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.

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.

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.

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!).

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.