — безбарвний газ, приблизно в 1,5 раза важчий за повітря, завдяки чому його можна переливати як рідину, з однієї посудини в іншу. Маса 1 л СО2 за нормальних умов становить 1,98 г. Розчинність діоксиду карбону у воді невелика: 1 об'єм води при 20° С розчиняє 0,88 об'єму СО2, а при 0° С — 1,7 об'єму. Застосовується діоксид карбону у виробництві соди за аміач¬нохлоридним способом , для синтезу карбаміду, добування солей карбонатної кислоти, а також газування фруктових і мінеральних вод та інших напоїв.
Під тиском близько 0,6 МПа діоксид карбону при кімнатній температурі перетворюється в рідину. Рідкий діоксид карбону зберігають у стальних балонах. При швидкому виливанні його з балона, внаслідок випаровування вбирається так багато теплоти, що СО2 перетворюється на тверду білу снігоподібну масу, яка, не розтоплюючись, сублімується при —78,5° С. Твердий діоксид карбону під назвою «сухий лід» застосовують для охолодження продуктів, що швидко псуються, для виробництва і зберігання морозива, а також у багатьох інших випадках, коли потрібна низька температура.
Розчин СО2 у воді має кислуватий смак і виявляє слабкокислу реакцію, зумовлену наявністю в розчині невеликої кількості карбонатної кислоти Н2СО3, що утворюється за такою оборотною реакцією:
СО2 + Н2 О = Н2СО3.
Отже, діоксид карбону є ангідридом карбонатної кислоти.
Рівновага цієї реакції дуже зміщена вліво, тому лише незначна кількість розчиненого СО2 перетворюється на карбонатну кислоту.
Карбонатна кислота Н2СО3 може існувати лише у водному розчині. При нагріванні розчину діоксид карбону звітрюється, рівновага реакції утворення Н2СО3 зміщується вліво і врешті-решт лишається чиста вода.
Карбонатна кислота дуже слабка. У розчині вона дисоціює, голов¬ним чином, на іони Н+ і НСО3 і лише в мізерній кількості утворює іони СОз
Н2СО3 = Н++ HCO3- = 2 Н++ CO32-
Як двохосновна кислота, карбонатна кислота утворює два ряди солей — середні і кислі; середні солі називаються карбонатами, кислі -гідрокарбонатами.
Солі карбонатної кислоти можна добути або дією діоксид карбону на луги, або за допомогою обмінних реакцій між розчинними солями карбонатної кислоти та солями інших кислот. Наприклад:
NaOH + СО2 = NaHCO3;
NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O;
ВаС12 + Na2CO3 = BaCO3| + 2NaCl.
З слабкими основами карбонатна кислота здебільшого дає основні солі, прикладом яких може бути гідроксокарбонат купруму (СuОН)2СО3. Мінерал такого складу існує в природі і називається малахітом.
При дії кислот, навіть таких слабких, як оцтова, всі карбонати розкладаються з виділенням діоксиду карбону. Цією реакцією часто користуються для відкриття карбонатів, оскільки виділення СО2 легко виявити за характерним шипінням.
При нагріванні всі карбонати, крім солей лужних металів, розкла¬даються з виділенням СО2. Продуктами розкладання здебільшого є оксиди відповідних металів, наприклад:
MgCO3 = MgO + CO2|;
СаСО3 = Са0 + СО2|.
Гідрокарбонати лужних металів при нагріванні переходять у кар¬бонати:
2NaHCO3 = Na2CO3 + СО2| + Н2О.
Більшість гідрокарбонатів, а також карбонати калію, натрію, рубідію, цезію і амонію розчиняються у воді; карбонати інших металів у воді не розчиняються.
Розчини карбонатів лужних металів внаслідок гідролізу мають сильнолужну реакцію:
Na2CO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH
або CO3 2- + H2O = CO3 - + OH -
З солей карбонатної кислоти у природі дуже поширений карбонат кальцію СаСО3. Він зустрічається у вигляді вапняку, крейди, мармуру.
Карбонат кальцію у воді не розчиняється. Тому вапняна вода (розчин гідроксиду кальцію) при пропусканні через неї діоксиду карбону стає каламутною:
Са (ОН)2 + СО2 = СаСО3| + Н2О.
Проте якщо пропускати СО2 через вапняну воду довго, то кала¬мутна спочатку рідина поступово світлішає і, нарешті, стає зовсім прозорою. Розчинення відбувається внаслідок утворення кислої солі — гідрокарбонату кальцію:
СаСО3 + Н2О + СО2 = Са (НСО3)2.
Гідрокарбонат кальцію — речовина нестійка. При кип'ятінні роз¬чину або тривалому його стоянні на повітрі гідрокарбонат розклада¬ється з виділенням СО2 й утворенням середньої солі.
Розчинністю гідрокарбонатів у воді пояснюється постійне пересування карбонатів у природі. Грунтові води, що містять СО2, проходячи крізь грунт і особливо крізь шари вапняку, розчиняють карбонат кальцію і виносять його з собою у вигляді гідрокарбонату в струмки, ріки і моря. Звідти він потрапляє в організми морських тварин і йде на побудову їхніх скелетів або, виділяючи діоксид карбону, знову перетворюється на карбонат кальцію і відкладається у вигляді шарів.
Крім карбонату кальцію у природі у великій кількості зустрічається карбонат магнію MgCO3, відомий під назвою магнезиту. Карбонат магнію, як і карбонат кальцію, легко розчиняється у воді, що містить СО2.
Деякі карбонати є цінними рудами. їх використовують для добу¬вання металів, наприклад, шпатовий залізняк FeCO3, галмей ZnCO3.
Карбонат натрію, або сода, Na2CO3. У вигляді кристалогідрату сода відповідає формулі Na2CO3 * 10Н2О. Але цей кристалогідрат легко вивітрюється — втрачає частину кристалізаційної води.
Сода один з найважливіших продуктів основної хімічної промис¬ловості, її у великій кількості використовують скляна, миловарна, це¬люлозно-паперова, текстильна, нафтова та інші галузі промисловості; її також застосовують для добування різних солей натрію. Застосо¬вується сода і в побуті, головним чином як миючий засіб.
Тепер соду добувають у промисловості аміачнохлоридним способом, що грунтується на утворенні гідрокарбонату натрію при реакції між хлоридом натрію і гідрокарбонатом амонію у водному розчині.
Концентрований розчин хлориду натрію насичують аміаком, а по¬тім пропускають у нього під тиском діоксид карбону, який добувають при випалюванні вапняку. Під час взаємодії аміаку, діоксиду карбону води утворюється гідрокарбонат амонію:
NH3 + СО2 + Н2О = NH4HCO3,
який, вступаючи в обмінну реакцію з хлоридом натрію, утворює хло¬рид амонію і гідрокарбонат натрію:
NH4HCO3 + NaCl = NaHCO8| + NH4C1.
Гідрокарбонат натрію порівняно мало розчиняється в холодній воді і виділяється у вигляді осаду, який відфільтровують.
При прожарюванні гідрокарбонат натрію розкладається на карбо¬нат, воду і діоксид карбону, який знову надходить у виробництво:
2NaHCO3 = Na2CO3 + CO2| + H2O.
Нагріваючи розчин, що містить хлорид амонію, з гашеним вапном, виділяють аміак:
2NH4CI + Са (ОН)2 = 2NH3|+ СаС12 + 2Н2О,
який також повертається у виробництво.
Отже, єдиним відходом виробництва є хлорид кальцію, що лиша¬ється у розчині після виділення аміаку і має обмежене застосування.
Добутий за аміачнохлоридним способом карбонат натрію не міс¬тить кристалізаційної води і називається кальцинованою содою.
Карбонат калію, або поташ, К2СО3 — це білий порошок, що роз¬пливається у вологому повітрі і добре розчиняється у воді. Його засто¬совують для виготовлення мила, тугоплавкого скла, у фотографії. Поташ добувають дією діоксиду карбону на розчин гідроксиду калію, що утворюється під час електролізу розчину хлориду калію:
2КОН + СО2 = К2СО3 + Н2О.
Важлива для практичних потреб сполука — карбамід, або сечовина, CO(NH2)2 утворюється при взаємодії діоксиду карбону з аміа¬ком під тиском:
СО2 + 2NH3 = CO (NH2)2+ Н2О.
Оксид карбону (II). Оксид карбону (II), або окис карбону, CO— безбарвний, отруйний газ, що конденсується в рідину лише при —192° С і твердне при —205° С. У воді оксид карбону розчиняється дуже мало і не вступає з нею в хімічну взаємодію. Шість валентних електронів атомів карбону і кисню розміщуються на трьох зв’язуючих молекулярних орбіталях, утворюючи потрійний зв'язок; цей зв'язок має високу міцність (1076 кДж/моль).
Структуру молекули CO можна подати схемою: С=О.
У лабораторіях оксид карбону (II) звичайно добувають, добавляючи відбирає від оцтової кислоти воду, виділяючи оксид карбону (ІІ):
НСООН = CO| + Н2О.
NaOH + CO = HCOONa.
На повітрі оксид карбону горить голубуватим полум'ям з виділенням великої кількості теплоти, перетворюючись в СО2:
2СО + О2 = 2СО2 + 566 кДж.
При підвищеній температурі оксид карбону (II) — добрий віднов¬ник, що відіграє важливу роль у металургії при відновленні металів з їхніх оксидів. Його використовують також як газоподібне паливо. Крім того, CO є однією з вихідних ре¬човин у виробництві ряду органічних сполук.
Оксид карбону дуже отруйний і особливо небезпечний тим, що не має запаху; тому отруєння ним може статися непомітно. Отруйна дія оксиду карбону, відома під назвою чаду, пояснюється тим, що CO легко сполучається з гемоглобіном крові і робить його нездатним переносити кисень від легень до тканин. Якщо вдихати свіже повітря, то утворена сполука (карбоксигемоглобін) поступово руйнується, і ге¬моглобін відновлює здатність вбирати кисень.
Силіцій у природі. Добування і властивості силіцію. Силіцій — один з найпоширеніших у земній корі елементів. Він становить 27% (мас.) доступної нашому дослідженню частини земної кори, зай¬маючи щодо поширеності друге місце після кисню. У природі силіцій трапляється лише в сполуках: у вигляді діоксиду силіцію SiO2, що та¬кож називається ангідридом силіцію, або кремнеземом, і у вигляді солей силікатних кислот (силікатів). У природі найбільше поширені алюмосилікати, тобто силікати, до складу яких входить алюміній. До них належать польові шпати, слюди, каолін та ін.
Так само як карбон, входячи до складу всіх органічних речовин, є дуже важливим елементом рослинного і тваринного світу, силіцій — основний елемент у світі мінералів і гірських порід. У більшості організмів вміст силіцію дуже невеликий. Проте деякі морські організми нагромаджують великі кількості силіцію. До багатих на нього морських рослин належать діатомові водорості, з тварин багато силіцію містять радіолярії, силіцієві губки.
Вільний силіцій можна добути, прожарюючи з магнієм дрібний білий пісок, що є діоксидом силіцію:
SiO2 + 2Mg = 2MgO + Si.
При цьому утворюється бурий порошок аморфного силіцію.
Силіцій розчиняється у розплавлених металах. При повільному охолодженні розчину силіцію в цинку або в алюмінії силіцій виді¬ляється у вигляді добре утворених кристалів октаедричної форми. Кристалічний силіцій має стальний блиск.
Кристали силіцію високої чистоти, що. мають мінімальне число дефектів структури, характеризуються дуже низькою електропровід¬ністю; домішки і порушення правильності будови різко збільшують її.
Силіцій застосовують в основному в металургії і напівпровідни¬ковій техніці. У металургії його використовують для видалення кис¬ню з розплавлених металів; він є також складовою частиною багатьох сплавів, найважливіші з яких — сплави на основі феруму, купруму та алюмінію. В напівпровідниковій техніці силіцій використовують для виготовлення фотоелементів, підсилювачів, випрямлячів. Напівпровідникові прилади на основі силіцію витримують нагрівання до 250° С, що розширює галузь їх застосування.
У промисловості силіцій добувають відновленням діоксиду силіцію коксом в електричних печах:
SiO2 + 2С = Si + 2C0|.
Добутий цим способом силіцій містить 2—5% домішок. Силіцій високої чистоти, потрібний для виготовлення напівпровідникових при¬ладів, добувають складнішим способом. Природний кремнезем пере¬водять у таку сполуку силіцію, яка піддається глибокому очищенню. Потім силіцій виділяють з добутої чистої речовини термічним розкла¬данням або дією відновника. Один з таких способів полягає в перетво¬ренні кремнезем у хлорид силіцію SiCl4, очищенні цього продукту і відновленні з нього силіцію високочистим цинком. Дуже чистий силіцій можна добути також термічним розкладанням йодиду силіцію Sil4 або силану SiH4. Добутий цим способом силіцій містить дуже мало домішок і придатний для виготовлення деяких напівпровідникових приладів. Щоб добути ще чистіший продукт, його додатково очищають, наприклад зонною плавкою
У хімічному відношенні силіцій, особливо кристалічний, малоактивний; при кімнатній температурі він безпосередньо сполучається лише з фтором. Кислоти, крім суміші фтористоводневої і нітратної, не діють на силіцій, але луги енергійно з ним реагують, виділяючи гідроген і утворюючи солі силікатної кислоти H2Si03:
Si + 2КОН + Н2О = K2Si03 + 2H2|
При наявності слідів лугу, що відіграє роль каталізатора, силіцій витісняє гідроген також з води.
При високій температурі силіцій вступає в сполуку з багатьма металами, утворюючи силіциди. Наприклад, при нагріванні діоксиду силіцію з надлишком металічного магнію силіцій, що при цьому відновлюється, сполучається з магнієм, утворюючи силіцид магнію Mg2Si:
Діоксид силіцію. Найстійкішою сполукою силіцію є діоксид силіцію, або
кремнезем, SiO2. Він трапляється у природі в кристалічному і аморф¬ному стані.
Кристалічний діоксид силіцію трапляється головним чином у вигляді мінералу кварцу. Прозорі, безбарвні кристали кварцу, що мають форму шестигранних призм з шестигранними пірамідами на кінцях, називаються гірським кришталем Гірський криш¬таль, забарвлений домішками в ліловий колір, називається аметис¬том, а в буруватий — димчастим топазом. Але частіше кварц трап¬ляється у вигляді суцільних напівпрозорих мас, безбарвних або за¬барвлених у різні кольори. Однією з різновидностей кварцу є кремінь.
До дрібнокристалічних різновидностей кварцу належать агат і яшма. Кварц входить також до складу багатьох складних гірських порід, наприклад граніту і гнейсу.
З дрібних зерен кварцу складається звичайний пісок. Чистий пі¬сок має білий колір, але частіше він буває забарвлений сполуками заліза в жовтий або червонуватий колір.
Кристалічний діоксид силіцію дуже твердий, не розчиняється у воді, плавиться близько 1610° С, перетворюючись у безбарвну рідину. Після охолодження цієї рідини утворюється прозора скловидна маса аморфного діоксиду силіцію, на вигляд схожа на скло.
Аморфний діоксид силіцію поширений у природі значно менше, ніж кристалічний. На дні морів є відклади тонкого пористого аморфного кремнезему, що називається трепелом, або кізельгуром. Ці від¬клади утворилися з SiO2, що входив до складу організмів діатомових водоростей і деяких інфузорій.
Силікатна кислота та її солі. Діоксид силіцію — кислотний оксид. Йому відповідають слабкі малорозчинні у воді силікатних кислоти. їх можна подати загальною формулою nSiO2 • mH20. У віль¬ному стані виділено ортосилікатну H4Si04, метасилікатна (або силікатну) H2SiO3 і кілька інших кислот. Метасилікатна кислота досить легко утворює перенасичені розчини, у яких вона поступово полімеризується і переходить у колоїдний стан. За допомогою стабілізато¬рів можна добути стійкі золі силікатної кислоти високої концентрації. Ці розчини застосовують у деяких виробництвах, наприклад для виготовлення паперу, обробки води. Якщо немає стабілізаторів, то золь силікатної кислоти переходить у гель. Коли висушити його, то утворюється пористий продукт (силікагель), що застосовуєтеся як осушувач та адсорбент.
Солі силікатних кислот — силікати — здебільшого у воді не розчиняються; розчиняються лише силікати натрію і калію. Вони утворюються у процесі сплавляння діоксиду силіцію з їдкими лугами або карбонатами калію і натрію, наприклад:
SiO2 + 2NaOH = Na2Si03 + H2O;
SiO2 + K2CO3 = K2Si08 + CO2|.
Завдяки зовнішній подібності до скла і розчинності у воді силі¬кати натрію і калію дістали назву розчинного скла.
Розчинне скло у вигляді водних розчинів, що називаються рідким склом, застосовують для виготовлення кислототривкого цементу і бетону, газонепроникних штукатурок по бетону, для про¬сочування тканин, виготовлення вогнезахисних фарб по дереву, для хімічного зміцнення слабких грунтів.
Каолін
Чистий каолін трапляється досить рідко. Він має білий колір і містить лише незначну домішку кварцового піску. Такий каолін вико¬ристовують для виготовлення фарфору. Звичайна глина — це суміш каоліну з іншими речовинами, що забарвлюють її в жовтуватобурий або синюватий колір.