Monossido di silicio

Monossido di silicio
Struttura di Lewis del monossido di silicio
Struttura di Lewis del monossido di silicio
Struttura 3D a sfere-stecche del monossido di silicio
Struttura 3D a sfere-stecche del monossido di silicio
Struttura 3D a sfere Van der Waals del monossido di silicio
Struttura 3D a sfere Van der Waals del monossido di silicio
Nome IUPAC
Monossido di silicio[1]
Nomi alternativi
Ossido di silicio
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolareSiO
Massa molecolare (u)44,09 g/mol
Aspettosolido marrone scuro
Numero CAS10097-28-6 Immagine_3D
Numero EINECS233-232-8
PubChem66241
SMILES
[O+]#[Si-]
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.)2,13 (20 °C)
Solubilità in acqua(20 °C) insolubile
Temperatura di fusione>1,702 °C (>1,975 K)
Temperatura di ebollizione1,880 °C (2,153 K)
Indicazioni di sicurezza
Frasi H---
Consigli P---[2]

Il monossido di silicio è un ossido del silicio di formula SiO.[3]

A temperatura ambiente si presenta come un solido marrone scuro inodore.

È usato sotto alto vuoto per colorare materie plastiche o di vetro e in rivestimenti multistrato di ottiche, principalmente in infrarosso, ma anche nel visibile.[4]

Formazione di SiO

Il primo articolo accurato sulla formazione di SiO risale al 1887[5] redatto dal chimico Charles F. Maybery (1850–1927) al Case School of Engineering in Cleveland. Maybery pubblicò la formazione di SiO come una sostanza giallo-verde amorfa con lucentezza vitrea quando la silice veniva ridotta con carbone in assenza di metalli in un forno.[6]La sostanza è stata sempre notata all'interfaccia tra il carbone e le particelle di silice. Studiando alcune sue proprietà chimiche, come la gravità specifica, e l'analisi della combustione, Maybery dedusse che doveva essere SiO. L'equazione chimica della riduzione parziale di SiO2 con C è la seguente:

SiO2 + C   ⇌   SiO + CO

La riduzione completa di SiO2 con il doppio della quantità di carbonio produce silicio elementare e il doppio della quantità di monossido di carbonio.

SiO2 + 2 C   ⇌   Si+ 2 CO

Nel 1890, il chimico tedesco Clemens Winkler (lo scopritore del germanio) fu il primo a provare a produrre SiO riscaldando diossido di silicio con silicio in un forno a combustione.[7]

SiO2 + Si   ⇌   2 SiO

Ebbene, Winkler non era in grado di produrre il monossido poiché la temperatura della miscela era solo intorno 1000 °C. L'esperimento fu ripetuto nel 1905 da Henry Noel Potter (1869–1942), un ingegnere della Westinghouse. Usando una fornace elettrica, Potter riuscì ad ottenere una temperatura di 1700 °C e osservò la formazione di SiO.[5]Potter ha anche studiato le proprietà e le applicazioni della forma solida di SiO.[8][9]

A causa della volatilità di SiO, la silice può essere rimossa dalle rocce o dai minerali per riscaldamento con silicio e produrre così SiO gassoso.[10]Tuttavia, a causa delle difficoltà associate alla misurazione accurata della sua pressione di vapore e alla dipendenza dalle specifiche del progetto sperimentale, sono stati riportati in letteratura vari valori per la tensione di vapore di SiO(g). Per la pressione parziale di SiO (p(SiO)) sopra silicio fuso in un crogiolo di quarzo (SiO2) al punto di fusione del silicio, uno studio ha fornito un valore di 0,002 atm.[11] Per la vaporizzazione diretta di SiO solido puro amorfo, è stata registrata una p(SiO) di 0,001 atm.[12] Per un sistema di rivestimento, al confine di fase tra SiO2 e un siliciuro, si è notata una p(SiO) di 0,01 atm.[13] La silice stessa, o refrattari contenenti SiO2, si possono ridurre con H2 o CO ad alta temperatura, e.g.:[14]

SiO2(s) + H2(g) ⇌ SiO(g) + H2O(g)

Quando il prodotto SiO si volatilizza (viene rimosso), l'equilibrio della reazione si sposta a destra, ne risulta un consumo continuo di SiO2. In base alla dipendenza del tasso di perdita di peso di silice dalla velocità dil flusso dil gas all'interfaccia, la velocità di questa riduzione sembra essere controllata dalla diffusione convettiva o dal trasferimento di massa dalla superficie di reazione.[15][16]

Note

  1. ↑ Nomenclature of Inorganic Chemistry : IUPAC Recommendations 2005 (Red Book), Cambridge, The Royal Society of Chemistry, 2005, p. 315, ISBN 978-0-85404-438-2.
  2. ↑ Sigma Aldrich; rev. del 30.01.2011
  3. ↑ (EN) PubChem, Silicon oxide (SiO), su pubchem.ncbi.nlm.nih.gov. URL consultato il 20 luglio 2026.
  4. ↑ Silicon monoxide CAS#: 10097-28-6, su www.chemicalbook.com. URL consultato il 20 luglio 2026.
  5. 1 2 J. W. Mellor "A Comprehensive Treatise on Inorganic and Theoretical Chemistry" Vol VI, Longmans, Green and Co. (1947) p. 235.
  6. ↑ C. F. Maybery J. Am. Chem. Soc. 9, 11, (1887).
  7. ↑ C. Winkler Ber. 23, (1890) p. 2652.
  8. ↑ U.S. Patent 182, 082, 26 luglio 1905.
  9. ↑ E. F. Roeber H. C. Parmelee (Eds.) Electrochemical and Metallurgical Industry, Vol. 5 (1907) p. 442.
  10. ↑ Holleman, Arnold Frederik; Wiberg, Egon (2001), Wiberg, Nils, ed., "Inorganic Chemistry", tradotto da Eagleson, Mary; Brewer, William, San Diego/Berlino: Academic Press/De Gruyter, ISBN 0-12-352651-5
  11. ↑ W. C. O'Mara, R. B. Herring, L. P. Hunt, "Handbook of Semiconductor Silicon Technology". Noyes Publications (1990), p. 148
  12. ↑ J. A. Nuth III, F. T. Ferguson, The Astrophysical Journal, 649, 1178-1183 (2006)
  13. ↑ "High-Temperature Oxidation-Resistant Coatings". National Academy of Sciences/National Academy of Engineering (1970), p. 40
  14. ↑ Charles A. "Schacht Refractories handbook (2004)". CRC, ISBN 0-8247-5654-1.
  15. ↑ G. Han; H. Y. Sohn. J. Am. Ceram. Soc. 88 [4] 882-888 (2005)
  16. ↑ R. A. Gardner J. Solid State Chem. 9, 336-344 (1974)

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