Question:
Pourquoi le SiO2 est-il un solide alors que le CO2 est un gaz?
Dov
2015-07-31 22:11:33 UTC
view on stackexchange narkive permalink

J'avais l'impression que la chimie implique presque exclusivement des électrons de valence parce qu'il n'y a pas assez d'énergie pour éliminer les électrons situés plus près du noyau.

Si c'est vrai et que les éléments de la même période ont des propriétés similaires parce qu'ils ont le même nombre d'électrons de valence, alors pourquoi $ \ ce {SiO2} $ est-il un solide et $ \ ce {CO2} $ un gaz? Une différence de masse d'un facteur 2,5 ne peut certainement pas être si grave.

Est-ce à cause d'une différence de force de van der Waals, parce que le silicium a des électrons supplémentaires qui entraînent la formation de composés à partir de celui-ci étant plus symétriques que ceux formés à partir de carbone?

Le CO2 est basé sur des doubles liaisons, O = C = O. Le cœur de la question est donc: "Pourquoi le carbone peut-il facilement former des doubles (et même triples) liaisons fortes, alors que le silicium est à peine capable de former des doubles liaisons faibles?"
Considérant que le point de sublimation de la glace sèche n'est que de $ -70 {} ^ {\ circ} $ C, un facteur de 2,5 de la masse est probablement suffisant pour expliquer cela.
Aussi facile si l'on est chimiste: le silicium peut former des liaisons $ (d-p) \ \ pi $, car il peut utiliser son orbitale d alors que le carbone ne le peut pas. De plus, les siliciums ont un rayon plus grand et les liaisons pi ne peuvent pas être formées efficacement. Pour faire court: principalement à cause du plus grand rayon du silicium.
Tous les éléments d'une colonne du tableau périodique partagent-ils le même point d'ébullition? Non. Alors pourquoi vous attendez-vous à ce qu'ils soient la même phase de matière à température ambiante?
Cinq réponses:
#1
+11
matt_black
2017-08-02 04:28:20 UTC
view on stackexchange narkive permalink

La raison pour laquelle le dioxyde de carbone est un gaz et le dioxyde de silicium est un solide est que leurs structures chimiques sont différentes.

Le dioxyde de carbone est un structure linéaire avec deux doubles liaisons entre le carbone et l'oxygène. C'est une petite molécule et non polaire avec seulement des liaisons faibles entre les molécules. C'est donc un gaz.

Le dioxyde de silicium n'est pas formé de petites molécules. Il se compose d'un réseau infini de silicones où chaque silicium est lié à quatre oxygènes séparés (et chaque oxygène est partagé entre deux silicons). Cela crée un solide solide réfractaire (le verre et le sable sont principalement du dioxyde de silicium aka silice). La même formule globale apparente ne décrit donc pas du tout la structure réelle des composés. Mais les structures expliquent la différence de comportement.

Bien sûr, cela n'explique pas pourquoi le silicium préfère se lier à quatre oxygènes alors que le carbone n'en préfère que deux . Ce n'est pas tout à fait simple et résulte des forces de liaison relatives des liaisons carbone-oxygène, des doubles liaisons carbone-oxygène et des liaisons équivalentes pour le silicium et l'oxygène. La version simple est que les liaisons silicium-oxygène sont fortes par rapport à leurs équivalents à double liaison, tandis que les doubles liaisons carbone-oxygène sont fortes par rapport à leurs équivalents à simple liaison. Ou, plus précisément, si nous pouvions solidifier un réseau carbone-oxygène avec la structure équivalente à la silice, il aurait tendance à se désagréger en dioxyde de carbone. Si nous pouvions fabriquer des molécules de dioxyde de silicium, elles réagiraient avec la libération d'énergie pour donner de la silice.

Des explications plus approfondies auraient besoin d'examiner pourquoi les forces relatives des liaisons doubles et simples se révèlent de cette façon, mais cela entrerait dans la mécanique quantique moléculaire et ne serait pas beaucoup plus utile comme explication.

L'explication la plus simple est le fait que les structures sont différentes.

Salut, merci pour votre réponse! Dans mon livre ([amazon] (https://www.amazon.in/Problems-Inorganic-Chemistry-V-Jaiswal/dp/8193040538/ref=sr_1_1?ie=UTF8&qid=1511098645&sr=8-1&keywords=problems+in+ inorganique + chimie + par + vk + jaiswal)), il est donné que «Si ne peut pas former de liaisons stables avec O, donc, Si doit former un réseau 3d. C'est la raison pour laquelle $ \ ce {CO2} $ est un gaz while $ \ ce {SiO2} $ est un solide "Que diriez-vous à ce sujet? Est-ce correct ou pas? Merci!
@GaurangTandon Si votre devis est exact, c'est qu'il est faux. Si est heureux de former des liaisons stables avec l'oxygène: le problème est que, collectivement, les liaisons * simples * Si-O sont beaucoup plus stables que les * doubles * liaisons. Vous ne pouvez pas créer une petite molécule non chargée avec seulement des liaisons Si-O simples, vous vous retrouvez donc avec un réseau. Le problème est la stabilité relative des obligations simples et doubles.
#2
+7
EpsilonDelta
2015-07-31 22:32:10 UTC
view on stackexchange narkive permalink

Si vous regardez la structure cristalline du dioxyde de silicium ($ \ ce {SiO2} $), vous verrez qu'il est composé de tétraèdres (un silicium entouré de 4 atomes d'oxygène) et ces tétraèdres sont à leur tour connectés les uns aux autres , et forment ensuite un réseau bidimensionnel suffisamment grand pour faire de cette substance un solide.

De plus, le facteur de 2,5 en masse fait une grande différence, mais ce n'est pas pertinent pour cette discussion. Je recommanderais de lire tout livre de chimie inorganique où ces sujets sont discutés en profondeur. Les forces de Van der Vaals ne jouent un rôle significatif que dans les glucides à longue chaîne, comme les graisses, et ne sont pas vraiment observées dans les molécules «inorganiques».

$ \ ce {CO_2} $ les molécules ne peuvent pas former un cristal dans le comme le font $ \ ce {SiO2} $ units, et je ne pense pas devoir expliquer pourquoi. De plus, il n'a pas de moment dipolaire ni de forces de van der Waals entre les molécules.

Le dioxyde de silicium doit également être non polaire par symétrie, qu'il soit dans la même structure que CO $ {} _ {2} $ ou non.
C'est vrai, mais cela n'a pas vraiment d'importance pour cette question, car comme je l'ai dit, SiO2 forme de grands réseaux 2-D.
Bien sûr, mais vous évoquez le fait que CO $ {} _ {2} $ n'a pas de moment dipolaire, ce qui ne le distingue pas de SiO $ {} _ {2} $. Quelle structure prend la glace sèche? Je suppose que ce serait similaire à celui du dioxyde de silicium solide. Je pense vraiment que la masse est la principale différence ici.
Vous vous trompez, ce n'est même pas un peu similaire à la structure du CO2 solide. La différence de masse n'est sûrement pas la principale différence, chaque manuel inorganique vous le montrera.
Le dioxyde de silicium est un réseau 3D et non un réseau 2D.
Les forces de Van der Waals sont pertinentes pour tout, même le dioxyde de carbone (ce serait pourquoi le CO2 peut être transformé en un solide ou un liquide). Ils se trouvent tout simplement sans rapport avec la différence entre le CO2 et le SiO2, qui est une conséquence des différentes structures de liaison covalente dans les deux composés.
#3
+3
Beerhunter
2015-08-01 15:53:24 UTC
view on stackexchange narkive permalink

Des éléments de la réponse sont également contenus dans d'autres réponses ici, mais cela nécessite un peu plus de taquineries. Cela a à voir avec les énergies de liaison de C-O, Si-O, C = O et Si = O. Je n'ai pas les chiffres sous la main, mais calculez-le et cela vous indiquera que le carbone est le plus stable sous la forme de $ \ ce {CO2} $ et le silicium le plus stable en tant que réseau tétraédrique (similaire au diamant. )

La raison pour laquelle $ \ ce {CO2} $ est un gaz peut facilement être expliquée en utilisant les principes de liaison intermoléculaire, que vous pouvez rechercher facilement.

#4
-3
t0xic
2015-08-01 00:52:53 UTC
view on stackexchange narkive permalink

C'est à cause de la structure du $ \ ce {CO2} $. Deux des électrons de valence du carbone s'hybrident en deux orbitales hybrides $ sp $. En conséquence, la molécule est unidimensionnelle avec un angle de 180 $ ^ \ circ $ entre les liaisons et complètement non polaire. Le $ \ ce {Si} $, par contre, ne forme pas de telles liaisons et l'angle est loin de 180 °, ce qui, en conjonction avec les oxygènes, une électronégativité élevée le rend assez polaire. Ainsi, l'interaction entre les atomes $ \ ce {Si} $ et $ \ ce {O} $ voisins de différentes molécules $ \ ce {SiO2} $ est beaucoup plus élevée et par conséquent vous avez besoin de beaucoup plus d'énergie pour casser le solide, ce qui lui donne un point de fusion augmenté.

La masse (comme discuté dans divers commentaires) ne joue ici aucun rôle puisqu'il s'agit d'interaction ou de forces. L'attraction gravitationnelle d'atomes ou de molécules uniques est ridiculement petite et ne trouve jamais aucune considération dans de tels calculs (comme il se doit!).

Il n'y a pas de molécules différentes dans le SiO2 solide - c'est un réseau 3D!
Ensuite, interprétez le mot * différent * de la bonne manière.
Le fait est que les molécules * particulières * de CO2 qui forment du CO2 solide seront libérées lorsque le CO2 se sublime. Cependant, comme SiO2 (g) se condense en SiO2 solide et que vous séparez le SiO2 solide, vous n'obtiendrez pas les «mêmes» molécules de SiO2 (g). Le Si et l'O perdent leur associativité moléculaire dans le solide.
Il n'y a pas de * molécules * de SiO2. La silice est un réseau infini / solide covalent.
Je crains quelque peu que des réponses manifestement incorrectes et déroutantes soient acceptées comme la bonne réponse.
@matt_black C'est une situation délicate dans laquelle se trouver. Y a-t-il un moyen pour qu'une modification de petite à moyenne taille l'améliore? (Je comprends tout à fait l'essentiel de vos arguments, mais je ne serais pas à l'aise de changer quoi que ce soit moi-même). Sinon, nous ne pouvons qu'espérer que les utilisateurs verront les autres réponses sont plus fortement votées.
@jonsca Je crains que la réponse passe à côté de l'essentiel et confond trop de problèmes non pertinents. Je soupçonne que nous devons simplement compter sur le vote plutôt que sur l'acceptation et j'espère que c'est ce que font également les utilisateurs.
@jonsca et quelques autres votes contre des gens qui savent de quoi ils parlent ne feraient aucun mal.
#5
-3
Rajeshkhandelwal
2017-03-03 00:02:58 UTC
view on stackexchange narkive permalink

La silice ($ \ ce {SiO_2} $) a une structure tridimensionnelle. Il a des liaisons Si-O très fortes et il a un point de fusion élevé.

Cependant, dans $ \ ce {CO2} $ (qui a une forme linéaire) il y a des liaisons CO faibles sans moment dipolaire et il a une hybridation sp. En raison de ce type de liaison et de grandes lacunes dans la molécule $ \ ce {CO2} $, $ \ ce {CO2} $ est un gaz.



Ce Q&R a été automatiquement traduit de la langue anglaise.Le contenu original est disponible sur stackexchange, que nous remercions pour la licence cc by-sa 3.0 sous laquelle il est distribué.
Loading...